Univerzita Jana Evangelisty Purkyně v Ústí nad Labem Přírodovědecká Fakulta. Anorganická chemie. Ing. Alena Fišerová

Univerzita Jana Evangelisty Purkyně v Ústí nad Labem Přírodovědecká Fakulta

Anorganická chemie Ing. Alena Fišerová

2012

Obsah: 1. Periodická soustava prvků (PSP), periodický zákon, zákonitosti platné v PSP. 2. Chemie vybraných prvků: vodík, kyslík, dusík. 3. Vzácné plyny 4. Uhlík, bor, křemík. 5. Síra, fosfor, selen, tellur. 6. Arsen, antimon, bismut. 7. Cín, olovo, germanium. 8. Hliník, gallium, indium, thallium. 9. Alkalické kovy. 10. Beryllium, hořčík + kovy alkalických zemin. 11. Železo, měď, stříbro, zlato. 12. Zinek, rtuť, kadmium.

Periodická soustava prvků Rozvoj chemického poznání v 19. stol. ukázal, že některé prvky vykazují podobné vlastnosti a vytvářejí tak přirozené skupiny. Při hledání systematiky prvků byla nejčastěji sledována souvislost mezi atomovou hmotností prvku a jeho fyzikálními a chemickými vlastnostmi. Na základě těchto souvislostí formuloval D. I. Mendělejev (1869) svůj periodický zákon. S rozvojem vědy se ukázalo, že vlastnosti prvků souvisí s jejich protonovým číslem a od něj odvozeným uspořádáním elektronového obalu jejich atomů. periodický zákon: zákon chemické a mnohé vlastnosti prvků a jejich sloučenin jsou periodickou funkcí jejich protonových čísel. Periodická soustava prvků (PSP) Periodická soustava prvků je grafickým vyjádřením periodického zákona. současná PSP obsahuje 112 prvků, uspořádaných do 7 period (řádků) a 18 skupin (sloupců) podle rostoucího protonového čísla.

Zákonitosti platné v PSP • Periodicita vlastností prvků je důsledkem výstavbového principu, tj. postupného periodického obsazování atomových orbitalů elektrony. • Každá perioda začíná prvkem, obsahujícím první elektron v orbitalu s v poslední valenční sféře (1. perioda začíná vodíkem, každá další alkalickým kovem). • Každá perioda končí vzácným plynem, v němž je právě dokončeno obsazování nejvyšší valenční sféry – u helia orbitalu 1s druhým elektronem, v dalších periodách šestým elektronem v orbitalu np. • Pořadové číslo periody odpovídá hlavnímu kvantovému číslu poslední obsazované (valenční) sféry. • Chemické vlastnosti prvků závisí na uspořádání jejich valenčních elektronů. Od elektronové konfigurace je odvozena hodnota oxidačních čísel, počet a typ možných chemických vazeb a tím také typ předpokládaných sloučenin. • Fyzikální vlastnosti prvků závisí na typu a velikosti sil, kterými jsou základní částice k sobě vázány.

Podobnost prvků • Atomy prvků umístěné ve stejné skupině PSP mají stejné uspořádání valenční sféry a proto mají také velmi podobné chemické vlastnosti. • s- a p- prvky vykazují výraznou podobnost chemických vlastností ve skupinách (svisle). Označují se také jako prvky nepřechodné. • d- a zejména f- prvky, které mají stejný počet elektronů ve valenční sféře a liší se uspořádáním vnitřních elektronových vrstev, vykazují značnou podobnost v periodě (vodorovně). Označují se také jako prvky přechodné. Valenční elektrony • Počet elektronů v poslední obsazované vrstvě je pro jednotlivé skupiny PSP dán výstavbovým principem a je pro ně charakteristický. Některé skupiny prvků mají vžité triviální názvy: alkalické kovy: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr kovy alkalických zemin: Ca, Sr, Ba kovy vzácných zemin: Sc, Y, lanthanoidy triáda železa: Fe, Co, Ni lehké platinové kovy: Ru, Rh, Pd těžké platinové kovy. Os, Ir, Pt

triely: B, Al, Ga, In, Tl tetrely: C, Si, Ge, Sn, Pb pentely: N, P, As, Sb, Bi chalkogeny: O, S, Se, Te, Po halogeny: F, Cl, Br, I, At vzácné plyny: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Periodicita oxidačních stavů prvků Většina prvků se ve svých sloučeninách vyskytuje v několika různých oxidačních stavech. Některé jsou velmi časté a stabilní, jiné jsou méně běžné a nestálé případně zcela výjimečné. Platí, že: prvky I. skupiny (A i B) mají maximální pozitivní oxidační číslo I prvky II. skupiny (A i B) mají maximální pozitivní oxidační číslo II . . prvky VII. skupiny (A i B) mají maximální pozitivní oxidační číslo VII

Výjimku z toho pravidla nacházíme u kyslíku a některých halogenů. Kyslík a fluor jen velmi neochotně nabývají jakéhokoliv kladného oxidačního čísla. Jinou výjimkou jsou naopak vyšší maximální oxidační čísla než by odpovídalo číslu skupiny. Příkladem je měď ( I.B skup.) kladná ox. čísla jsou ne jen I ale také II, výjimečně i III. (obdobně také u Ag, Au) Z postavení prvků v periodické tabulce lze vyčíst i nejnižší záporné oxidační číslo prvku Prvky skupiny VII. A. mají nejnižší možné záporné ox. číslo –I (F, Cl…) Prvky skupiny VI. A. mají nejnižší možné záporné ox. číslo –II (O, S…) Prvky skupiny V. A. mají nejnižší možné záporné ox. číslo –III (N, P…) Prvky skupiny IV. A. mají nejnižší možné záporné ox. číslo –IV (C, Si..) Vzniklé ionty mají konfiguraci vzácného plynu Prvky jiných než uvedených skupin se dosažením záporného oxidačního stavu stabilizují jen zcela vyjímečně.

Sekundární periodicita Prvky n-té periody jsou obdobou prvků periody n+2 Chemické vlastnosti prvků stojících ve sloupci ob jedno místo jsou si velmi blízké. Např. u trojice prvků Cl, Br a I zjišťujeme, že běžně existuje chloristanový a jodistanový anion, kdežto bromistanový anion je velmi nestálý. Obdobný jev lze pozorovat u prvků N, P, As, Sb. Např. PCl5 a SbCl5 jsou velmi stálé sloučeniny, NCl5 a AsCl5 nikoliv. Kovový a nekovový charakter prvků Převážná většina prvků periodického systému vykazuje vlastnosti kovů (> 85) Méně je nekovů (17) A pouze několik prvků tvoří přechod mezi kovy a nekovy (6) Nekovy: vzácné plyny, H, C, N, O, F, P, S, Cl, Se, Br, I Polokovy: B, Si, As, Te, Ge, Sb Kovový a nekovový charakter prvků je v podstatě určován poměrem velikosti ionizační energie a elektronové afinity jejich atomů. Prvky s nízkou ionizační energií chápeme jako kovy.

Přitom víme, že nejnižší hodnoty ionizačních energií mají atomy, které se svojí elektronovou strukturou nejvíce blíží el. struktuře nejblíže nižšího vzácného plynu a zároveň objemnější atomy. Z tohoto důvodu jsou nejtypičtějšími kovy alkalické kovy. Z nich je nejkovovější cesium a francium. Prvky s vysokou ionizační energií a zároveň vysokými hodnotami elektronových afinit, se nám chemicky jeví jako nekovy. Tyto prvky se velice málo liší svojí elektronovou konfigurací od el. konfigurace nejblíže vyššího vzácného plynu. Zároveň je pro ně typický malý objem atomů. Typickými nekovy jsou proto halogeny, jevíce nekovový charakter má fluor. Dále také vzácné plyny ( nevyšší hodnoty ionizačních energií). K posouzení kovového či nekovového charakteru může posloužit empirické pravidlo: Prvek je kovem, jestliže počet elektronů jeho nejvyšších zaplňovaných orbitalů je roven číslu periody, v níž se prvek nachází, nebo je nižší. Prvky, které tuto podmínku nesplňují jsou nekovy.

Periodická soustava prvků (PSP) Otázky: 1. 2. 3. 4.

Definujte pojem periodický zákon Vysvětlete nejdůležitější zákonitosti platné v PSP Vysvětlete pojem sekundární periodicita Které prvky periodického systému lze zařadit mezi kovy, které mezi nekovy a polokovy?

Chemie vybraných prvků

Vodík

Historie vodík byl objeven v roce 1766 angličanem Henrym Cavendishem Výskyt vodíku Na Zemi velmi vzácně, pouze např. v sopečných plynech. V pořadí zastoupení prvků na Zemi zaujímá vodík deváté místo, hmotnostní zlomek je asi 1 %. Elementární vodík se vyskytuje jen ve vysokých vrstvách atmosféry. Vázaný především ve vodě a v organických sloučeninách, zejména v uhlovodících (uhlí, ropě, živočišných a rostlinných organizmech). Vodík patří společně s uhlíkem, kyslíkem a dusíkem mezi tzv. biogenní prvky, které tvoří základní stavební kameny všech živých organizmů.

Fyzikální vlastnosti vodíku Vodík je bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, obtížně zkapalnitelný. Má nejmenší atom i molekulu, je to nejlehčí plyn (14x lehčí než vzduch). Svými vlastnostmi se ze všech plynů nejvíc blíží ideálnímu plynu. Je hořlavý, hoří namodralým plamenem, ale hoření nepodporuje. Má tři izotopy

1H Protium (nemá žádný neutron) 2H Deuterium D (v jádře má navíc 1 neutron) 3H Tritium T (v jádře má navíc 2 neutrony). 3H byl uměle připraven, je radioaktivní Chemické vlastnosti vodíku Vodík je za normální teploty stabilní, za pokojové teploty se slučuje pouze s fluorem. Je značně reaktivnější při zahřátí, především s kyslíkem a halogeny se slučuje velmi bouřlivě. Vodík je velmi málo rozpustný ve vodě, ale některé kovy ho pohlcují (nejlépe palladium). Vodík vytváří sloučeniny se všemi prvky periodické tabulky s výjimkou vzácných plynů, zejména pak s uhlíkem, kyslíkem, sírou a dusíkem, které tvoří základní stavební jednotky života na Zemi.

Vodík je schopen tvořit zvláštní typ chemické vazby, nazývaný vodíková vazba nebo také vodíkový můstek. Mimořádně silná je vodíková vazba s atomy kyslíku, což vysvětluje anomální fyzikální vlastnosti vody (vysoký bod varu a tání atd.). Zajímavou vlastností vodíku je jeho schopnost „rozpouštět“ se v některých kovech, např. v palladiu nebo platině, které poté fungují jako katalyzátory reakcí. Je to způsobeno tím, že má vodík velmi malé molekuly, které jsou schopny procházet různými materiály. Laboratorní příprava • Rozpouštění neušlechtilých kovů v neoxidujících kyselinách. Nejčastěji se k tomu využívá reakce zinku s kyselinou chlorovodíkovou Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 (Al, Sn, Cd, Fe...) • Reakcí amfoterních kovů s roztoky hydroxidů. Nejtypičtější je reakce hliníku či olova s roztokem hydroxidu sodného. Popřípadě lze využít reakce křemíku s roztokem hydroxidu 2 Al + 2 NaOH + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2 Pb + 2 NaOH + 6 H2O → Na2[Pb(OH)4] + 3 H2 Si + 4 NaOH → Na4SiO4 + 2 H2

• Reakce hydridu vápenatého s vodou. (Této reakce se však příliš nevyužívá z důvodu vysoké ceny CaH2) CaH2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + 2 H2 • Vedením vodní páry přes rozžhavené železo. Tento oxid se dá využít k tvorbě permanentních magnetů. 3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2 • reakce koksu s vodní párou (dříve velmi využívaná reakce). Takto vzniká hlavně vodní plyn. H2O + C → CO + H2 … reakce probíhá dále … CO + H2O → CO2 + H2 • katalytický rozklad amoniaku při teplotě okolo 1000°C 2 NH3 → N2 + 3 H2 Průmyslová výroba • Redukce vodní páry rozžhaveným koksem C + H2O (g) → H2 + CO • pyrolýza methanu (zemního plynu) při 1500°C. 2 CH4 → C2H2 + 3 H2

• katalytické štěpení methanolu vodní parou při 250°C. CH3OH + H2O → CO2 + 3 H2 • elektrolýza vody 2 H2 O → 2 H2 + O2

vodík se vylučuje na katodě

Využití •

hydrogenační činidlo, sloužícím k sycení násobných vazeb organických molekul, např. při ztužování rostlinných olejů. • v metalurgii jako redukční činidlo k získávání kovů z jejich rud např. wolfram, molybden. (pouze tehdy, kdy nelze využít běžnější redukční činidla, jako např. koks nebo dřevěné uhlí. Je to jednak kvůli poměrně vysoké ceně vodíku, ale především s ohledem na riziko možného výbuchu • zdroj energie přestavuje pravděpodobně budoucnost energetiky i dopravy. Při spalování vodíku vzniká vedle značného energetického zisku pouze ekologicky naprosto nezávadná voda. Automobilové motory na bázi spalování plynného vodíku jsou v současné době předmětem intenzivního výzkumu předních světových výrobců motorů. • pro výhodný poměr chemická energie/hmotnost je vodík používán jako raketové palivo

svařování nebo řezání kyslíko-vodíkovým plamenem (hoření vodíku s kyslíkem je silně exotermní a vyvíjí teploty přes 3 000 °C). • výroba amoniaku z prvků - dusíku a vodíku. Reakce probíhá za teploty okolo 500°C, tlaku 10-100 MPa a katalyzátoru aktivovaného železa N2 + 3 H2 → 2 NH3 • výroba chlorovodíku, který pak zavádíme do vody a vzniká kyselina chlorovodíková, která se v průmyslu používá k mnoha reakcím a syntézám. H2 + Cl2 → 2 HCl Sloučeniny Hydridy Hydridy jsou obecně všechny dvouprvkové sloučeniny vodíku s prvky. V užším slova smyslu se jako hydridy označují pouze dvouprvkové sloučeniny vodíku s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin. Hydridy se dělí na iontové kovalentní (molekulové) kovové Hydrid sodný NaH je bílá krystalická látka s vysokou teplotou tání a varu, která se dá využít jako velmi silné redukční činidlo. Připravuje se zahříváním sodíku v atmosféře vodíku. S vodou reaguje za vzniku hydroxidu sodného a vodíku. Je to iontový hydrid 2 Na +H2 → 2 NaH

• Hydrid vápenatý CaH2 je bílá krystalická látka s vysokou teplotou tání a varu, která se dá využít jako velmi silné redukční činidlo. Připravuje se zahříváním vápníku v atmosféře vodíku. Ca +H2 → CaH2 S vodou reaguje za vzniku hydroxidu vápenatého a vodíku. Je to iontový hydrid. • Amoniak, čpavek neboli azan NH3 je bezbarvý plyn nepříjemného čpavého zápachu. Dá se lehce zkapalnit a v laboratoři se používá jako polární rozpouštědlo. Vzniká reakcí dusíku s vodíkem za vyšší teploty a vysokého tlaku. Je to kovalentní hydrid. • Voda (v systematickém názvosloví někdy oxan) H2O je bezbarvá kapalina bez chuti a zápachu. Je to nejběžnější polární rozpouštědlo na Zemi. Vzniká reakcí vodíku s kyslíkem. Je to kovalentní hydrid. • Sirovodík neboli sulfan H2S je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem po zkažených vejcích. Je extrémně jedovatý - 0,015% ve vzduchu může způsobit smrt. Je lehce rozpustný ve vodě za vzniku slabě kyselého prostředí. V přírodě vzniká tlením bílkovinných organismů s obsahem síry. Průmyslově se vyrábí vytěsňováním ze svých solí silnější kyselinou. FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2

• Fluorovodík HF je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako středně silná kyselina a z halogenovodíků je nejslabší. Používá se k uměleckému leptání skla a jako velmi silné oxidační činidlo. Připravuje se reakcí vodíku s fluorem nebo vytěsněním ze své soli. CaF2 + H2SO4 → 2 HF + CaSO4 • Chlorovodík HCl je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako silná kyselina, která je silnější než fluorovodík, ale slabší než bromovodík a jodovodík. Používá se k výrobě chloridů. Vyrábí se reakcí vodíku s chlorem nebo vytěsněním ze své soli. 2 NaCl + H2SO4 → 2 HCl + Na2SO4 • Bromovodík HBr je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako silná kyselina, která je silnější než chlorovodík, ale slabší než jodovodík. Nemá významné praktické použití, ale lze jej použít jako slabé redukční činidlo. Vyrábí se pouze reakcí bromu s vodíkem, nelze jej vytěsnit z jeho soli. • Jodovodík HI je plyn bez barvy s nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako velmi silná kyselina a z halogenovodíků je nejsilnější. Nemá významné praktické využití, ale lze jej použít jako silnější redukční činidlo. Vyrábí se pouze reakcí vodíku s jodem, nelze jej vytěsnit z jeho soli.

• kyseliny - atom vodíku je složkou každé kyseliny. Ve vodě odštěpuje kyselina ion H+ a následně vytvoří s molekulou vody oxoniový kation H3O+. Kyseliny v roztoku mají pH menší než 7. • hydroxidy -ve vodě hydroxidy odštěpují anion OH- a v roztoku mají pH větší než 7. • hydráty solí = látky, které obsahují ve své struktuře vázané (komplexně i hydratačně) molekuly vody. Zahříváním se tyto molekuly vody odštěpují a rozpouštěním látek ve vodě opět poutají molekuly vody. Při poutání molekuly vody - hydrataci - se u některých sloučenin uvolňuje tzv. hydratační teplo – např. CaCl2 + 2 H2O → CaCl2.2 H2O + teplo. • protium, tvořený jedním protonem a jedním elektronem. Tento izotop je nejjednodušší atom ve vesmíru a tvoří jeho převažující část. • deuterium Atom s jádrem 2H, který obsahuje v jádře jeden proton a jeden neutron a od běžného vodíku se liší především atomovou hmotností 2,01363 amu. Někdy mu bývá přiřazována i chemická značka D, přestože se nejedná o jiný prvek. Deuterium je stabilní izotop, který nepodléhá radioaktivní přeměně. V přírodě se běžně vyskytuje vedle lehkého vodíku. V průměru připadá jeden atom deuteria na 7 000 atomů vodíku.

• Tritium je izotop 3H, který má jádro složeno z jednoho protonu a 2 neutronů a bývá někdy označován chemickou značkou T. Jeho atomová hmotnost je 3,01605 amu. • Na rozdíl od deuteria je jádro tritia nestabilní a rozpadá se s poločasem rozpadu 12,4 roku za vyzáření pouze málo energetického beta záření. • V přírodních podmínkách vzniká tritium především v horních vrstvách atmosféry při kolizi kosmického záření s jádrem atomu deuteria. • Uměle je tritium získáváno v jaderných reaktorech při výrobě plutonia z přírodního uranu. Tritium slouží jako jedna složka náplně termonukleární bomby, nejničivější lidmi vyrobené zbraně.

Kyslík Značka O Mezinárodní název Oxygenium Protonové číslo 8 Molová hmotnost 15,999 g mol-1 Elektronová konfigurace 1s2 2s2 2p4 Elektronegativita 3,5 Oxidační čísla -II, -I, 0 Teplota varu -183,0 °C

historie: kyslík byl objeven v roce 1772 - Carl Wilhelm Scheele Výskyt: na Zemi je kyslík velmi rozšířeným prvkem. V atmosféře tvoří plynný kyslík 21 objemových %. Voda oceánů, které pokrývají 2/3 zemského povrchu je hmotnostně složena z 90 % kyslíku. V zemské kůře je kyslík majoritním prvkem, je přítomen téměř ve všech horninách. Jeho obsah je odhadován na 46 – 50 hmotnostních %. V hlubších vrstvách zemského tělesa zastoupení kyslíku klesá a předpokládá se, že v zemském jádře je přítomen pouze ve stopách. Ve vesmíru je zastoupení kyslíku podstatně nižší. Na 1 000 atomů vodíku zde připadá pouze jeden atom kyslíku.

Fyzikální vlastnosti kyslíku Bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, obtížně zkapalnitelný. Je málo rozpustný ve vodě (32 mg/l , n.p.); i toto malé množství však postačuje pro existenci živých organizmů ve vodě. Rozpustnost kyslíku výrazně klesá s rostoucí teplotou a v přítomnosti organických látek. Chemické vlastnosti kyslíku Kyslík je velmi reaktivní prvek, slučuje se s většinou prvků přímo (kromě zlata, platiny, vzácných plynů a halogenů). Má výjimečné oxidační vlastnosti. Samovolné exotermní reakce látek s kyslíkem, při nichž se uvolňuje světlo a teplo, se označují jako hoření. Pro iniciaci hoření je třeba látku zahřát na tzv. zápalnou teplotu, která je pro různé látky rozdílná. Těkavé látky uvolněné z hořícího předmětu vytvářejí plamen. Kyslík má vysokou elektronegativitu, jeho kovalentní vazby s jinými prvky mají často polární charakter. S prvky 1. a 2. skupiny vytváří iontové oxidy. S nekovy vytváří oxidy molekulové. Jeho binární sloučeniny – oxidy tvoří základ chemického systému. Od nich je možno reakcí s vodou odvodit oxokyseliny nebo hydroxidy. Kyslík může vytvářet dvojné (např. O2, CO2), výjimečně i trojné vazby (CO).

Laboratorní příprava kyslíku Termickým rozkladem oxidů ušlechtilých kovů nebo peroxidů např. 2 HgO → 2 Hg + O2 2 H2O2 → 2 H2O + O2 MnO2 → Mn3O4 + O2 Tepelným rozkladem některých kyslíkatých solí KClO3 → KCl + O2 KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 Oxidací peroxidu vodíku KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → O2 + K2SO4+ MnSO4 + H2O Elektrolýzou vody – vylučuje se na anodě. Průmyslová výroba kyslíku Frakční destilací zkapalněného vzduchu.

Použití kyslíku kyslíko-vodíkový plamen slouží k autogennímu svařování a řezání kovů (t = 2 500 °C), do dýchacích přístrojů, v lékařství, v laboratořích k oxidaci a spalování, kapalný kyslík se spolu s vodíkem používá v palivových článcích a k pohonu raketových motorů. • Při hoření směsi kyslíku s acetylenem lze dosáhnout teploty cca 3 150 - 3 200°C. Proto se kyslíko-acetylenový plamen využívá k řezání oceli a tavení kovů s vysokým bodem tání, např. platinových kovů. • Při výrobě oceli je nutné především odstranit z matrice železa uhlík. Tzv. Bessemerův způsob výroby spočívá ve vhánění čistého kyslíku do roztaveného železa v konvertoru, kde za vysoké teploty taveniny dochází k oxidaci přítomného grafitického uhlíku na plynné oxidy, které z taveniny vytěkají.

Sloučeniny Oxidy Oxidy jsou binární sloučeniny kyslíku s dalšími prvky, v nichž má kyslík vždy oxidační číslo -II. Neobsahují vzájemné vazby mezi kyslíkem. Vznikají přímou syntézou prvků (např. hořením) nebo termickým rozkladem kyslíkatých látek. • Mnohé oxidy se vyskytují v přírodě jako kovové rudy a slouží k výrobě kovů. Mezi nejdůležitější charakteristické vlastnosti oxidů patří strukturní typ a acidobazický charakter. Dělení oxidů podle struktury • Oxidy nekovů –většinou plynné látky (kromě oxidů fosforu a jodu). Jsou kyselinotvorné. • Oxidy kovů mají různou strukturu a acidobazický charakter : • a) Iontovou strukturu (velký rozdíl elektronegativit) mají oxidy s– prvků, oxidy prvků 3. skupiny vč. lanthanoidů a oxidy d– prvků v oxidačním čísle II. Jsou to krystalické látky s vysokou teplotou tání a jsou zásadotvorné. • b) Molekulovou strukturu mají oxidy d– prvků ve svých nejvyšších oxidačních číslech (VI – VIII). Mají nízké teploty varu a tání, většinou jde o plyny nebo těkavé kapaliny. Jsou vždy kyselinotvorné.

• c) Polymerní strukturu mají oxidy polokovů. Jsou krystalické, vesměs velmi tvrdé. Polymerní oxidy mají amfoterní nebo slabě kyselý charakter. • Dělení oxidů podle reakce s vodou Acidobazické vlastnosti oxidů – udávají schopnost oxidů tvořit sloučením s vodou kyseliny nebo zásady. • a) Zásadotvorné oxidy – oxidy kovů a polokovů s oxidačním číslem < IV. Často mají iontový charakter. Jejich reakcí s vodou vznikají hydroxidy. (Na2O, CaO, K2O, BaO, Li2O, Rb2O) • b) Kyselinotvorné oxidy – oxidy všech nekovů a oxidy kovů a polokovů s oxidačním číslem > IV. Jsou to molekulové látky, jejich reakcí s vodou vznikají oxokyseliny. (SiO2, SO2, SO3, P2O5, NO2, N2O5, CO2) Označují se také jako anhydridy kyselin. • c) Amfoterní oxidy – reagují s kyselinami i zásadami za vzniku solí. Jsou to oxidy d– a p– prvků s oxidačním číslem III a IV. Jsou špatně rozpustné ve vodě. (ZnO, PbO, Al2O3) • d) Inertní (netečné) oxidy – nereagují s vodou a nevytvářejí kyseliny ani zásady. Patří k nim např. CO, N2O a NO.

Peroxidy • Peroxidy jsou binární sloučeniny kyslíku, obsahující vazbu – O–O – , která se v oxidech nevyskytuje. Formální oxidační číslo kyslíku zde je -I . • Peroxidový anion se uvádí ve tvaru O22- nebo O1-. • Peroxidy jsou odvozeny od peroxidu vodíku H2O2, který se chová jako slabá dvojsytná kyselina. • Peroxidy vznikají náhradou vodíkových atomů v H2O2 kovem nebo hořením kovů 1. a 2. skupiny v kyslíku. Draslík, rubidium a cesium hoří až na hyperoxidy (KO2, RbO2 a CsO2). • Peroxid vodíku je nestálá sloučenina, rozkládající se na vodu a kyslík podle rovnice 2 H2O2 = 2 H2O + O2 • Podle podmínek se H2O2 chová jako oxidační nebo redukční činidlo: V prvním případě se anion kyslíku v peroxidu redukuje 2 NaBr + H2O2 + H2SO4 = Br2 + Na2SO4 + 2 H2O ve druhém případě se kyslíkový anion v peroxidu oxiduje PbO2 + H2O2 = Pb(OH)2 + O2

Voda H2O Voda je nejdůležitější sloučeninou vodíku a kyslíku, nezbytnou pro život na Zemi. Pokrývá cca 2/3 zemského povrchu v kapalné formě, je vázána v řadě minerálů a hornin, je důležitou součástí živých organizmů. Vodní pára je stálou složkou atmosféry. Vlastnosti chemicky čisté vody Pro chemii je voda nejběžnějším a nejdůležitějším polárním rozpouštědlem a základní neutrální látkou. Chová se jako amfolyt – může být donorem i akceptorem protonů. Při reakci s vodou se projevují acidobazické vlastnosti látek: – vůči kyselinám se voda chová jako zásada – přijímá jejich proton, např. HCl + H2O = H3O+ + Cl– vůči zásadám se voda chová jako kyselina – odevzdá jim svůj proton, např. NH3 + H2O = NH4+ + OH• Chemicky čistá voda je bez barvy, chuti a zápachu. Její teplota tání za n.p. je 0 °C a teplota varu za n.p. 100 °C

•

• • • • •

•

•

Voda je molekulová látka. Kovalentní vazby mezi vodíkem a kyslíkem jsou vzhledem k velkému rozdílu elektronegativit výrazně polární a proto se zde ve velké míře uplatňuje mezimolekulární vodíková vazba. Ta je příčinou anomálních vlastností vody: – vyššího bodu varu, než mají ostatní hydridy, např. H2S, – maximální hodnotu hustoty vody při teplotě 3,98 °C za normálního tlaku, – menší hustoty ledu (proti kapalné H2O). Vrstva ledu zabraňuje promrzání vody do hloubky a umožňuje život ve vodě. Tvrdost vody Tvrdost vody je důležitou charakteristikou vody, je dána obsahem Ca2+, Mg2+. Nerozpustné sírany a uhličitany těchto kovů způsobují technologické problémy – vylučují se jako kotelní kámen, usazují se na vláknech textilií, znesnadňují barvení. Rozlišujeme tvrdost: karbonátovou (přechodnou), způsobenou rozpustnými Ca(HCO3)2 a Mg(HCO3)2, které lze varem převést na nerozpustné CaCO3 a MgCO3 a posléze odstranit filtrací nekarbonátovou (stálou), způsobenou CaSO4 a MgSO4, které se varem nerozkládají

• • • • •

•

Celková tvrdost je součtem stálé a přechodné tvrdosti, udává se koncentrace Ca2+ a Mg2+ v mmol dm-3. Pitná voda má mít tvrdost 1,5 – 2,1 mmol dm-3 a musí být zdravotně nezávadná, tzn. nesmí obsahovat choroboplodné bakterie a překročit dané limity škodlivých iontů těžkých kovů, NH4+ , NO3– a NO2–. Jako minerální se označují vody, obsahující více než 1 g rozpuštěných látek vč. CO2 v 1dm3. Změkčování vody – odstranění tvrdosti Dekarbonizací – varem vody (jen přechodná tvrdost) a filtrací Ca(HCO3)2 = CaCO3 (s) + CO2 + H2O Srážením – převedením na nerozpustné sloučeniny a filtrací CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 (s) + Na2SO4 3 MgCl2 + 2 Na3PO4 = Mg3(PO4)2(s) + 6 NaCl

Pomocí iontoměničů – ionexů. Iontoměniče se používají zejména k odstranění iontů Ca2+ a Mg2+ . Iontoměniče jsou buď přírodní nebo uměle připravené křemičitanové materiály, nebo jde o látky na bázi syntetických organických pryskyřic. Ionexy vždy obsahují poměrně volně vázané kationty nebo anionty. Pokud měničem protéká roztok, obsahující ionty s větší afinitou k iontoměniči (s větším nábojem nebo vyšší koncentrací), jsou původní ionty vytěsněny.

Obsahuje-li např. iontoměnič ionty H+ nebo Na+ a měničem protéká roztok s ionty Ca2+, vytěsní vápenaté ionty původní kationty a zachytí se na hlinitokřemičitanové, resp. organické kostře. • Proléváním iontoměniče koncentrovaným roztokem iontů H+ nebo Na+ se materiál převede zpět do původního stavu (tzv. regenerace ionexu). • Katexy zachycují kationty, zejména Ca2+a Mg2+ . Anexy zachycují anionty SO42– HCO3– a Cl –. Vzduch • Vzdušný obal Země – atmosféra – má výšku asi 300 km. Vzduch je směsí plynů, jeho objemové složení se až na obsah vodní páry téměř nemění. Suchý vzduch obsahuje: dusík 78,1 % vzácné plyny cca 1 % kyslík 20,9 % CO2 cca 0,03% • Vodní pára se vyskytuje pouze v troposféře do výše asi 12 km. Její obsah v plynném, kapalném i tuhém skupenství (oblaka) je proměnlivý, může dosáhnout až několik procent. S výškou ubývá těžších plynů a roste obsah lehkých prvků – vodíku a helia, na které nepůsobí gravitace a unikají do kosmu.

•

•

• • •

Stlačený vzduch se využívá v průmyslu (např. pneumatické nástroje), kapalný vzduch je surovinou pro výrobu dusíku, kyslíku a vzácných plynů frakční destilací. Principem frakční destilace je využití rozdílných teplot varu jednotlivých plynů. Při zahřívání kapalného vzduchu se jednotlivé plyny začnou odpařovat při dosažení teploty svého bodu varu. Postupem se získá několik frakcí v určitém intervalu teplot, z nichž každá obsahuje kromě hlavní složky také určitý podíl plynů s blízkou teplotou varu. Jednotlivé frakce se zbavují příměsí fyzikálními nebo chemickými metodami. Ozon Kromě obvyklých dvouatomových molekul O2 se kyslík vyskytuje i ve formě tříatomové molekuly jako ozon O3. Za normálních podmínek je to vysoce reaktivní plyn modré barvy a charakteristického zápachu s mimořádně silnými oxidačními účinky. Při teplotě -112 °C kondenzuje na kapalný tmavě modrý ozon a při -193 °C se tvoří červenofialový pevný ozon.

• •

• •

Výroba ozonu Poměrně snadno lze připravit ozon tichým elektrickým výbojem v atmosféře čistého kyslíku. Vzniká tak směs kyslíku s ozonem, kde podíl O3 dosahuje obvykle 10%. Čistý ozon lze pak připravit frakční destilací této směsi. Využití ozonu Praktické využití ozonu je dáno jeho silnými oxidačními účinky. V medicíně slouží ke sterilizaci nástrojů. Poněkud diskutabilní jsou účinky dnes poměrně populární ozonové terapie, která by podle svých zastánců měla vést k regeneraci buněk a tkání. Odpůrci této metody poukazují na možná rizika podobných omlazovacích kůr, daná především vysokou reaktivitou i toxicitou ozonu.[ Baktericidní účinky ozonu slouží k desinfekci pitné vody namísto dříve hojně využívané dezinfekce vody plynným chlorem nebo chlornanem. Silné oxidační účinky ozonu se velmi často využívají v papírenském průmyslu k bělení celulózy pro výrobu papíru.

Ozonová vrstva • Mimořádně významnou roli pro pozemský život hraje tzv. ozonová vrstva atmosféry, která chrání planetu před ultrafialovým slunečním zářením. Je to část stratosféry ve výšce 25 – 35 km nad zemským povrchem, v níž se nachází značně zvýšený poměr ozonu vůči běžnému dvouatomovému kyslíku. • Troposférický ozon • Opakem životu prospěšného ozonu ve stratosféře je tzv. přízemní neboli troposférický ozon, vyskytující se těsně nad zemským povrchem. Tento plyn je lidskému zdraví nebezpečný, působí dráždění a nemoci dýchacích cest, zvyšuje riziko astmatických záchvatů, podráždění očí a bolest hlavy. • Zvýšený vznik přízemního ozonu pozorujeme především za slunečných horkých letních dnů v lokalitách s vysokou koncentrací výfukových plynů oxidů dusíku a těkavých organických látek v ovzduší. Tento jev se souhrnným názvem označuje jako suchý smog, někdy také fotochemický smog nebo losangelský smog.

Dusík chemická značka N (lat. Nitrogenium) je plynný chemický prvek, tvořící hlavní složku zemské atmosféry. Patří mezi biogenní prvky, které jsou základními stavebními kameny živé hmoty. Historie V roce 1777 Carl Wilhelm Scheele objevil složku vzduchu, která nepodporuje hoření ani dýchání. Tento plyn pojmenoval Antoine Lavoisier jako azote, což znamená dusivý plyn. Výskyt v přírodě • 78 % (objemových) zemské atmosféry. • Vázaný v anorganických (např. chilský ledek NaNO3) i organických sloučeninách (např. bílkoviny, chlorofyl). Fyzikální vlastnosti Dusík je plyn bez barvy, chuti a zápachu. Je málo rozpustný ve vodě. Není toxický ani jinak nebezpečný. Dusík je v atmosféře tvořen dvouatomovými molekulami, které jsou spojené velmi pevnou trojnou vazbou. Tato trojná vazba má za následek jeho nízkou reaktivitu.

Chemické vlastnosti • Dusík je inertní plyn, s jinými prvky reaguje pouze za vysokých teplot a tlaků. • Za laboratorní teploty reaguje pouze s lithiem a plutoniem. Za vysokých teplot se však dusík slučuje s většinou prvků - např. s kyslíkem okolo teploty 2 500°C. • Naopak atomární dusík je velmi reaktivní a nelze ho uchovávat. Jeho vysoká reaktivita spočívá v tom, že má ve valenční vrstvě 3 nepárové elektrony. Stability docílí tím, že buď přijme tři elektrony a vytvoří stabilní oktet ve valenční sféře N3- nebo odevzdá až 5 elektronů a získá tím kladnou valenci např. N1+, N3+ nebo N5+. • Dusík má po kyslíku a fluoru třetí největší hodnotu elektronegativity a proto u něj převládá schopnost vytvářet anion, který se nazývá nitridový N3-. • Pouze ve sloučeninách s kyslíkem a fluorem je schopen tvořit ionty, kde se uplatňuje v kladné valenci. Například v dusičnanech má dusík oxidační číslo N5+.

Laboratorní příprava tepelný rozklad dusitanu amonného • NH4NO2 → N2 + 2 H2O • tepelný rozklad amoniaku. Při tomto postupu vedeme amoniak přes práškový nikl při teplotě 1000°C. Vodík poté od dusíku oddělíme na základě odlišných teplot varu. Takto získaný dusík je velmi čistý. 2 NH3 → N2 + 3 H2 • vedením vzduchu přes rozžhavenou měď. Měď reaguje s kyslíkem a vzniká černý oxid měďnatý. Vzniklý dusík není úplně čistý, protože vzduch obsahuje okolo 1% argonu a dalších vzácných plynů. Tomuto dusíku se říká atmosferický dusík. Rozklad iontových azidů Ba (N3)2 → 3 N2 + Ba (NaN3) oxidace amoniaku

NH3 + NO → N2 + H2O NH3 + Br2 → NH4Br + N2

Průmyslová výroba frakční destilací zkapalněného vzduchu. Bod varu je -196°C Při frakční destilaci se vzduch provádí několika komorami a nakonec je velmi ochlazen. Na základě rozdílných teplot varu se tak oddělí jednotlivé složky vzduchu. První se oddělí kyslík, poté dusík, nakonec vzácné plyny.

Použití inertní atmosféra např. v prostředí, kde hrozí nebezpečí výbuchu, při výrobě integrovaných obvodů, nerezové oceli a používá se k plnění obalů výrobků, aby nedošlo k jejich zmačkání a zvlhčení - například sáčky s brambůrky. Výroba amoniaku Chladící médium Kapalný dusík se využívá v řadě kryogenních procesů, při nichž je třeba udržet prostředí na značně nízké teplotě. Příkladem je např. uchovávání tkání v lázni z kapalného dusíku. Kapalným dusíkem jsou chlazeny polovodičové detektory rentgenového záření v různých spektrometrických aplikacích. Sloučeniny Amoniak NH3 plyn lehčí než vzduch, bez barvy, rozpustný ve vodě, má charakteristický štiplavý zápach, leptá sliznice a používá se jako hnojivo a surovina pro výrobu dalších anorganických a organických sloučenin. Je snadno zkapalnitelný. Vyrábí se syntézou z dusíku a vodíku za vyšších teplot a vysokých tlaků. N2 + 3 H2 → 2 NH3 400°C 100 MPa

• S vodou reaguje za tvorby hydrátu NH3 . H2O, který je jen částečně disociován. Proto se vodný roztok amoniaku chová jako slabá zásada. • NH3 + H2O = NH3 . H2O = NH4+ + OH• Mezi všemi zúčastněnými částicemi se v roztoku ustaví rovnováha. •

V amoniaku zůstává na dusíku volný el. pár, který může být využit pro koordinačně kovalentní vazbu, např. při vzniku amonného kationtu.

• NH3 + H+ = NH4+ • Plynný amoniak je poměrně stálá látka. Na vzduchu nehoří, ale směs se vzduchem, obsahující 16 – 25 % NH3, je explozivní. Kapalný amoniak je dobrým rozpouštědlem pro iontové sloučeniny a alkalické kovy. • Laboratorně se amoniak připravuje rozkladem amonných solí silnými zásadami. NH4Cl + Ca(OH)2 → NH3 + CaCl2 + H2O • Určité množství amoniaku vzniká i v přírodě bakteriálním rozkladem živočišných a rostlinných organizmů. Amoniak je po kyselině sírové druhou nejvíce vyráběnou sloučeninou. • Hydrolýza nitridů el. pozit. kovů Li 3N + H2O → NH3 + LiOH

•

•

• •

• •

Jeho vodný roztok je používán v laboratořích jako slabá zásada i jako komplexotvorné činidlo, dále slouží k odmašťování kovů a čištění skvrn z textilií. Distribuuje se ve formě 25 % roztoku. Amoniak jako slabá zásada odebírá kyselinám proton a vytváří amonné soli, např.: NH3 + HCl = NH4Cl Amonné soli jsou tuhé, většinou bílé krystalické látky, obsahující kation NH4+. Připravují se zaváděním amoniaku do roztoku kyseliny. Jsou dobře rozpustné ve vodě a jsou zcela disociovány. Podobají se draselným solím, s nimiž jsou izomorfní kation NH4+ je přibližně stejně velký jako kation K+. Dusičnan amonný NH4NO3 se používá jako průmyslové hnojivo (ve směsi s vápenatými solemi) a k výrobě trhavin. Chlorid amonný NH4Cl (salmiak) se používá k čištění povrchu kovů při pájení a je základem elektrolytu v tzv. suchých galvanických článcích (klasické monočlánky).

Oxidy dusíku Dusík tvoří s kyslíkem pět oxidů. Všechny obsahují násobné, často delokalizované vazby. Oxidy dusíku vznikají v přírodě v ovzduší účinkem blesků, ale nejvíce spalováním motorových paliv a následnou reakcí zplodin se vzduchem. Prvotně vzniká NO, který se dále oxiduje. Směs vzniklých oxidů se označuje NOX. Oxid dusný N2O (rajský plyn) je bezbarvý plyn příjemného zápachu. Pro své narkotické účinky se používá v lékařství. Ve vodě se nerozpouští. Oxid dusnatý NO je bezbarvý, ve vodě málo rozpustný plyn. Vzniká přímou syntézou z prvků nebo oxidací amoniaku. Uvolňuje se také při rozpouštění kovů v kyselině dusičné, např.: 3 Cu + 8 HNO3 = 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Na vzduchu se rychle oxiduje na oxid dusičitý. • Oxid dusitý N2O3 nemá praktický význam, je anhydridem kyseliny dusité. • Oxid dusičitý existuje ve formě bezbarvého dimeru N2O4 nebo hnědočerveného monomeru NO2. Při teplotách pod 150 °C je mezi oběma formami rovnovážný stav, při vyšších teplotách je plyn ve formě monomeru.

Ve vodě se rozpouští za vzniku směsi kyselin dusičné a dusité N2O4 + H2O = HNO3 + HNO2 • Oxid dusičný N2O5 je relativně stálá tuhá bezbarvá látka. Při zahřívání se explozivně rozkládá. Má silně kyselý charakter a je anhydridem kyseliny dusičné. Oxokyseliny dusíku a jejich soli • Kyselina dusitá HNO2 je nestálá, rozkládá se na NO a HNO3. Její vodný roztok je slabou kyselinou. Praktický význam mají její soli – dusitany. • Dusitany jsou poměrně stálé sloučeniny, dobře rozpustné ve vodě. Mohou působit jako oxidační i redukční činidla. V prvním případě dochází k redukci NIII na NII a vzniká NO, ve druhém případě k oxidaci NIII na NV a vznikají dusičnany. Dusitany jsou karcinogenní, jejich obsah ve vodě svědčí o její závadnosti a musí se sledovat. Velmi nebezpečné jsou dusitany pro kojence a malé děti. • Kyselina dusičná HNO3 je bezbarvá, na vzduchu dýmající kapalina. Je to silná kyselina se silnými oxidačními účinky. Neomezeně se mísí s vodou, vytváří s ní azeotropní směs obsahující cca 68,5 % HNO3.

• Rozpouští všechny neušlechtilé a většinu ušlechtilých kovů ( kromě těch nejušlechtilejších – Au, Pt, Ir, Rh a těch, které se pasivují – Ti, Nb a Ta). Od pradávna se HNO3 pod názvem lučavka používala k oddělení zlata od stříbra. • Směs koncentrovaných kyselin chlorovodíkové a dusičné v objemovém poměru 3 : 1 (lučavka královská) rozpouští i zlato a některé platinové kovy. Výroba HNO3 • HNO3 je jednou z deseti látek s největší produkcí. Vyrábí se podle sumární rovnice • NH3 + 2O2 = HNO3 + H2O Oxidací amoniaku vzduchem na Pt – katalyzátoru při teplotě 500 °C vznikne NO, ten se oxiduje vzdušným kyslíkem na NO2. Zaváděním NO2 do vody vzniká HNO3 a NO, který se vrací do výroby. • NH3 + O2 = NO + H2O • NO + O2 = NO2 • NO2 + H2O = HNO2 + HNO3 • HNO2 = HNO3 + NO + H2O

Kyselina dusičná má široké použití – z větší části slouží k výrobě dusičnanů a dusíkatých hnojiv (především NH4NO3), dále k výrobě plastů, výbušnin, léčiv, barviv, v organické chemii k nitracím, atd. hydrazin N2H4 diazan Nízkomolekulární bezbarvá kapalina. Připravuje se reakcí chlornanu alkalického kovu s amoniakem ve vodném prostředí. NH3 + NaClO → NH2Cl + NaOH (chloramin ) NH2Cl + NaOH + NH3 → N2H4 + NaCl + H2O Hydrazin je méně bazický než amoniak a je silnějším redukčním činidlem (zejména v zásaditém prostředí) N2H4 + NaOH + Ni2+ → N2 + Ni + H2O Této reakce se využívá např. u pokovovacích lázní Reakce s kyslíkem a chlorem N 2 H4 + O2 → N 2 + H2 O N2H4 + Cl2 → N2 + HCl

Azoimid (trinitrid vodíku) HN3 Opět nízkomolekulární kapalina, lze ji připravit opatrnou reakcí hydrazinu s kyselinou dusitou N2H4 + HNO2 → HN3 + 2 H2O Azoimid je nestálý, při styku s horkými předměty exploduje Amidy Amidy alkalických kovů lze připravit reakci plynného amoniaku s roztaveným alkalickým kovem nebo rozpouštění alk. kovu v kapalném amoniaku. Na + NH3 (g) → NaNH2 Jsou to silně bazické látky a působí jako redukční činidla NaNH2 + H2O → NaOH + NH3 Zahříváním amidů se často tvoří imidy Sr (NH2)2 → SrNH +NH3 Nitridy-binární sloučeniny kovu s dusíkem v oxidačním stavu -III mají iontový (nitrid vápenatý, sodný, lithný) či kovalentní charakter (např. nitrid boritý) Některé nitridy se vyznačují značnou tvrdostí a el. vodivostí , cehož se využívá v technické praxi.

Nitridy iontové s vodou hydrolyzují Ca3N2 + H2O → Ca(OH)2 + NH3 Nitridy lze připravit reakcí dusíku s kovy 3 Mg + N2 → Mg3N2 za běžných teplot za zvýšených teplot Al + N2 → AlN Vznikají také rozkladem amidů či imidů CaNH → Ca3N2 + NH3 Případně zahřívání oxidů či chloridů kovů v proudu amoniaku WO3 + NH3 → W2N3 + N2 + H2O CrCl3 + NH3 → CrN + HCl

Vodík, kyslík, dusík Otázky: 1. 2. 3. 4. 5.

Popište výskyt vodíku, dusíku a kyslíku v přírodě. Jakými způsoby lze tyto plyny připravit v laboratoři? Popište pomocí chemických reakcí. Jakým způsobem se tyto prvky vyrábí průmyslově? Jak se nazývají izotopy vodíku a čím se od sebe liší? Charakterizujte nejvýznamější sloučeniny vodíku, dusíku a kyslíku.

Vzácné plyny

ns2 np6

• 2He Helium • 10Ne Neon • 18Ar Argon • 36Kr Krypton • 54Xe Xenon • 86Rn Radon • Vzácné plyny jsou plyny bez barvy, chuti a zápachu, s plně obsazenou valenční vrstvou. • Elektronová konfigurace prvků 18. skupiny – osm, resp. u helia dva elektrony ve valenční sféře, je příčinou jejich vysoké stability a také jejich odlišnosti od prvků všech ostatních skupin. • Prvky této skupiny mají maximální hodnoty ionizační energie a minimální hodnoty elektronové afinity. Jejich neochota měnit uspořádání svých valenčních elektronů způsobuje, že nereagují s ostatními prvky. Od této skutečnosti pochází jejich název – inertní (netečné) plyny.

• Vzácné (inertní) plyny tvoří jednoatomové molekuly, poutané navzájem velmi slabými van der Waalsovými silami. Proto mají extrémně nízké teploty varu a jsou obtížně zkapalnitelné. • S rostoucím protonovým číslem se jejich teplota varu zvyšuje. • Uměle byly připraveny sloučeniny kryptonu, xenonu a radonu s prvky s nejvyšší elektronegativitou – fluorem a kyslíkem. Tyto sloučeniny mají význam jen pro teoretický výzkum. • Všechny tyto plyny jsou ionizovatelné – poměrně dobře vedou elektrický proud a jimi plněné výbojky vyzařují barevné světlo. Svým chováním jsou blízké ideálnímu plynu. Helium chemická značka He, (lat. Helium) je plynný chemický prvek, patřící mezi vzácné plyny a tvořící druhou nejvíce zastoupenou složku vesmírné hmoty. V přírodě se vyskytuje jako izotop 4helium (se čtyřmi nukleony) a ve stopovém množství i izotop 3helium (se třemi nukleony). Historie objeveno v roce 1868 při zatmění Slunce francouzským astronomem Pierrem Janssenem, který objevil neznámé žluté spektrální linie, které byly přiřazeny doposud neznámému prvku, pojmenovaném po starořeckém bohu Slunce, Héliovi.

Výskyt v přírodě • Helium je na Zemi přítomno jen velmi vzácně. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává do meziplanetárního prostoru. • V menším množství až 9% se nachází v zemním plynu, z něhož se také získává vymrazováním. • Ve vesmírném měřítku je helium druhým nejvíce zastoupeným prvkem. Vyskytuje se především ve všech svítících hvězdách, kde je jedním z mezistupňů termonukleární syntézy, jež je podle současných teorií základním energetických zdrojem ve Vesmíru. Tvoří přibližně 25% hmoty okolního pozorovatelného Vesmíru. Základní fyzikálně - chemické vlastnosti • Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, chemicky zcela inertní - helium vytváří pouze jednu chemickou sloučeninu a to s fullereny. Ve vodě je velmi málo rozpustné 8,8 ml He v 1000 ml vody. • Helium má malý elektrický odpor a dobře vede elektrický proud. Toho se využívá při výrobě výbojek. Helium září intenzivně žlutě. • Helium je jediná látka, která při nízkých teplotách a normálním tlaku zůstává kapalná až k teplotě absolutní nuly. Pevné helium lze získat pouze za zvýšeného tlaku. Helium má také ze všech známých látek nejnižší bod varu. (- 269°C). Bod tání je -272°C

Kapalné helium je látka, která vyniká velkým množstvím zajímavých vlastností. Je supratekuté, to znamená, že dokáže bez tření protékat libovolnými předměty a téct bez tření po libovolných předmětech. Je supravodivé, to znamená, že dokáže vést elektrický proud bez ztrát (má neměřitelný elektrický odpor). Tepelná vodivost helia je tři milionkrát větší než u mědi při pokojové teplotě. Získávání • Od roku 1917 se v Severní Americe získává helium z ložisek zemního plynu. Od methanu a ostatních plynů se odděluje frakční destilací. • Další možnost je zahřívat minerály, ve kterých se helium vyskytuje, teplotou okolo 1 200 °C. K takovým minerálům patří cleveit, monazit a thorianit. Plyny, které se uvolňují z minerálů, je nutno od sebe oddělit, aby bylo možno získat čisté helium. Použití • Vzhledem ke své extrémně nízké hustotě a inertnímu chování se helium používá k plnění balónů a vzducholodí jako náhrada hořlavého vodíku. Značnou nevýhodou je zde ovšem jeho poměrně vysoká cena. Navíc má atom helia velmi malý průměr, snadno difundujei skrze pevné materiály a dochází tak ke ztrátám.

• Směsí helia, kyslíku a dusíku se plní tlakové láhve s dýchací směsí, určenou pro potápění do velkých hloubek. Na rozdíl od dusíku totiž ani pod velkým tlakem nezpůsobuje tzv. hloubkové opojení, takže potápěč je schopen pracovat ve velkých hloubkách i přes 300 metrů. • Helium se také používá jako nosný plyn pro kapilární plynovou chromatografii s hmotově spektrometrickou detekcí. Další aplikací v oboru analytické chemie je rentgenová fluorescence, kde tvoří ochrannou atmosféru mezi zdrojem záření a vzorkem. • Mimořádně nízká teplota varu předurčuje kapalné helium jako jedno ze základních médií pro kryogenní techniky, především pro výzkum i praktické využití supravodivosti a supratekutosti různých materiálů. • Helium se ve směsi s neonem používá k plnění reklamních osvětlovačů, obloukových lamp a doutnavek. Helium má intenzivně žlutou barvu.

Neon Neon (latinsky Neonum) chemická značka Ne je plynný chemický prvek, patřící mezi vzácné plyny Historie byl objeven roku 1898 Williamem Ramsayem, který využil nové metody frakčního destilace zkapalněného vzduchu a zároveň s neonem objevil i krypton a xenon. Fyzikální a chemické vlastnosti • Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, naprosto inertní. Chemické sloučeniny neonu nejsou známy. V 1 litru vody se při 20 °C rozpustí 10,4 ml neonu. Při velmi nízkých teplotách je možno neon zachytit na aktivním uhlí. • Neon má velmi dobrou elektrickou vodivost, stejně jako i ostatní vzácné plyny. Má totiž velmi malý elektrický odpor. Toho se využívá v osvětlovací technice. Neon má ve výbojkách červenou barvu.

Výskyt • Je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 0,0018% (Ve 100 litrech vzduchu je přibližně 1,82 ml neonu). Získávání je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Další možností získávání neonu je frakční adsorpce na aktivní uhlí, při teplotách kapalného vzduchu. Využití • Elektrickým výbojem v prostředí neonu o tlaku několik torrů vzniká intenzivní světelné záření oranžově-červené (šarlatové) barvy. Tohoto jevu se využívá pří výrobě výbojek tzv. neonek, která slouží jako osvětlovací tělesa nebo různé světelné indikátory. Spolu s heliem lze neon využít i v obloukových lampách a doutnavkách. • Neonové trubice se používají v různých oblastech elektrotechniky (usměrňovače, pojistky, reduktory napětí…). • Kapalný neon se využívá v kryogenní technice jako náhrada dražšího a obtížněji připravitelného kapalného helia. • Neon slouží i jako náplň do některých typů laserů.

Argon Argon, chemická značka Ar, (lat. Argon) je chemický prvek patřící mezi vzácné plyny, které tvoří přibližně 1 % zemské atmosféry. Historie Objev argonu je oficiálně připisován lordu Rayleighovi a Williamu Ramsayovi roku 1894 Výskyt Argon je hojně zastoupen v zemské atmosféře. Tvoří přibližně její 1 % (ve 100 l vzduchu je 934 ml argonu) Získávání poměrně snadno získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Atmosferický argon lze získat adsorpcí na aktivní uhlí při teplotě kapalného vzduchu Fyzikálně-chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, úplně inertní. Doposud se podařilo připravit pouze dvě chemické sloučeniny argonu na helsinské univerzitě v roce 2000 - HArF a ArF.

• V 1 litru vody se rozpustí 33,6 ml argonu (je dokonce rozpustnější než kyslík). Ještě o něco lépe se rozpouští v nepolárních organických rozpouštědlech. Argon lze adsorbovat na aktivním uhlí. • Argon stejně jako ostatní vzácné plyny má malý elektrický odpor a vede velmi dobře elektrický proud. Díky tomu v uzavřených trubicích, kterými prochází elektrický proud, vznikají elektrické výboje. Toho se využívá v osvětlovací technice. Argon září při větší koncentraci červeně, při nižších přechází přes fialovou a modrou až k bílé barvě. Použití • Inertních vlastností argonu se využívá především při svařování kovů, kde tvoří ochrannou atmosféru kolem roztaveného kovu a zabraňuje vzniku oxidů a nitridů a tím zhoršování mechanických vlastností svaru. • V metalurgii se ochranná atmosféra argonu nasazuje při tavení slitin hliníku, titanu, mědi, platinových kovů a dalších. • Růst krystalů superčistého křemíku a germania pro výrobu polovodičových součástek pro výpočetní techniku se uskutečňuje v atmosféře velmi čistého argonu. • Argon se ve směsi s dusíkem používá jako ochranná atmosféra žárovek a jako prostředí pro uchovávání potravin.

Krypton Historie byl objeven roku 1898 Williamem Ramsayem, který využil nové metody frakčního destilace zkapalněného vzduchu a zároveň s kryptonem objevil i neon a xenon. Výskyt Krypton je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 0,0001 %. Fyzikálně-chemické vlastnosti • Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, téměř inertní. Chemické sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem (KrF2) a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. Krypton se na rozdíl od předchozích vzácných plynů rozpouští dobře ve vodě a ještě lépe v nepolárních organických rozpouštědlech. Krypton je možno při velmi nízkých teplotách zachytit na aktivním uhlí. • Krypton stejně jako i ostatní vzácné plyny se vyznačují nízkým elektrickým odporem a tudíž i velmi dobrou vodivostí elektrického proudu. Toho se využívá v osvětlovací technice. Krypton má zelenavě až světle fialovou barvu, která zřeďováním kryptonu přechází až v bílou barvu.

Získávání Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Další možností získání kryptonu je frakční adsorpce na aktivní uhlí za teplot kapalného vzduchu. Využití • Krypton má řadu izotopů, z nich 6 je stabilních a další z nich podléhají radioaktivní přeměně. Stanovení vzájemného poměru různých izotopů kryptonu může v určitých případech sloužit k určení stáří hornin nebo podzemních vod. • Krypton nachází uplatnění hlavně v osvětlovací technice, kde se ho využívá k plnění kryptonových žárovek a některých zářivek. Krypton se dá dále použít ve výbojkách, obloukových lampách a doutnavých trubicích. Krypton má zelenavě až světle fialovou barvu, která se jeho ředěním v nádobě vytrácí a při velkém zředění vydává pouze bílé světlo.

Xenon Historie byl objeven roku 1898 Williamem Ramsayem, který využil nové metody frakčního destilace zkapalněného vzduchu. Výskyt Xenon je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 5*10-6 %. Fyzikálně-chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní. Chemické sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem, chlorem a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. Oxid xenonový je například silně explozivní. Xenon je velmi dobře rozpustný ve vodě a ještě lépe rozpustný v nepolárních organických rozpouštědlech. Xenon stejně jako i ostatní vzácné plyny má velmi malý elektrický odpor, a proto vede velmi dobře elektrický proud. Toho se využívá v osvětlovací technice. Xenon má fialovou barvu, ale ředěním xenonu ve výbojové trubici barva ztrácí na plnosti a při velkém zředění vydává xenon pouze bílé světlo.

Získávání Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Druhou možností jak jej lze získat, je frakční adsorpce na aktivní uhlí za nízkých teplot. Využití • Určení vzájemného poměru různých izotopů xenonu v horninách slouží ke studiu geologických přeměn zemské kůry. Podobné studium izotopů xenonu vázaného v meteoritech přispívá k pochopení formování našeho slunečního systému i naší galaxie. • Elektrickým výbojem v atmosféře xenonu vzniká světlo fialové až modré barvy, které se ředění xenonu vytrácí až zůstane pouze bílé světlo. Toto záření působí baktericidně a xenonové výbojky nalézají využití pro dezinfekci. • Byly zkonstruovány xenonové výbojky, schopné produkovat mimořádně intenzivní světelné záblesky o velmi krátkém trvání výboje. Díky těmto výbojkám je možno fotografovat a filmovat velmi rychlé děje (průlet vystřelené kulky překážkou, výbuchy apod.). Xenon se dá dále využít k výrobě obloukových lamp a doutnavých trubic.

Sloučeniny xenonu • Dodnes byly objeveny tyto sloučeniny xenonu, které jsou za nízkých teplot stabilní: • Chlorid xenonatý XeCl2 • Chlorid xenoničitý XeCl4 • Fluorid xenonatý XeF2 • Fluorid xenoničitý XeF4 • Fluorid xenonový XeF6 • Oxid xenonový XeO3 • Oxid xenoničelý XeO4 • Xenoničelan sodný Na4XeO6

Radon Radon, chemická značka Rn, lat. Radonum je nejtěžším prvkem ve skupině vzácných plynů, je radioaktivní a nemá žádný stabilní izotop. Historie Byl objeven roku 1900 Friedrichem Ernstem Dornem při zkoumání radioaktivního rozpadu radia Výskyt Koncentrace radonu v zemské atmosféře jsou nesmírně nízké, prakticky na hranici detekce těch nejcitlivějších analytických metod. Radon se nejčastěji nalézá ve vývěrech podzemních minerálních vod, kam se dostává jako produkt rozpadu jader radia, thoria a uranu Fyzikálně-chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní. Vzniká jako produkt radioaktivního rozpadu radia a uranu a díky své nestálosti postupně zaniká dalším radioaktivním rozpadem. Je známo přibližně dvacet nestabilních izotopů radonu. Chemické sloučeniny tvoří stejně jako krypton a xenon pouze vzácně s fluorem, chlorem a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. Radon je velmi dobře rozpustný ve vodě (okolo 51 % svého objemu) a ještě lépe se rozpouští v nepolárních organických rozpouštědlech.

Získávání Radon se získává tak, že se roztok radnaté soli nechá stát asi čtyři týdny v uzavřené láhvi. Radon se poté dá oddestilovat nebo vyvařit. Využití • V geologii slouží studium obsahu izotopů radonu v podzemních vodách k určení jejich původu a stáří. • V medicíně někdy pro krátkodobé lokální ozařování vybraných tkání. Radonová voda (voda obsahující rozpuštěný radon) se používá rovněž v balneologii, například v jáchymovských lázních, kam je dopravována potrubím z bývalého uranového dolu.

Vzácné plyny Otázky 1. Které prvky periodické soustavy prvků se řadí mezi vzácné plyny? 2. Čím jsou charakteristické vzácné plyny? 3. Jakým způsobem se získávají vzácné plyny průmyslově? 4. Jaké jsou možnosti využití vzácných plynů?

Halogeny 9Fluor 17Chlor 35Brom 53Jod 85Astat Fluor

el.konfigurace: ns2 np5

žlutozelený plyn, značně toxický, chemicky mimořádně reaktivní, vyznačuje se největší elektronegativitou ze všech prvků periodické soustavy. Je nejlehčím prvkem z řady halogenů. Historie V historii se ho lidé pokoušeli velmi dlouho získat, ale kvůli jeho vysoké reaktivitě se to podařilo teprve roku 1886 Henrimu Moissanovi elektrolýzou chlazené směsi KHF2 v HF. Za výrobu fluoru získal Nobelovu cenu.

Výskyt • Fluor se v zemské kůře vyskytuje jako 13. nejrozšířenější prvek. V zemské kůře je fluor přítomen v koncentraci 544 ppm (mg/kg). Voda oceánů obsahuje pouze přibližně 1 mg F/l, tento nízký obsah je způsoben tím, že většina fluoridů je ve vodě nerozpustná. Ani ve vesmíru není fluor příliš bohatě zastoupen. Předpokládá se, že na jeden atom fluoru připadá přes 30 milionů atomů vodíku. • Na Zemi je fluor přítomen pouze ve formě sloučenin, a to v nepříliš velkém množství. K jeho nejvýznamnějším minerálům patří fluorit (kazivec) CaF2, kryolit Na3AlF6 a fluoroapatit 3Ca3(PO4)2.CaF2. Malé množství fluoru se vyskytuje v topasu Al2SiO4F2, MgF2, NaF, KF. Fyzikální vlastnosti Fluor je žlutozelený plyn s dráždivým zápachem, který připomíná chlorovodík. Fluor je extrémně jedovatý a toxický, leptá dokonce i sklo. Kapalný fluor má banánově žlutou barvu. Chemické vlastnosti Fluor je extrémně reaktivní plyn, který se ochotně až explozivně slučuje již za studena s vodíkem, bromem, jodem, sírou, fosforem, arsenem, antimonem, borem, křemíkem a s mnoha kovy.

Některé kovy reagují s fluorem za normálních teplot nebo při mírném zahřátí jen na povrchu a vzniklý povlak brání další reakci - pasivace. Při silnějším zahřívání reakce pokračuje do hloubky a některé kovy, jako zinek, cín nebo hliník, dokonce vzplanou. Za vysokých teplot působí fluor dokonce i na zlato a platinu. Působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík a kyslík F2 + H2O → HF + O2 Díky své silné reaktivitě vytěsňuje fluor většinu aniontů ze sloučenin. F2 + SiO2 (sklo) → SiF4 + O2 Jelikož je fluor extrémně reaktivní plyn, není jednoduché jej připravit ani dlouhodobě skladovat. Ve svých sloučeninách má pouze oxidační číslo F−, velmi vzácně může mít fluor v některých komplexech oxidační číslo F0 a opravdu pouze formální oxidační číslo F+ má v kyselině fluorné. Pro všechny halogeny obecně platí, že halogen s menším protonovým číslem (lehčí) je schopen vytěsnit halogen s větším protonovým číslem (těžší) z jeho halogenidu. Lehčí halogen přechází v halogenid a těžší halogen z halogenidu v halogen. Fluor vytváří převážně iontové sloučeniny s iontovou vazbou a pouze s některými sloučeninami vytváří kovalentní vazbu.

F2 + 2 NaCl → Cl2 + 2 NaF F2 + 2 NaBr → Br2 + 2 NaF Výroba Výroba plynného fluoru je technicky značně obtížná a vzhledem k reaktivitě volného fluoru i poměrně riziková. Vzhledem k vysoké elektronové afinitě fluoru lze jeho výrobu uskutečnit pouze elektrolyticky. První výroba fluoru se zdařila roku 1886 Henrimu Moissanovi, který ho připravil elektrolýzou chlazeného roztoku hydrofluoridu draselného KHF2, rozpuštěného v bezvodém kapalném fluorovodíku v přístroji s platinovými a iridiovými elektrodami ve tvaru U, který byl těsně uzavřen zátkou z fluoridu vápenatého CaF2. Dnes se výroba fluoru provádí při 240°C a elektrolyzuje se hydrofluorid draselný. Používají se uhlíkové anody, a plášť elektrolyzéru je z měkké oceli, která je zároveň katodou. Plyny vycházející z elektrolyzéru se oddělují krátkou přepážkou nebo diafragmou. Laboratorní elektrolyzéry pracují proudu při 10 - 50 A a průmyslové elektrolyzéry při proudu 4 000 - 6 000 A. V praxi se používají elektrolyzéry o rozměrech 3*0,8*0,6 m, které obsahují až 1 t elektrolytu. Za 1 h provozu se vyrobí 3 - 4 kg fluoru a ve velkém průmyslovém podniku se vyrobí až 9 tun kapalného fluoru za den.

Obtížná není jen výroba fluoru, ale také následné uchování vyrobeného fluoru. Obvykle se používají kovové tlakové nádoby pokryté vrstvou teflonu, do kterých se vejde objem 2,27 tun kapalného fluoru. Často se však výroba koncipuje tak, aby byl vyrobený fluor co nejrychleji spotřebován přímo na místě výroby, např. při následné organické syntéze. Využití • Elementární fluor se používá jako surovina v chemickém průmyslu. • Velmi intenzivně se studují sloučeniny fluoru s kyslíkem a dusíkem pro raketové motory. • Fluor se dříve využíval k přípravě těžko dostupných fluoridů a dnes se využívá jako velmi účinné oxidační činidlo. Většího praktického uplatnění než čistý fluor dosahují jeho sloučeniny: Anorganické sloučeniny fluoru • Kyselina fluorovodíková HF, dodávána na trh často jako 40% roztok, leptá a rozpouští sklo a uplatňuje se proto ve sklářském průmyslu (leptání a matování skla) i při chemických rozkladech odolných silikátových hornin. Reakce čistého křemíku s fluorovodíkem se využívá v polovodičovém průmyslu k řízenému odleptávání určených vrstev křemíkové matrice. Také je hned po vodě snad nejpoužívanější polární rozpouštědlo. Používá se též k fluoraci organických sloučenin, výrobu freonů, fluoroplastů, atd.

Fluorovodík je velmi jedovatý, bezbarvý plyn, který leptá sliznice. Připravuje se zahříváním fluoridu vápenatého s koncentrovanou kyselinou sírovou. CaF2 – H2SO4 (konc.) → 2 HF +CaSO4 V zředěných vodných roztocích se chová jako středně silná až slabá kyselina, avšak koncentrovaná je téměř stejně silná jako kyselina sírová. Se všemi kovy tvoří kyselina fluorovodíková soli fluoridy. Soli kyseliny fluorovodíkové jsou nejhůře rozpustné ze všech halogenidů, čehož se využívá v analytické chemii. Kryolit Na3AlF6 podstatně snižuje bod tání oxidu hlinitého (bauxitu) a je cennou přísadou při elektrolytické výrobě hliníku. fluorid sírový SF6, který se používá jako dielektrikum a k výrobě fluoračních činidel (ClF3, BrF3, IF3), které se používají k fluoraci při organických syntézách Fluorid wolframový WF6 a fluorid rhenový ReF6 se používají k nanášení tenké kovové vrstvy (metodou CVD) wolframu a rhenia na složitě vytvarované součástky. Kyselina fluorná HFO neboli monofluorovaná voda je doposud nejzajímavější, ale stále ještě málo známá látka. Je to pevná krystalická látka, která se samovolně rozkládá za vzniku fluorovodíku a kyslíku, proto je nutné ji ihned po výrobě zužitkovat. Je to jedno z nejlepších oxidačních činidel. 2 HFO → 2 HF + O2

Organické sloučeniny • Organické sloučeniny fluoru se v přírodě téměř nevyskytují a jsou výsledkem chemické syntézy. Mezi nejznámější patří: • polytetrafluorethylen = teflon [CF2-CF2]n), je mimořádně chemicky a tepelně odolný. Má velmi mnohostranné využití od pokrývání povrchu kuchyňského nádobí po výrobu odolných chemických aparatur pro práci s agresivními médii, nádob pro uchovávání silných kyselin a reaktivních organických sloučenin. Dobrých elektrických izolačních vlastností a tepelné odolnosti teflonu využívá elektrotechnický průmysl. Z teflonu se vyrábějí velmi odolná těsnění pro průmyslové účely i využití v domácnostech. • Freony -organické sloučeniny, které vždy obsahují nejméně 2 atomy fluoru a dva další atomy jiného halogenu (nejčastěji chloru) - nejznámější je dichlordifluormethan CCl2F2. Tyto halogenouhlovodíky dosáhly v posledních několika desetiletích masového uplatnění především v těchto oborech: – Chladírenská technika, kde nahradily dříve používaný toxický amoniak nebo oxid siřičitý. Dodnes jsou freony chladicím médiem desítek milionů chladniček i automobilových a bytových klimatizačních jednotek po celém světě.

Výroba pěnových hmot (pěnový polystyren, pěnový polyurethan apod.), kde se využívaly jako pěnicí činidlo Hnací náplň do sprejů, především pro svoji zdravotní nezávadnost a nehořlavost. Dnes se však z ekologických důvodů produkce freonů celosvětově snižuje (negativní vliv na ozonovou vrstvu).

Chlor chemická značka Cl, (lat. chloros, "zelený") je toxický, zelenožlutý plyn, druhý člen řady halogenů. historie Byl objeven roku 1774 Carlem Wilhelmem Scheelem, ale dnešní pojmenování mu dal až roku 1810 anglický chemik sir Humphry Davy. Výskyt

• Na Zemi je chlor přítomen pouze ve formě sloučenin, většina z nich je rozpuštěna v mořské vodě. Z minerálů je nejznámější chlorid sodný NaCl (kuchyňská sůl) = halit, sylvín KCl a karnalit KCl. MgCl2 . 6H2O. • V zemské kůře je chlor přítomen v koncentraci 200–1900 ppm (mg/kg). V mořské vodě tvoří chloridové ionty nejvíce zastoupený anion, jejich koncentrace se pohybuje kolem 19 g/l. • Zastoupení ve vesmíru odpovídá vyššímu atomovému číslu chloru. Předpokládá se, že na 1 atom chloru připadá přes 17 milionů atomů vodíku. • Chlor je mikrobiogenním prvkem rostlin. Přijímají ho z půdy z vodného roztoku. V rostlině je velmi pohyblivý. Pomáhá kompenzovat kladný náboj draslíku, spolu s vápníkem stabilizuje komplex rozkládající vodu v primární fázi fotosyntézy a spolu s draslíkem se podílí na otvírání a zavírání průduchů.

fyzikálně - chemické vlastnosti Chlor je velmi reaktivní plyn, který se ochotně slučuje s většinou prvků periodické soustavy. Je toxický, má žlutozelenou barvu. Je to jedovatý, snadno zkapalnitelný plyn, charakteristického štiplavého zápachu. Leptá sliznice, v I. světové válce byl použit jako bojový plyn. V elementárním stavu tvoří dvojatomové molekuly. Chlor je velmi reaktivní, s výjimkou kyslíku, dusíku, vzácných plynů a některých platinových kovů se přímo slučuje se všemi prvky. Je silným oxidačním činidlem. Ve vodě se rozpouští za vzniku „chlorové vody“ , tj. směsi HClO + HCl. Oxidační čísla ve sloučeninách: Cl−I, ClI, ClIII, ClV a ClVII. Výroba elektrolýza vodného roztoku chloridu sodného - solanky. Jako katoda se obvykle používá kovová kapalná rtuť, což může vést ke kontaminaci výrobních závodů i okolního životního prostředí (např. Spolana Neratovice , Spolchemie Ústí nad Labem). • Při práci s plynným chlorem je nezbytné zachovávat přísná bezpečnostní opatření, protože je velmi silně toxický a z průmyslových provozů je známa řada havárií se smrtelnými následky

Chlor se vylučuje na anodě, na katodě se uvolňuje vodík a v roztoku vzniká NaOH. A : 2 Cl- → Cl2 + 2 eK : 2 H+ + 2 e- → H2 Laboratorní příprava oxidací HCl silným oxidačním činidlem např. KMnO4. KMnO4 + HCl → Cl2 + KCl + MnCl2 +H2O Sloučeniny Chlorovodík HCl je bezbarvý plyn o bodu varu -53 °C, po rozpuštění ve vodě reaguje silně kysele a je označován jako kyselina chlorovodíková. Vyrábí se působením kyseliny sírové na chlorid sodný nebo častěji přímou reakcí plynného vodíku a chloru. Komerčně se dodává v roztocích o koncentraci kolem 35 %. Cl2 + H2 → 2 HCl 2 NaCl + H2SO4 → 2 HCl + Na2SO4 Chlorid sodný NaCl je nezbytnou složkou potravy, je obsažen v krvi i krevní plasmě. Jeho příjem v potravě je však třeba udržovat v rozumných mezích, protože jeho přebytek působí nepříznivě na kardiovaskulární systém a zvyšuje riziko infarktu myokardu.

lučavka královská - Směs kyseliny chlorovodíkové a dusičné v poměru (3:1) Tato směs rozpouští i velmi odolné drahé kovy jako zlato nebo platinu. K tomuto jevu dochází kombinací velmi silných oxidačních vlastností kyseliny dusičné a komplexotvorných vlastností chloridového iontu, který vytváří stabilní komplexní ionty [AuCl4]- a [PtCl6]2-. chlorid vápenatý CaCl2 se v zimním období společně s NaCl rozprašuje na vozovky, aby z nich odstranily námrazu. Využívá se přitom faktu, že roztoky těchto látek mrznou až při teplotě pod – 20 °C a při kontaktu ledu s uvedenými chloridy led taje a vznikají nasycené chloridové roztoky. Problémem zůstává korozivní působení těchto roztoků na kovové součásti automobilů i zatížení půdy v okolí komunikací vysokými koncentracemi solí. Chlorid stříbrný - vysoce čistý chlorid stříbrný je důležitou složkou fotografických materiálů (filmy, fotopapíry). Chlorid rtuťný = kalomel se přes svoji toxicitu používá v analytické chemii jako redukční činidlo. Kyselina chlorná HClO je poměrně slabá kyselina a chemicky značně nestálá sloučenina. Větší význam mají její soli chlornany.

Cl2 + H2O → 2 HCl + HClO Clornan sodný NaClO je sloučenina s oxidačními a především dezinfekčními účinky. Připravuje se zaváděním plynného chloru do roztoku hydroxidu sodného, za vzniku chlornanového a chloridového iontu. Reakce tohoto typu se nazývá disproporcionace. Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O Chlorečnan sodný a draselný, základní složky „Travexu“, přípravku pro hubení plevelů a trávy. Kromě toho se tyto chlorečnany vyznačují velmi silnými oxidačními vlastnostmi a ve směsi s organickými látkami velmi snadno a silně explodují. Kyselina chloristá HClO4 je jednou z nejsilnějších kyselin. Vyrábí se obvykle elektrochemickou oxidací chlorečnanů a komerčně se distribuuje jako vodný roztok o koncentraci přibližně 70%, který je prakticky neomezeně stálý. • Ve zředěných roztocích se kyselina chloristá chová pouze jako velmi silná kyselina. V koncentrovaném stavu a za horka je mimořádně silným oxidačním prostředkem.

organické sloučeniny chloru chloroform (trichlormetan) CHCl3 a tetrachlormetan, nazývaný tetrachlor CCl4. jsou těžké kapaliny s relativně nízkým bodem varu (CHCl3 62 °C a CCl4 77 °C). Obě jsou nehořlavé a při vdechování nejsou toxické. Chloroform má navíc narkotizační účinky a byl v omezeném množství používán i v medicíně pro uspávání pacientů při operacích. • Obě kapaliny se prakticky nemísí s vodou, ale jsou výbornými rozpouštědly nepolárních organických sloučenin a tuků. • Řada barev na kovy i dřevo měla za rozpouštědlo pigmentů a ochranných látek právě chloroform či tetrachlor. • Díky nehořlavosti terachlormetanu sloužila tato sloučenina jako náplň některých hasicích přístrojů. • Obě látky se dodnes v omezeném měřítku používají pro extrakci tuků z biologického materiálu i pro separace organických sloučenin ze směsí extrakcí typu kapalina-kapalina.

Brom chemická značka Br, (lat. bromum) je toxická červenohnědá kapalina, třetí člen řady halogenů. historie Byl objeven roku 1826 Antoinem Balardem. Výskyt • Na Zemi je přítomen pouze ve formě sloučenin, většina z nich je rozpuštěna v mořské vodě. Mineralogicky doprovázejí sloučeniny bromu analogické sloučeniny chloru, ovšem pouze ve velmi nízkých koncentracích. • Relativní zastoupení bromu v zemské kůře i ve vesmíru je velmi nízké. V zemské kůře brom přítomen v koncentraci 2 – 3 ppm (mg/kg). V mořské vodě, kde se vyskytuje většina bromu přítomného na Zemi, dosahuje jeho koncentrace průměrné hodnoty 67 mg/l. Předpokládá se, že ve Vesmíru na 1 atom bromu připadá 1 miliarda atomů vodíku.

Fyzikálně-chemické vlastnosti Toxická, červenohnědá kapalina. Je velmi reaktivní, ochotně se slučuje s většinou prvků periodické soustavy. je velmi silným oxidačním činidlem. Je značně toxický. Díky poměrně nízkému bodu varu se rychle odpařuje a jeho páry ve vyšších koncentracích mohou způsobit smrt zadušením, i v nižších koncentracích však poškozují pokožku a především oči. • Ve sloučeninách se brom vyskytuje v mocenství Br -, Br +, Br 3+, Br5+ . • V každém z uvedených mocenství, vytváří brom příslušnou kyselinu. Výroba Z mořské vody probublávání chlorem. Dochází k vytěsnění těžšího halogenu lehčím halogenem. Cl2 + Br- → Br2 + ClLaboratorní příprava 2 HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + 2 H2O

Použití Brom se používá hlavně k bromaci organických sloučenin, používaných jako léčiva, pesticidy, fungicidy a barviva. Sloučeniny Bromovodík HBr Bromovodík je bezbarvý plyn pronikavého zápachu, vzniká přímou syntézou prvků. Br2 + H2 → 2 HBr Ve vodě se rozpouští na kyselinu bromovodíkovou. Kyselina bromovodíková HBr Je silnější kyselinou než HCl, je ale výrazně dražší. Významnější jsou její soli bromidy, požívané ve fotografii a také k bromaci organických sloučenin. Kyslíkaté sloučeniny bromu Brom vytváří podobné kyseliny i soli jako chlor. Oxokyseliny nemají praktický význam, využití jejich solí je vzhledem k vyšší ceně omezené. bromid stříbrný AgBr, je nerozpustný, nachází využití ve fotografickém průmyslu.

Jod chemická značka I, lat. Iodum, tvoří tmavě fialové krystalky. Je to důležitý biogenní prvek, jehož přítomnost v potravě je nezbytná pro správný vývoj organizmu. výskyt • Jód je velmi vzácný prvek, který se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách. • Na Zemi je jód přítomen pouze ve formě sloučenin, většina z nich je rozpuštěna v mořské vodě. Je zde přítomen nejen jako jodid, ale také ve formě jodičnanu. Mineralogicky doprovázejí sloučeniny jódu analogické sloučeniny chlóru a bromu, ovšem pouze ve velmi nízkých koncentracích. Historie Byl objeven roku 1811 francouzským chemikem Barnardem Courtoisem. Fyzikálně-chemické vlastnosti Elementární jód je tmavě fialová, kovově lesklá látka, která za atmosférického tlaku přechází přímo do plynné fáze, sublimuje. Její páry mají fialovou barvu. Ve vodě se rozpouští velmi slabě, lépe je rozpustný v ethanolu nebo nepolárních rozpouštědlech jako sirouhlík CS2, tetrachlormethan CCl4 nebo benzen C6H6.

Ve sloučeninách se jód vyskytuje v mocenství I-, I+, I3+, I5+ a I7+. Jód patří mezi prvky, nezbytné pro vývoj lidského organizmu. Je součástí hormonů vylučovaných štítnou žlázou, z nichž nejdůležitější je thyroxin. Skupina hormonů štítné žlázy ovlivňuje především vývoj pohybové soustavy a mozku v raných fázích vývoj, a proto může jejich nedostatek negativně ovlivnit inteligenci. Navenek se nedostatek jódu projevuje jako tzv. strumou. Protože jód je přítomen především v mořské vodě, měly by mořské ryby být pravidelnou součástí jídelníčku. Jód je také ve zvýšené koncentraci přítomen v některých minerálních vodách. V současné době se uměle přidává do řady mléčných výrobků (jogurty, mléčné nápoje, atd.), které jsou pravidelně konzumovány dětmi. Obvykle se jedná o miligramová množství jodistanu sodného, která zajišťují pravidelný přísun potřebného množství jódu pro dospívající organizmus.

Výroba Základní surovinou pro výrobu jodu jsou mořské řasy. Oxidací jodidů, obsažených v popelu ze spálených řas, se získá elementární jód, který se rafinuje sublimací, tedy přeměnou látky z pevného do plynného skupenství. Laboratorní příprava I2O5 + CO → I2 + CO2 Cl2 + I- → I2 + ClSloučeniny a využití • Roztok jódu v ethalu je nazýván jódová tinktura a slouží v medicíně jako dezinfekční činidlo. Jód a jodid draselný + voda se užívá k přípravě podobně účinkujícího Lugolova činidla. • Se škrobem stvoří intenzivně zbarvený modrý komplex, který v analytické chemii slouží jako důkaz jódu nebo polysacharidů. Tvorba zmíněného komplexu je využívána jako indikace bodu ekvivalence při jodometrických titracích, při nichž je základní reakcí oxidace thiosíranu sodného roztokem elementárního jódu. 2 S2O32−+ I2 → S4O62−+ 2 I− • Praktický význam mají pouze některé jeho soli. Např. nerozpustný jodid stříbrný, AgI, nachází využití ve fotografickém průmyslu.

Astat Astat, chemická značka At, lat. Astatinum je nejtěžším známým prvkem ze skupiny halogenů, existuje pouze ve formě nestabilních radioaktivních izotopů. výskyt • Astat nemá žádný stabilní izotop a v přírodě se vyskytuje jen v naprosto nepatrných množstvích jako člen některé z uranových, popř. thoriové rozpadové řady, přičemž se sám velmi rychle dále radioaktivně přeměňuje. • V současné době je známo přibližně dvacet radioizotopů astatu, z nichž nejstabilnější 210At má poločas rozpadu 8,3 hodiny. Díky této nestabilitě jader astatu nebylo doposud nikdy připraveno takové množství tohoto prvku, které by umožnilo podrobnějším studium jeho fyzikálního a chemického chování. historie Byl objeven teprve roku 1940 pomocí iniciované přeměny izotopu bismutu 209Bi jeho ostřelováním alfa částicemi. Jeho existence byla předpovězena již Mendělejevem.

Halogeny Otázky 1. 2. 3. 4. 5. 6.

Kde se v přírodě vyskytují halogeny? Jakým způsobem se tyto prvky vyrábí průmyslově? Jak lze připravit, chlor, brom a jod v laboratoři? Popište pomocí chemických rovnic. Definujte základní fyzikální a chemické vlastnosti jednotlivých halogenů. Jaké využití mají halové prvky? Jaké znáte důležité sloučeniny halogenů?

Uhlík Uhlík, chemická značka C, (lat. Carboneum) je chemický prvek, tvořící základní stavební kámen všech organických sloučenin a tím i všech živých organismů na této planetě. Výskyt V přírodě se většina uhlíku nachází ve formě uhlí, ropy a zemního plynu, z anorganických sloučenin především ve formě uhličitanů. V elementárním stavu se jako minerál vyskytuje v přírodě ve dvou základních alotropních modifikacích: • Grafit (starší název tuha) Struktura grafitu se skládá z vrstev, které jsou tvořeny uhlíky navázanými do šestiúhelníků. Jednotlivé vrstvy spolu drží pouze pomocí slabých interakcí tzv. van der Waalsovy síly. Této vlastnosti se využívá např. při výrobě tužek, kde mletá tuha tvoří základní složku tyčinky určené pro psaní a kreslení. Grafit vede elektrický proud. • Diamant je tvořen uhlíkem krystalizujícím v soustavě krychlové a je nejtvrdším a velmi cenným přírodním nerostem. Váha diamantů se udává v karátech. Diamanty se používají pro svou tvrdost a výbornou tepelnou vodivost (nikdy se nepřehřejí) v nejrůznějších řezných a vrtných nástrojích. Pro vysokou cenu bývají diamanty vyráběny synteticky.

V přírodě se také hojně vyskytuje vázaný v uhličitanech. Uhličitany jsou velmi nerozpustné a horotvorné minerály, jde ale prakticky jen o soli prvků 2. skupiny PSP • vápenec CaCO3 • magnezit MgCO3 • dolomit CaMg(CO3)2 Fullereny označují nově objevené sférické molekuly, složené z pěti nebo častěji šestičlenných kruhů atomů uhlíku. Prostorově jsou tyto molekuly uspořádány do kulovitého tvaru' a jsou mimořádně odolné vůči vnějším fyzikální vlivům. Zatím nejstabilnější známý fulleren je molekula, obsahující 60 uhlíkových atomů. Vlastnosti • Uhlík je tuhý nekovový prvek. • Reaktivita elementárního uhlíku za normálních teplot je velmi malá. • Diamant i grafit jsou za normálních teplot stálé a s jinými prvky nereagují. • Za vyšších teplot se uhlík slučuje s vodíkem, kyslíkem, halogeny, sírou, dusíkem a s mnoha kovy tvoří karbidy.

Teprve výraznější zvýšení teploty (300 - 800°C) vede k oxidaci jak grafitu tak diamantu silnými oxidačními činidly. (např. tavenina K2Cr2O7, Cl2, F2…) Tavenina dichromanu oxiduje elementární uhlík dle rovnice: K2Cr2O7 + C → K2CO3 + CO2 + Cr2O3 V kyslíku grafit i diamant hoří C + O2 → CO2 C + Cl2 → C2Cl6 + C6Cl6 (hexachlorethan a hexachlorbenzen) C + N2 → (CN)2 dikyan sirouhlík C + S → CS2 Sloučeniny Anorganické sloučeniny • Oxid uhličitý CO2 je bezbarvý plyn, bez zápachu, který se rozpouští ve vodě za vzniku velmi slabé kyseliny uhličité. Tvoří přibližně 0,038% objemu zemské atmosféry, kam se dostává jednak dýcháním živých organizmů a v současnosti stále rostoucím tempem spalováním fosilních paliv.

• Z atmosféry odčerpávají oxid uhličitý rostliny procesem zvaným fotosyntéza, za pomoci organického barviva chlorofylu. Toto barvivo je schopno využít energie fotonu slunečního světla k nastartování poměrně značně komplikovaného řetězce chemických reakcí, kde je produktem kyslík nezbytný pro dýchání. • V průmyslu má oxid uhličitý uplatnění např. jako inertní atmosféra. Protože oxid uhličitý nehoří, používá se i jako náplň některých typů hasicích přístrojů. • Oxid uhličitý je obsažen v řadě nápojů; buď je jejich přirozenou složkou (alkoholové kvašení piva, minerální vody) nebo jsou jím syceny uměle pro zlepšení chuti. Laboratorní příprava Vytěsněním z uhličitanu kyselinou chlorovodíkovou CaCO3 + HCl → CO2 + CaCl2 + H2O Výroba Tepelný rozklad vápence v pecích tzv. vápenkách CaCO3 → CO2 + CaO

Oxid uhelnatý CO je vysoce toxický, bezbarvý plyn, bez zápachu, který vzniká především nedokonalou oxidací organických sloučenin uhlíku. Je velmi málo rozpustný ve vodě. Není anhydridem žádné kyseliny. • Uhlík je s kyslíkem v molekule vázán trojnou vazbou (stejnou strukturu má molekula dusíku). Proto je oxid uhelnatý za nízkých teplot málo reaktivní. • Za zvýšené teploty se CO snadno oxiduje na CO2, tzn. působí jako redukční činidlo. Vyskytuje se především jako součást svítiplynu, kde vzniká tlakovým a tepelným rozkladem uhlí. Oxid uhelnatý vzniká vždy v jistém malém množství při spalování benzínu a ropy ve spalovacích motorech. Mezi přírodní zdroje oxidu uhelnatého patří např. zemní plyn, kde je však přítomen pouze v nízkých koncentracích. Je složkou důlních plynů, kde spolu s metanem způsobuje jejich mimořádnou výbušnost, sám o sobě je příčinou jejich toxicity. Vysoká toxicita oxidu uhelnatého je dána jeho schopností blokovat dýchací řetězec. Molekula CO se přitom téměř irreversibilně naváže na atom železa přítomný v molekule hemoglobinu, která slouží jako přenašeč kyslíku. Tak dojde k zablokování přenosu kyslíku z plic do organizmu a následsnému udušení .

Laboratorní příprava V laboratoři jej lze připravit dehydratací kyseliny mravenčí kyselinou sírovou HCOOH → CO + H2O Vzniká při nedokonalém spalování uhlí C + O2 → CO Dále vzniká při částečném spalování methanu či jeho konverzí s vodní parou CH4 + O2 → CO + H2 CH4 + H2O → CO + H2 Karbidy Sloučeniny uhlíku s elektropozitivními prvky. Všechny karbidy jsou netěkavé a za normálních teplot existují pouze v pevném skupenství. karbid vápenatý CaC2, který při reakci s vodou uvolňuje acetylen a byl dříve používán ke svícení v lampách, tzv. karbidkách. CaC2 + 2 H2O → Ca (OH)2 + C2H2

Výroba karbidu vápenatého CaO + C → CaC2 + CO karbid křemíku SiC neboli karborundum, který má krystalickou strukturu podobnou diamantu a vyznačuje se mimořádnou tvrdostí. Kyselina uhličitá H2CO3 je slabá kyselina, kterou nelze izolovat v čistém stavu. Vzniká rozpouštěním CO2 ve vodě. Je jen málo disociovaná a její vodný roztok obsahuje hydratovaný oxid uhličitý a jen málo iontů H3O+ a HCO3– CO2 . x H2O → pouze malá množství H3O+ a HCO3– Je to dvojsytná kyselina, odvozují se od ní dvě řady solí: hydrogenuhličitany a uhličitany. Hydrogenuhličitany všech kovů jsou ve vodě dobře rozpustné. Význam mají hydrogenuhličitany prvků 2. skupiny, které jsou rozpuštěny v přírodních vodách a způsobují tzv. přechodnou tvrdost vod.

Uhličitan sodný Na2CO3 – soda se vyrábí Solvayovým způsobem NaCl + NH3 + CO2 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl Tepelný rozklad NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O Uhličitan draselný K2CO3 neboli potaš se vyrábí sycením hydroxidu draselného oxidem uhličitým KOH + CO2 → K2CO3 + H2O Nebo tzv. mravenčanovým způsobem K2SO4 + Ca(OH)2 + CO → CaSO4 + HCOOK Pražení: HCOOK + O2 → K2CO3 + CO2 + H2O Kyanovodík Prudce jedovatý, je cítit po hořkých mandlích Vyrábí se syntézou oxidu uhelnatého a amoniaku t = 600°C CO + NH3 → HCN + H2O Nebo z methanu CH4 + NH3 + O2 → HCN + H2O

HCN se chová jako velmi slabá kyselina a lze ji vytěsnit z jejich solí silnější kyselinou NaCN + H2SO4 → HCN + Na2SO4 Kyanid sodný se vyrábí z amidu sodného získaného reakcí plynného amoniaku s roztaveným sodíkem. Na + NH3 → NaNH2 + H2 amid sodný kyanamid NaNH2 + C → Na2CN2 + H2 Na2CN2 + C → 2 NaCN Využití uhlíku a jeho sloučenin Široké uplatnění uhlíku v průmyslu ve formě např. koksu, k redukčním reakcím. Např. výroba některých kovů jako železa, olova, zinku atd… V grafitické formě se uhlík využívá např. k výrobě tužek, elektrod, nádob pro odlévání kovů a slitin (tzv. kokila). Zde se využívá dobrá tepelná vodivost grafitu. Tzv. průmyslové diamanty se využívají především k osazování různých vrtných a řezných hlavic nástrojů, které pro svou činnost musí vykazovat mimořádnou tvrdost a odolnost.

Přírodní diamanty slouží již od pradávna především k výrobě těch nejdražších šperků. Aby se mohl diamant zasadit do zlatého nebo platinového šperku, musí být nejprve složitě a pečlivě broušen. K úspěšnému vybroušení drahého a vzácného diamantu je třeba nejen značné zkušenosti, ale i zručnosti a trpělivosti. Saze- používají se např. v gumárenském průmyslu jako plnivo při výrobě pneumatik

Bor chemická značka B, (lat. Borum) je nejlehčím z řady prvků III. hlavní skupiny prvků v periodické tabulce prvků, svými vlastnostmi leží na hranici mezi kovy a nekovy. Historie Byl izolován roku 1808 Humphry Davyem, Gay-Lusacem a L. J. Thénardem v nepříliš vysoké čistotě a teprve roku 1824 ho Jakob Berzelius označil za samotný prvek. Výskyt V přírodě se bor nalézá pouze v kyslíkatých sloučeninách – jako kyselina trihydrogenboritá H3BO3 (minerál sassolín) nebo různé boritany. Nejznámějším z nich je borax ( tinkal) Na2B4O7.10 H2O. Fyzikální vlastnosti Elementární bor se vyznačuje vysokou teplotou tání a vysokou tvrdostí. Bor je alotropním prvkem. Vyskytuje se ve dvou alotropických modifikacích. Jako krystalický a amorfní bor. Krystalický bor je velmi tvrdá, kovově lesklá, šedočerná látka, elektricky jen slabě vodivá. (hodnota tvrdosti je 9,3 v Mohsově stupnici tvrdosti)

Chemické vlastnosti Krystalický bor je velmi inertní a za nižších teplot v podstatě nereaktivní. Za vyšších teplot jeho reaktivita vzrůstá. Amorfní modifikace boru se vyznačuje vyšší reaktivitou. Spalování boru v kyslíku vzniká oxid boritý B + O2 → B2O3 Při teplotě 900°C se slučuje s dusíkem na nitrid boritý B + N2 → BN S halogeny vytváří halogenidy borité Např. B + Cl2 → BCl3 Se sírou vytváří sulfid boritý B + S → B2S3 S HCl ani HF nereaguje, ale horká kyselina dusičná ho oxiduje B + HNO3 → H3BO3 + NO2 V taveninách hydroxidů se rozpouští za vzniku boritanů a vodíku B + NaOH → Na3BO3 + H2

Vodní parou se bor oxiduje na oxid boritý B + H2O (g) → B2O3 + H2 600°C Výroba Elementární bor lze připravit redukcí oxidu boritého kovovým hořčíkem nebo hliníkem. B2O3 + 3 Mg → 2 B + 3 MgO Pro zisk velmi čistého polokovu se využívá redukce vodíkem. Příprava čistého boru je náročná a obtížná procedura. Čistý bor se v praxi používá minimálně. 2 BBr3 + 3 H2 → 2 B + 6 HBr Používá se také elektrolytická výroba boru, a sice elektrolýza roztavených boritanů Sloučeniny Borany -sloučeniny boru s vodíkem. Jsou to obvykle značně reaktivní látky, které slouží pro přípravu celé řady dalších sloučenin. Nejznámějším a nejjednodušším boranem je diboran B2H6, samozápalný plyn o bodu varu −92,5 °C. Vyšší borany mají za normálních podmínek pevné skupenství a jsou stálejší vůči hydrolytickému rozkladu.

Příprava diboranu NaBH4 + H2SO4 → NaHSO4 + B2H6 + H2 Boridy jsou sloučeniny boru s kovy. Existuje široká škála boridů s různou stechiometrií a krystalickou strukturou. Tyto sloučeniny vykazují často velmi zajímavé vlastnosti. Jsou to mimořádně vodivé, tvrdé, žáruvzdorné, chemicky netečné a netěkavé materiály s vysokými teplotami tání. Příkladem mohou být mimořádně vodivé diboridy Zr, Hf, Nb a Ta, které tají vesměs až nad 3000 °C. Borid hořečnatý Mg3B2 patří mezi velmi perspektivní materiály z hlediska vývoje supravodičů. Boridy fosforu a arsenu jsou slibné vysokoteplotní polovodiče. Nitridy Nitrid boritý je málo reaktivní, velmi stálá látka, která má podobnou strukturu jako diamant. V současné době patří spolu s diamantem k nejtvrdším známým látkám. Používá se např. jako velmi tvrdý brusný materiál či pro výrobu žárovzdorné keramiky.

karbidy karbid boru B4C, černá, těžkotavitelná látka, je velmi tvrdým materiálem používaným jako brusivo a leštič kovů. Dále ho najdeme v obložení brzd a spojek, je materiálem v neprůstřelných vestách a ochranných štítech bojových letadel. B2O3 + C → B4C + CO Kyseliny Kyselina trihydrogenboritá H3BO3 je slabá kyselina tvořící šupinkovité průhledné krystalky. Je dobře rozpustná ve vodě a ve farmacii se spolu se svými solemi používá k ošetřování očních chorob, působí antisepticky ( tzv. borová voda). Vyrábí se rozkladem boraxu kyselinami a může vzniknou také silně exotermickou reakcí oxidu boritého B2O3 s vodou. Na2B4O7 + H2SO4 → H3BO3 + Na2SO4 B2O3 + 3 H2O → 2 H3BO3 Borax Na2B4O7 .10 H2O V analytické chemii je směs boraxu s uhličitanem sodným univerzálním tavidlem, používaným pro rozklady obtížně rozpustných vzorků. Dále se využívá pro výrobu speciálních optických skel a keramických glazur a smaltů.

Bor a jeho sloučeniny barví plamen intenzivně zeleně. Tento jev se uplatňuje v analytické chemii, kde slouží jako důkaz přítomnosti v boru v analyzovaném vzorku. Oxid boritý Má významné využití ve sklářském a keramickém průmyslu. Oxid boritý B2O3 je bezbarvá sklovitá látka, strukturou i vlastnostmi připomínající SiO2. Oxid boritý je kyselinotvorný, je anhydridem kyseliny trihydrogenborité. Tzv. borosilkátová skla se vyznačují vysokou tepelnou odolností a pod označením Simax slouží k výrobě chemického i kuchyňského nádobí. V keramice nalézá bor uplatnění především jako složka glazur. Připravuje se termickou dehydratací kyseliny borité 2 H3BO3 → B2O3 + 3 H2O Na2B4O7.H2O2.3H2O, peroxotrihydrát tetraboritanu disodného, se využívá jako oxidačního činidla s bělícími účinky v textilním průmyslu, protože ve vodném roztoku uvolňuje peroxid vodíku.

Halogenidy boru Plynný fluorid boritý lze připravit reakcí oxidu boritého s HF B2O3 + HF → BF3 + H2O Kapalný chlorid boritý lze připravit reduktivní chlorací oxidu boritého B2O3 + C + Cl2 → BCl3 + CO Lze připravit také smíšené halogenidy borité BF3 + BCl3 → BCl2F + BClF2 Snadno probíhá hydrolýza halogenidů boritých s vodou BCl3 + H2O → H3BO3 + HCl BBr3 + H2O → H3BO3 + HBr BI3 + H2O → H3BO3 + HI Rozdílně však probíhá hydrolýza fluoridu boritého BF3 + H2O → H3O+ + H3BO3 + [BF4-] Původně vznikající HF se aduje na molekulu BF3 a vzniká kyselina tetrafluoroboritá HBF4, která je nestálá a rozkládá se na tetrafluoroboritanový anion.

Křemík značka Si, protonové číslo 14 (lat. Silicium) je polokovový prvek Výskyt v přírodě V čisté formě se křemík v přírodě nevyskytuje, existuje pouze vázaný ve sloučeninách. Je po kyslíku druhým nejvíce zastoupeným prvkem v zemské kůře. Tvoří cca 27 % zemské kůry. Křemík je základní složkou velké většiny hornin tvořících zemskou kůru – např. pískovcové horniny, jíly, žuly a především aluminosilikátové horniny na bázi orthoklasu (hlinitokřemičitany obsahující draslík) nebo plagioklasu (hlinitokřemičitany obsahující sodík). křemen SiO2 minerály s tímto složením se liší barevně podle přítomnosti malých množství cizorodých prvků, které způsobují charakteristické zbarvení krystalického oxidu křemičitého. Téměř čistý oxid křemičitý je mineralogicky označován jako křišťál, fialově je zbarven ametyst, žlutý je citrín, růžový růženín, hnědý záhněda.

Fyzikální vlastnosti Křemík je tmavošedá, kovově lesklá látka se strukturou podobnou diamantu. Je to značně tvrdý, křehký nekovový prvek, který ale částečně vede elektrický proud a vodivostí se přibližuje polokovům. Chemické vlastnosti Křemík není příliš reaktivní, za normální teploty reaguje pouze s fluorem (za vzniku SiF4), za zvýšené teploty s ostatními nekovy i většinou kovů. Si + 2 F2 → SiF4 Je čtyřvazný, vytváří kovalentní vazby, mnohdy s polárním charakterem. Křemík netvoří ani násobné vazby ani dlouhé řetězce pouze křemíkových atomů. Nejpevněji je vázán na kyslík. V kyselinách s výjimkou kyseliny fluorovodíkové se křemík nerozpouští. Reaguje však s roztoky alkalických hydroxidů za vzniku křemičitanů a uvolnění vodíku. Si + NaOH → Na2SiO3 + H2 křemík je biogenním prvkem, i když jeho obsah v tkáních živých organismů není příliš vysoký. Uvádí se, že v těle dospělého člověka je přítomen přibližně 1 g křemíku a to především v kostech, chrupavkách a zubní sklovině

Výroba Redukcí křemene uhlíkem nebo karbidem vápenatým v elektrické peci SiO2 + C → Si + CO SiO2 + CaC2 → Si + Ca + CO Provádí-li se redukce za přítomnosti železných rud, vzniká tzv. ferrosilicium slitina křemíku a železa, která se vyznačuje vysokou tvrdostí a chemickou odolností. Takto vyrobený křemík má čistotu 97 – 99 %. Pro účely elektronického průmyslu je ovšem tato čistota naprosto nedostatečná, neboť výroba elektronických součástek vyžaduje většinou křemík o čistotě minimálně 99,9999 %, protože i nepatrné znečištění výrazně ovlivňuje kvalitu vyrobených elektronických součástek. Výroba čistého křemíku Tepelný rozklad trichlorsilanu HSiCl3 či redukce chloridu křemičitého SiCl4 HSiCl3 → Si + HCl + SiCl4 SiCl4 + H2 → Si + HCl SiCl4 + Zn → Si + ZnCl2 (dnes se již nevyužívá)

vzniká tzv. polykrystalický křemík, který obsahuje nečistoty v řádu jednotek ppb (1 : 1 000 000 000) a plně vyhovuje požadavkům pro výrobu elektronických polovodičových součástek. Výroba monokrystalického křemíku řízená krystalizace z taveniny-Czochralského metoda. do křemíkové taveniny vložen zárodečný krystal vysoce čistého křemíku. Tento krystal se přitom otáčí dle předem přesně definovaného programu, přičemž teplota taveniny je také velmi pečlivě sledována a řízena. Celý proces probíhá v nádobách z velmi čistého křemene v inertní atmosféře argonu. Na zárodečném krystalu se pak vylučují další vrstvy mimořádně čistého křemíku, výsledný produkt (křemíkový ingot) pak může mít až 400 mm v průměru a délku do 2 m, tvořen je přitom jediným krystalem. Vyrobený ingot se po ochlazení řeže na tenké vrstvy (typicky 0,5 mm), leští a je použit jako výchozí surovina pro výrobu polovodičových součástek.

Sloučeniny Oxid křemičitý má kyselinotvorný charakter, tavením s hydroxidy a uhličitany alkalických kovů vznikají křemičitany. SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2 SiO2 + KOH → K2SiO3 + H2O Oxid křemičitý je nejdůležitější a nejrozšířenější sloučeninou křemíku (písek). Je to tuhá, těžko tavitelná látka. Každý atom křemíku je vázán kovalentními vazbami se čtyřmi atomy kyslíku v tetraedrickém uspořádání. Čtyřstěny [SiO4] jsou spojeny společnými atomy kyslíku ve vrcholech útvaru. SiO2 krystaluje ve třech hlavních modifikacích – jako křemen, tridymit a cristobalit, které se liší jen krystalovými úhly. Roztavením SiO2 a následujícím prudkým ochlazením vznikne amorfní forma oxidu křemičitého – křemenné sklo. Křemenné sklo je tepelně velmi odolné. Oxid křemičitý je nerozpustný ve vodě a chemicky velmi odolný. Reaguje jen s kyselinou fluorovodíkovou za vzniku plynného fluoridu křemičitého SiO2 + HF → SiF4 + H2O

(leptání skla)

Chlorid křemičitý Vyrábí se reduktivní chlorací křemene SiO2 + Cl2 + C → SiCl4 + CO Kyselina křemičitá I přes velké množství křemičitanů není v čistém stavu známa žádná kyselina křemičitá. Jen okyselením alkalických křemičitanů vzniká zpočátku kyselina tetrahydrogenkřemičitá H4SiO4. Ta je však nestálá, ztrácí vodu a přechází na polymerní rosolovité koloidní produkty, nazývané gel kyseliny křemičité. Dehydratací a vysušením tohoto gelu lze získat amorfní látku zvanou silikagel, která má velké sorpční schopnosti a používá se např. v exsikátorech. Silany Silany jsou sloučeniny křemíku s vodíkem obecného vzorce SinH2n+2 ( pro n = 1 až 6). Jsou to velmi reaktivní a nestálé látky. Jsou samozápalné a mají silné redukční účinky.

Silany jsou bezbarvé látky, první dva silany jsou plynné, od trisilanu Si3H8 kapalné. Všechny jsou mimořádně reaktivní a na vzduchu samozápalné, reakcí s kyslíkem vzniká oxid křemičitý a voda. SiH4 + O2 → SiO2 + H2O Ve vodě také rychle hydrolyzují za uvolnění plynného vodíku a gelu kyseliny křemičité. SiH4 + H2O → (H4SiO4 ) + H2 Silany jsou velmi silná redukční činidla. S halogeny reagují explozivně, za jistých podmínek (přítomnost AlCl3 a vhodné teploty) lze připravit molekuly s jedním atomem halogenu SiH3Cl až SiHCl3 apod. Silany se uplatňují především jako výchozí sloučeniny pro výrobu složitějších křemíkatých látek např. pro výrobu čistého polovodičového křemíku. Siloxany (silikony) obsahují v molekule vazbu Si-O-Si. Tato chemická skupina je velmi stabilní a může proto být připraven prakticky nekonečný řetězec. Nejběžnější sloučeniny tohoto typu jsou polydimethylsiloxany a mají vzorec: (CH3)3SiO[SiO(CH3)2]nSi(CH3)3. Tyto sloučeniny jsou za běžných podmínek zcela stabilní a nepodléhají rozkladu ani v přítomnosti kyslíku nebo vody.

Kapalné siloxany jsou známy jako silikonové oleje. Jejich výhodou je odolnost proti vysokým teplotám, proto se využívají do prostředí se zvýšeným teplotním namáháním nejen jako mazadla, ale i jako média pro přenos tepla (olejové lázně). Výroba skla sklo je podchlazená kapalina – jeho struktura je amorfní (nekrystalická). V současné době se vyrábí stovky druhů skla pro nejrůznější praktické aplikace, které se liší fyzikálními vlastnostmi i vzhledem. Základní surovinou pro výrobu skloviny je směs, nazývaná sklářský kmen o přibližném složení: 50 % písek (oxid křemičitý) 16 % soda (uhličitan sodný) 12 % vápenec (uhličitan vápenatý) 18 % odpadní sklo (drcené střepy). Tato směs taví při teplotě kolem 1500 °C a dále zpracovává především na výrobu lahví litím nebo foukáním. Sodno-vápenaté sklo složení přibližně Na2O. CaO. 6SiO2

draselno-vápenaté sklo K2O. CaO. 6SiO2 Přídavkem potaše, uhličitanu draselného se získává tabulové sklo pro výrobu oken. Olovnaté sklo (olovnatý křišťál) K2O. PbO. 6SiO2 Sklo s vyšším obsahem olova se vyznačuje vysokým indexem lomu a je zvláště těžké. Olovnaté sklo se používá pro výrobu lustrů, bižuterie atd. Optické sklo Sklo pro výrobu optických přístrojů (čočky, hranoly, optické filtry) obsahuje kromě olova i baryum, zinek a titan. Borosilikátové sklo část sklotvorného SiO2 je nahrazena oxidem boritým. Přísada oxidu hlinitého zvyšuje jejich pevnost a zlepšuje zpracovatelnost skloviny. Borosilikátová skla jsou žáruvzdorná a chemicky odolná. Slouží jako laboratorní a varné sklo.

Uhlík, bor, křemík Otázky 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9.

Kde se v přírodě vyskytuje uhlík, bor a křemík? Jaké znáte modifikace uhlíku? Čím se tyto modifikace od sebe odlišují? Jakým způsobem lze připravit oxid uhličitý v laboratoři? Popište chemickými reakcemi. Pomocí chemických rovnic popište Solvayův způsob výroby sody. Jak se vyrábí bor a křemík průmyslově? V jakých krystalových modifikacích krystaluje oxid křemičitý? Definujte pojem sklo. Jaký typy skel znáte? Chemickou reakcí popište proces leptání křemenného skla fluorovodíkem. Jaké významné sloučeniny uhlíku, boru a křemíku znáte?

Síra chemická značka S, (lat. Sulphur) je nekovový prvek žluté barvy, patřící do skupiny tzv. chalkogenů. Výskyt v přírodě V čisté formě se vyskytuje především v oblastech s vulkanickou činností nebo v okolí horkých minerálních pramenů. Hlavní oblasti těžby síry jsou např. Polsko a USA. rudy na bázi sulfidů sulfid zinečnatý – sfalerit ZnS disulfid železnatý – pyrit FeS2 sulfid olovnatý – galenit PbS sulfid rtuťnatý – cinabarit (rumělka) HgS směsný sulfid mědi a železa – chalkopyrit CuFeS2 Nejznámějším minerálem na bázi síranů je sádrovec – dihydrát síranu vápenatého CaSO4.2H2O Glauberova sůl Na2SO4.10H2O Baryt BaSO4 Síra se v poměrně značném množství vyskytuje i v horninách biologického původu – v uhlí a ropě.

V atmosféře je síra přítomna ve formě svých oxidů, především siřičitého, ale i sírového. To je způsobeno spalováním fosilních paliv s vysokým obsahem síry, ale i vulkanická činnost. Síra je biogenním prvkem, vyskytuje se v různých bílkovinách např. jako aminokyselina cystein, přítomných prakticky ve všech živých organizmech. Fyzikální vlastnosti Síra je žlutý, elektricky nevodivý a snadno tavitelný nekov, který vytváří řadu alotropických modifikací. • Kosočtverečná (α) je stálá modifikace, na kterou postupně přecházejí ostatní modifikace, nerozpustná ve vodě, dobře rozpustná v sirouhlíku, v ethanolu. Molekuly jsou cyklické osmiatomové S8 (tzv. oktasíra). • Při teplotě 95,3 °C přechází na modifikaci jednoklonnou (β) • Homocyklické formy jsou tvořeny kruhy, které obsahují 6 až 20 atomů tato polysíra se vyskytuje v mnoha formách – kaučukovitá síra, plastická síra. • Kapalná síra - síra taje při teplotě 115 °C za vzniku žluté průhledné kapaliny. Při zvýšení teploty nad 160 °C kapalina hnědne, stává se viskóznější a při teplotě 444,5 °C vře a uvolňuje oranžové páry. Rychlým ochlazením par síry vzniká sirný květ.

Chemické vlastnosti

Síra je středně reaktivní prvek. Za vyšších teplot se slučuje téměř se všemi prvky. Reakce s kovy bývají exotermní. Za normální teploty se slučuje jen s fluorem, mědí, stříbrem a rtutí. S + F2 → SF6 S + Cu → CuS S + Ag → Ag2S S + Hg → HgS Síra hoří na vzduchu modrým plamenem za vzniku oxidu siřičitého SO2 a v malém množství i oxidu sírového SO3 S + O2 → SO2 Reaguje s kyselinami, které mají oxidační vlastnosti: S + 2 HNO3 → H2SO4 + 2 NO Reakcí s hydroxidy vzniká thiosíran a sulfid: 4 S + 6 KOH → K2S2O3 + 2 K2S + 3 H2O

Výroba Síra se získává těžbou volné přírodní síry buď hornickým způsobem nebo z podzemních ložisek vháněním přehřátou vodní párou Lze ji získat také oxidací sulfanu H2S obsaženého v zemním plynu nebo ve vedlejších produktech zpracování paliv. H2 S + O2 → S + H2 O H2 S + H2 O2 → S + H2 O H2S + Br2 → S + HBr H2S + HNO3 → S + NO + H2O Sloučeniny Oxid siřičitý SO2 laboratorní příprava: redukce konc. kyseliny sírové, např. mědí Cu + H2SO4 → SO2 + CuSO4 + H2O Vytěsněním ze siřičitanů silnou kyselinou Na2SO3 + H2SO4 → SO2 + Na2SO4 + H2O Průmyslová výroba SO2: spalování síry či pražení pyritu S + O2 → SO2 FeS2 + O2 → SO2 + Fe2O3

Oxid siřičitý bezbarvý plyn pronikavého štiplavého zápachu, snadno zkapalnitelný, dobře rozpustný ve vodě. Nachází se v sopečných plynech a v ovzduší průmyslových aglomerací, kde reakcí se vzdušnou vlhkostí způsobuje tzv. kyselé deště. Do ovzduší se dostává zejména spalováním uhlí, které vždy obsahuje určitý podíl síry. Je chemicky velmi reaktivní látkou. Používá se k výrobě kyseliny sírové, má redukční účinky. SO2 + HNO3 → H2SO4 + NO SO2 + KMnO4 + H2O → H2SO4 + MnSO4 + K2SO4 Oxid sírový za normální teploty kapalná látka s teplotou varu 44 °C, tuhnoucí při 17 °C na průhlednou látku podobnou ledu. Na vzduchu silně dýmá a se vzdušnou vlhkostí vytváří mlhu kyseliny sírové H2SO4. Oxid sírový se vyrábí oxidací SO2 a je meziproduktem při výrobě kyseliny sírové. Při zavádění oxidu sírového do kyseliny sírové vzniká kyselina disírová ( tzv. oleum dýmavá kyselina sírová).

Oxid sírový výroba: SO2 + O2 → SO3 katalyzátorem je V2O5 Tento postup je základem kontaktního způsobu výroby kyseliny sírové Laboratorní příprava: rozklad některých síranů, např. síranu železitého Fe2(SO4)3 → SO3 + Fe2O3 kyselina sírová H2SO4 je nejdůležitější a nejpoužívanější sloučeninou síry, je nejvíce vyráběnou sloučeninou vůbec. Používá se k výrobě síranů, průmyslových hnojiv, detergentů, k rafinaci ropy, jako elektrolyt do olověných akumulátorů. Bezvodá kyselina sírová je olejovitá kapalina, neomezeně se mísící s vodou. Při ředění vodou se uvolňuje tak velké množství tepla, že může dojít k varu roztoku a k jeho vystříknutí. Z toho důvodu se při ředění musí vždy za stálého míchání lít kyselina sírová do vody a ne naopak !! Kyselina sírová je silná dvojsytná kyselina. Za studena rozpouští jen neušlechtilé kovy za vývoje vodíku. Horká koncentrovaná kyselina má oxidační účinky a rozpouští i některé ušlechtilé kovy za vzniku SO2. Vodík se za těchto podmínek neuvolňuje.

Výroba kyseliny sírové Kontaktní způsob Oxid siřičitý, získaný spalováním síry, se na katalyzátoru V2O5 při teplotách 440 – 600 °C oxiduje na oxid sírový. S + O2 → SO2 SO2 + O2 → SO3 katalyzátor V2O5 SO3 + H2SO4 → H2S2O7 (oleum) SO3 se jímá v koncentrované H2SO4 a vzniklá kyselina disírová H2S2O7 se rozkládá vodou podle rovnice H2S2O7 + H2O → 2 H2SO4 Při jímání SO3 přímo ve vodě by vznikala jemná mlha (aerosol) H2SO4, která jen velmi obtížně kondenzuje. Kyselina siřičitá vzniká rozpouštěním oxidu siřičitého ve vodě, roztok však obsahuje slabě disociovaný hydratovaný oxid SO2 . x H2O a jen málo iontů H3O+ a HSO3– je středně silnou dvojsytnou kyselinou a tvoří dvě řady solí. Siřičitany jsou na rozdíl od kyseliny siřičité běžné a poměrně stálé sloučeniny s redukčními vlastnostmi. Vznikají zaváděním SO2 do roztoků hydroxidů.

Siřičitany Zaváděním SO2 do roztoku sody vzniká siřičitan sodný SO2 + Na2CO3 + H2O → NaHSO3 + CO2 NaHSO3 + Na2CO3 → Na2SO3 + CO2 + H2O Siřičitany vykazují redukční vlastnosti K2SO3 + I2 + H2O → H2SO4 + KI Sírany Sírany jsou tuhé krystalické látky, většinou dobře rozpustné ve vodě. Málo rozpustné jsou Ag2SO4 a CaSO4 , prakticky nerozpustné jsou PbSO4 , SrSO4 a BaSO4. Připravují se rozpouštěním neušlechtilých kovů v kyselině sírové, reakcí kyseliny sírové s oxidy, hydroxidy, uhličitany či chloridy kovů. Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 K2CO3 + H2SO4 → K2SO4 + CO2 + H2O NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl

Málo rozpustné sírany lze připravit také srážením Pb(NO3)2 + K2SO4 → PbSO4 + KNO3 Sulfan (sirovodík) H2S bezbarvý, prudce jedovatý plyn, zapáchající po zkažených vejcích. Vyskytuje se v sopečných plynech a sirných minerálních vodách. Je snadno zkapalnitelný, ve vodě se rozpouští na slabou kyselinu sirovodíkovou. Je poměrně silným redukčním činidlem, dochází přitom k oxidaci S–II na S0. Sulfan, obsažený v ovzduší, reaguje s některými kovy (Ag, Cu) za vzniku povlaku černých sulfidů. V laboratoři lze připravit reakcí FeS s kyselinou chlorovodíkovou FeS + HCl → H2S + FeCl2 Vykazuje redukční vlastnosti a snadno se oxiduje na síru H2 S + H2 O2 → S + H2 O H2S + H2SO4 → SO2 + S + H2O H2S + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + S + K2SO4

Vodný roztok sulfanu se chová jako slabá dvojsytná kyselina, od níž se odvozují dva typy solí, sulfidy a hydrogensulfidy. Sulfidy Sulfidy se připravují Bi + S → Bi2S3 1. Přímou syntézou z prvků Hg + S → HgS Al + S → Al2S3 2. Neutralizací sirovodíku

H2S + KOH → KHS + H2O KHS + KOH → K2S + H2O

3. Vylučování z roztoků solí kovů sirovodíkem nebo sulfidem amonným H2S + Cd2+→ CdS + H+ (NH4)2S + Mn2+→ MnS + NH4+ 4. Redukcí síranů uhlíkem BaSO4 + C → BaS + CO CaSO4 + C → CaS + CO

Typickou chemickou vlastností všech sulfidů je jejich poměrně snadná oxidovatelnost. V technické praxi se využívá především proces oxidace sulfidických rud k výrobě některých kovů. Cu2S + O2 → SO2 + CuO PbS + O2 → SO2 + PbO HgS + O2 → SO2 + Hg Pozvolnou oxidací tuhých sulfidů vzdušným kyslíkem dochází k tvorbě síranů BaS + O2 → BaSO4 Silná oxidovadla oxidují sulfidy až na oxokyseliny ZnS + HNO3 → H2SO4 + Zn(NO3)2 + NO2 + H2O

Fosfor chemická značka P, (lat. phosphorus ), prot. číslo 15, je nekovový prvek patřící do skupiny tzv. pentelů. Výskyt v přírodě Vyskytuje se pouze vázaný ve sloučeninách. Nejdůležitějšími minerály fosforu jsou: fosforit Ca3(PO4)2 fluoroapatit Ca5(PO4)3F wavelit 3 Al2O3.2 P2O5.12 H2O vivianit Fe3(PO4)2.8 H2O Dále se fosfor vyskytuje ve všech živých organizmech na Zemi (je biogenním prvkem), je především uložen v kostech a zubech, ale je složkou důležitých organických molekul jako DNA a RNA.

Fyzikální vlastnosti Fosfor je nekovový prvek, vyskytuje ve 3 alotropních modifikacích – bílý, červený a černý fosfor. Bílý fosfor – je bezbarvá až bílá, voskově měkká látka, nerozpustná ve vodě, dobře rozpustná v sirouhlíku. Je prudce jedovatý, velmi reaktivní a na vzduchu samozápalný (pyroforický), proto se přechovává pod vodou. Je složen ze čtyřatomových molekul P4. Červený fosfor – vzniká zahříváním bílého fosforu v inertní atmosféře. Má polymerní řetězovitou strukturu, je málo reaktivní, nerozpustný v sirouhlíku a není samozápalný ani jedovatý. Se silnými oxidačními činidly reaguje explozivně. Černý fosfor – je méně reaktivní, není jedovatý ani pyroforický. Je také nerozpustný v sirouhlíku. Vzniká zahříváním bílého fosforu za velmi vysokých tlaků nebo na katalyzátoru. Jde o vysokopolymerní látku, vzhledem i elektrickou vodivostí podobnou grafitu. Ze všech tří modifikací je černý fosfor do teploty 550°C termodynamicky nejstabilnější modifikací.

Chemické vlastnosti Bílý fosfor je velmi reaktivní látka, která se již za pokojové teploty slučuje s mnoha prvky a látkami. V teplém roztoku hydroxidu draselného KOH se rozpouští za vzniku dihydrogenfosforečnanu draselného KH2PO4 a fosfanu PH3. KOH + P4 → KH2PO4 + PH3 Spalováním bílého fosforu za přístupu kyslíku vzniká buď oxid fosforitý či fosforečný (oba ve formě dimeru) P4 + 3 O2 → P4O6 P4 + O2 → P4O10 (při nadbytku kyslíku) Výroba Základem průmyslové výroby elementárního fosforu je redukce fosforečnanů koksem (uhlíkem) za přítomnosti křemenného písku podle rovnice: Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 → 3 CaSiO3 + P2O5 P2O5 + 5 C → 5 CO + 2 P Souhrnně 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C → P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO

Využití Fosfor se používá k výrobě kyseliny fosforečné (cca 80 %), dále k výrobě dalších sloučenin fosforu, zápalek a pro pyrotechnické účely. Sloučeniny Fosfan PH3 je obdobou amoniaku, je ale těkavější a méně stálý. Je to bezbarvý, jedovatý, páchnoucí plyn. Je jen slabě zásaditý. Fosfoniový kation PH4+ je obdobou amonného iontu, ale jeho sloučeniny jsou nestálé. Vzniká hydrolýzou některých fosfidů Mg3P2 + H2O → PH3 + Mg(OH)2 Či hydrolýzou fosfoniových solí PH4+ + H2O → PH3 + H3O+ Lze jej získat také rozpouštěním bílého fosforu v roztoku KOH KOH + P4 → KH2PO4 + PH3 Fosfidy jsou binární sloučeniny fosforu s kovy, které lze odvodit náhradou atomu vodíku ve fosfanu. Častěji vznikají přímou syntézou z prvků. Technický význam mají fosfidy s kovovou strukturou, které fosfor tvoří s d– prvky. Ty jsou tvrdé a elektricky vodivé (podobně jako nitridy).

Fosfidy se mohou připravovat např. redukcí fosforečnanů uhlíkem Ca3(PO4)2 + C → Ca3P2 + CO Nebo např. reakcí sulfidů kovů s fosfanem Bi2S3 + PH3 → BiP + H2S Oxid fosforitý P4O6 Je tvořen dimerní molekulou tetraedrického tvaru. Vzniká hořením fosforu při nedostatku kyslíku. Jde o bílou, krystalickou, prudce jedovatou látku. Snadno se oxiduje na oxid fosforečný. Ve vodě se rozpouští na kyselinu trihydrogenfosforitou. P4 + 3 O2 → P4O6 přísun kyslíku musí být regulovaný ! P4O6 + H2O → H3PO3 Oxid fosforečný P4O10 Je tvořen opět dimerní molekulou tetraedrického tvaru. Je to bílá tuhá látka, velmi kyselé povahy. Vzniká spalováním fosforu s dostatečným množstvím kyslíku. P4 + 5 O2 → P4O10

Reakcí s vodou poskytuje kyselinu trihydrogenfosforečnou. P4O10 + H2O → H3PO4 Má hydroskopické účinky, proto se využívá jako sušidlo. Oxid fosforičitý také ve formě dimeru P2O4, který tvoří bezbarvé, silně lesklé krystaly. Ve vodě se rozpouští za značného vývoje tepla a za vzniku kyseliny fosforité a kyseliny fosforečné. P2O4 + H2O → H3PO4 + H3PO3 Připravuje se termickým rozkladem oxidu fosforitého. P4O6 → P2O4 + O2 Kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4 je středně silná, trojsytná kyselina. Vyrábí se spalováním elementárního fosforu v přítomnosti vodní páry. Za normálních podmínek je v pevném skupenství, vytváří bezbarvé krystalky s nízkým bodem tání (44°C). Vytváří vodný roztok. Tvoří celkem 3 řady solí - fosforečnany (PO4)3-, hydrogenfosforečnany (HPO4)2- a dihydrogenfosorečnany (H2PO4)-.

Na rozdíl kyseliny dusičné nemá oxidační vlastnosti. Většinu kovu nerozpustí, protože se ve zředěné kyselině fosforečné vytváří na jejich povrchu vrstva nerozpustných fosforečnanů. Zahříváním uvolňuje kyselina trihydrogenfosforečná molekuly vody. Laboratorní příprava Kyselina fosforečná se připravuje reakcí oxidu fosforečného s vodou: P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 spalováním fosfanu : PH3 + 2 O2 → H3PO4 rozklad kyseliny fosforité: 4 H3PO3 → PH3 + 3 H3PO4 reakcí s halogeny: POCl3 + H2O → H3PO4 + HCl Výroba Kyselina fosforečná se vyrábí hlavně tzv. termickým procesem, který spočívá ve spalování roztaveného fosforu ve směsi vzduchu a vodní páry P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 P4 + 5 O2 → P4O10

Druhou možností její výroby je tzv. mokrý proces, což je reakce kyseliny sírové s přírodním fosfátem: Ca3(PO4)2 + H2SO4 → H3PO4 + CaSO4 Kyselina trihydrogenfosforečná disociuje do tří stupňů: 1. H3PO4 + H2O → H3O+ + H2PO4– 2. H2PO4– + H2O → H3O+ + HPO42– 3. HPO42– + H2O → H3O+ + PO43– Fosforečná hnojiva Jako fosforečná hnojiva se používají zejména dihydrogenfosforečnany H2PO4– a některé hydrogenfosforečnany HPO42– . Účinnou složkou superfosfátu je dihydrogenfosforečnan vápenatý. Superfosfát se vyrábí rozkladem apatitu kyselinou sírovou 2 Ca5(PO4)3F + 7 H2SO4 → 3 Ca(H2PO4)2 + 7 CaSO4 + 2 HF K rozkladu fosforečnanových minerálů je možno použít také kyselinu fosforečnou či kyselinu dusičnou Ca3(PO4)2 + H3PO4 → Ca(H2PO4)2

rozklad fosfátu kyselinou dusičnou Ca3(PO4)2 + HNO3 → Ca(NO3)2 + H3PO4 Po částečné neutralizaci vzniklé kyseliny fosforečné amoniakem a uhličitanem sodným vznikají kombinovaná NPK hnojiva s obsahem všech tří nejvýznamějších prvků. Použití Fosfor se používá k výrobě kyseliny fosforečné (cca 80 %), zbytek k výrobě dalších sloučenin fosforu, zápalek atd. Hydrogen a dihydrogenfosforečnany jsou základním materiálem pro výrobu důležitého minerálního hnojiva – superfosfátu. Fosforečnany alkalických kovů jsou zásadité. Mají schopnost snižovat tvrdost vody, proto se přidávaly do pracích prášků.

Selen Chemická značka Se, latinský název selenium, prot. číslo 34. Patří do skupiny chalkogenů. Výskyt selen je poměrně vzácným prvkem. Doprovází síru v sulfidických rudách ve formě selenidů. Relativní zastoupení selenu v zemské kůře i ve vesmíru je velmi nízké. V zemské kůře je selen přítomen v koncentraci 0,05–0,09 ppm (mg/kg). Fyzikální vlastnosti Elementární selen se vyskytuje v několika alotropických modifikacích, jejichž barva je buď šedá nebo tmavě červená. Je prakticky nerozpustný ve vodě, poměrně dobře se rozpouští v sirouhlíku. Selen je velmi podobný síře a tvoří obdobné sloučeniny, má však menší schopnost tvořit násobné vazby a proto bývají jeho sloučeniny strukturně odlišné od stejných sloučenin síry. Tvoří také osmiatomové molekuly Se8, z nichž je složen tzv. červený selen – modifikace nekovového charakteru. Zahříváním přechází červený selen na stálejší modifikaci – šedý selen s polymerní řetězovitou strukturou.

Šedý selen je polovodičem, jeho elektrický odpor klesá s rostoucí teplotou i s osvětlením. Při osvětlení vzroste jeho vodivost tisíckrát. Toho se využívá při konstrukci fotočlánků. Chemické vlastnosti Elementární selen je za normálních podmínek stálý, poměrně snadno se slučuje s kyslíkem a halogeny. Ve sloučeninách se selen vyskytuje v mocenství Se2–, Se2+, Se4+ a Se6+. Získávání Je obvykle získáván z odpadů po spalování síry při výrobě kyseliny sírové nebo ze zbytků po elektrolytické výrobě mědi ze sulfidických rud. Sloučeniny Selan (selenovodík) je bezbarvý plyn, ve vodě se rozpouští na slabou kyselinu selenovodíkovou. Je méně stálý než sulfan (sirovodík). selan lze připravit např. přímou syntézou z prvků Se + H2 → H2Se Nebo hydrolýzou některých selenidů Al2Se 3 + H2O → H2Se + Al(OH)3

Selan lze připravit také reakcí selenidu železnatého s kyselinou chlorovodíkovou FeSe + HCl → H2Se + FeCl2 Po zapálení na vzduchu hoří za vzniku vody a oxidu seleničitého H2Se + O2 → SeO2 + H2O Je poměrně silným redukčním činidlem, dochází přitom k oxidaci Se–II na Se0. Vykazuje redukční vlastnosti a snadno se oxiduje na selen. H2Se H2Se H2Se H2Se H2Se H2Se

+ + + + + +

Cl2 → Se + HCl Br2 → Se + HBr H2O2 → Se + H2O H2SO4 → SO2 + Se + H2O KMnO4 → H2SeO4 + MnSeO4 + Se + K2SeO4 HNO3 → NO2 + Se + H2O

Selenidy Selenidy kovů jsou tuhé látky. Kromě selenidů alkalických kovů jsou ve vodě nerozpustné. Dají se připravit např. 1. Přímou syntézou z prvků Cd + Se → CdSe Hg + Se → HgSe Al + Se → Al2Se3 2. Neutralizací selenovodíku

H2Se + KOH → KHSe + H2O KHSe + KOH → K2Se + H2O

3. Vylučování z roztoků solí kovů selenovodíkem H2Se + Cu2+→ CuSe + H+ H2Se + Zn2+→ ZnSe + H+

obdobně jako sulfidy kovů, selenidy jsou také snadno oxidovatelné Cu2Se + O2 → SeO2 + CuO PbSe + O2 → SeO2 + PbO HgSe + O2 → SeO2 + Hg Oxid seleničitý Pevná látka polymerní struktury, je bezbarvý a snadno sublimuje. Dá se snadno připravit spalováním selenu. Se + O2 → SeO2 Má kyselý charakter a s vodou poskytuje kyselinu seleničitou SeO2 + H2O → H2SeO3 Oxid selenový Bezbarvá tuhá látka kyselé povahy, s vodou poskytuje kyselinu selenovou. Připravuje se dehydratací kyseliny selenové působením oxidu fosforečného. H2SeO4 + P4O10 → SeO3 + HPO3 SeO3 + H2O → H2SeO4

Kyselina selenová viskózní kapalina, která krystalizuje na bílou pevnou látku při zahřívání uvolňuje vodu. Je to silná kyselina,snadno se slučuje s oxidem selenovým (SeO3) na kyselinu dihydrogendiselenovou (H2Se2O7) a kyselinu tetrahydrogentriselenovou (H4S3O11) Vytváří soli selenany, které se podobají síranům. Je velmi silným oxidačním činidlem, rozpouští nejen kovové stříbro, ale i zlato a paladium Au + H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + H2SeO3 + H2O Laboratorní příprava oxidací kyseliny seleničité H2SeO3 H2SeO3 + H2O2 → H2SeO4 + H2O H2SeO3 + KMnO4 → H2SeO4 + K2SeO3 + MnSeO3 + H2O H2SeO3 + HClO3 → H2SeO4 + Cl2 + H2O oxidací selenu chlórem: Se + Cl2 + H2O → H2SeO4 + HCl reakcí bromové vody se suspenzí seleničitanu stříbrného: Ag2SeO3 + Br2 + H2O → H2SeO4 + AgBr

kyselina seleničitá (H2SeO3) bílá pevná látka, tvoří dvě řady solí - hydrogenseleničitany (HSeO3)- a seleničitany (SeO3)2- (připravují se reakcí kyseliny se stechiometrickým množstvím hydroxidu nebo zahříváním oxidu kovu s SeO2) H2SeO3 + 2 KOH → K2SeO3 + 2 H2O H2SeO3 + KOH → KHSeO3 + H2O Laboratorní příprava oxidací práškového selenu zředěnou kyselinou dusičnou Se + HNO3 + H2O → H2SeO3 + NO Použití selenu K výrobě fotočlánků. Jedná se o zařízení, která za využití fotoelektrického jevu po ozáření světlem přímo produkují elektrickou energii. V polovodičové technice- výroba polovodičů, např. selenid galia, india. V optice- výroba speciálních chalkogenidových skel.

Tellur Chemická značka Te, latinský název tellurium, prot. číslo 52. Patří do skupiny chalkogenů. Výskyt Tellur je dosti vzácným prvkem. Obvykle doprovází síru a selen v jejich rudách. Má značnou afinitu ke zlatu a v mnoha zlatých ložiscích se vyskytuje jako příměs. Z minerálů jsou známy například tellurid zlata calaverit AuTe2 nebo tellurid olova altait PbTe. Fyzikální a chemické vlastnosti Elementární tellur je za normálních podmínek stálý stříbřitě lesklý a poměrně křehký kov. Dosti snadno se slučuje s kyslíkem a halogeny. Ve sloučeninách se tellur vyskytuje v mocenství Te2-, Te2+, Te4+ a Te6+ . Te + O2 →

TeO2

Te + F2 →

TeF6

Te + Cl2 →

TeCl6

Sloučeniny Tellurovodík (tellan) Lze připravit hydrolýzou telluridů CuTe + H2O → H2Te + Cu(OH)2 Nebo reakcí telluridů s kyselinou chlorovodíkovou FeTe + HCl → H2Te + FeCl2 Tellan není příliš stálá sloučenina. Ve vodném roztoku vytváří kyselinu tellurovodíkovou. Vykazuje redukční vlastnosti a snadno se oxiduje na tellur. H2Te + Br2 → Te + HBr H2Te + H2O2 → Te + H2O H2Te + H2SO4 → SO2 + Te + H2O Oxid telluričitý Bezbarvá pevná látka polymerního charakteru. Dá se připravit spalováním telluru na vzduchu či v atmosféře kyslíku. Te + O2 → TeO2

Má slabě kyselý charakter a je rozpustný v roztocích silných zásad, při čemž vznikají telluričitany. TeO2 + KOH → K2TeO3 + H2O Oxid tellurový Pevná látka oranžové barvy s polymerní strukturou. Je velice nestálý. Lze ho připravit termickou dehydratací kyseliny hexahydrogentellurové. H6TeO6 → TeO3 + H2O Využití telluru V metalurgii slouží tellur ke zlepšování mechanických a chemických vlastností slitin. Tellurid gallia nalézá využití v polovodičovém průmyslu. Ve sklářském průmyslu je v některých speciálních případech tellurem barveno sklo (hnědočervené zabarvení). Sloučeniny telluru slouží při výrobě fotočlánků (např. na bázi telluridu kadmia) Na bázi teluridů jsou i záznamové vrstvy v přepisovatelných optických discích.

Síra, fosfor, selen, tellur Otázky 1. Kde se v přírodě nachází síra a fosfor? Jaké jsou nejznámější minerály těchto prvků? 2. Popište známé modifikace síry a fosforu. 3. Charakterizujte základní fyzikální a chemické vlastnosti síry a fosforu. 4. Jakým způsobem se síra a fosfor získávají průmyslově? 5. Chemickými reakcemi charakterizujte výrobu kyseliny sírové a fosforečné. 6. Jaké průmyslové využití mají selen a tellur?

Arsen Chemická značka As, latinský název arsenicum, prot. číslo 33. Patří do skupiny pentelů. Výskyt V horninách se vyskytuje jako příměs v rudách niklu, kobaltu, antimonu, stříbra, zlata a železa a bývá obsažen jako stopová příměs v mnoha ložiscích uhlí. Nejvýznamnější rudy arsenu jsou: arsenopyrit FeAsS löllingit FeAs2 realgar As4S4 auripigment As2S3 nikelin NiAs V zemské kůře je arsen značně vzácným prvkem. Průměrný obsah činí pouze 2 - 5 ppm (mg/kg). Historie Za objevitele prvku je označován středověký alchymista Albertus Magnus, který kolem roku 1250 poprvé izoloval elementární arsen.

Fyzikální vlastnosti Toxický polokovový prvek, vyskytuje se ve dvou alotropických modifikacích: Kovový (šedý) arsen je ocelově šedá, kovově lesklá, křehká a málo vodivá látka. Při teplotě 633 °C kovový arsen sublimuje a plynná fáze obsahuje molekuly As4. Páry arsenu páchnou po česneku. Žlutý arsen je metastabilní fáze, která vzniká prudkým ochlazením par arsenu. Rychle se mění v šedou modifikaci. Žlutý arsen je obdobou bílého fosforu – je to měkká voskovitá látka. Obě formy arsenu se za normální teploty povlékají vrstvou As2O3 . As a všechny jeho sloučeniny jsou velmi jedovaté. Chemické vlastnosti Arsen se ve svých sloučeninách vyskytuje v mocenství: As-3, As+3 a As+5 Reaguje s některými nekovy a vytváří přitom sloučeniny většinou s oxidačním číslem III Spalováním na vzduchu vzniká oxid arsenitý. As + O2 → As4O6

Reakcí s chlorem poskytuje chlorid arsenitý As + Cl2 → AsCl3 Rozpouští se za horka v kyselině sírové a dusičné As + HNO3 → H3AsO4 + NO As + H2SO4 → H3AsO4 + SO2 Arsen se rozpouští v hydroxidu sodném, za přítomnosti chlornanu sodného As + NaOH + NaClO → NaCl + Na3AsO4 + H2O Výroba Sulfidické rudy arsenu se oxidují kyslíkem a vzniklé oxidy se poté redukují uhlíkem auripigment As2S3 + O2 → As2O3 + SO2 As2O3 + C → As + CO Z löllingitu a arsenopyritu lze arsen získat přímo jen tepelným rozkladem (700°C) löllingit FeAs2 → FeAs + As FeAs + O2 → Fe2O3 + As2O3 arsenopyrit

FeAsS → FeS + As

(800°C)

Sloučeniny Oxid arsenitý As2O3 , známý jako arsenik, silně toxická sloučenina, dobře rozpustná ve vodě. Vzniká hořením arsenu na vzduchu. Se zásaditými hydroxidy poskytuje arsenitany. Používá se jako jed na myši a krysy. As + O2 → As2O3 As2O3 + H2O → H3AsO3 As2O3 + KOH → K3AsO3 + H2O Oxid arseničný As2O5 S vodou poskytuje kyselinu trihydrogenarseničnou As2O5 + H2O → H3AsO4 Se zásaditými hydroxidy poskytuje arseničnany. As2O5 + NaOH → Na3AsO4 + H2O Sulfid arsenitý As2S3 je mimořádně dobře kryjící barevný pigment, známý jako královská žluť. Vzniká např. zaváděním sulfanu do roztoku arsenitých solí

As3+ + H2S → As2S3 + H+ Arsan AsH3 je bezbarvý, silně páchnoucí, prudce jedovatý plyn. Je nestálý, termicky se rozkládá na prvky, přičemž na skle vytváří tzv. arsenové zrcátko. Tento důkaz arsenu je tak citlivý, že se používá i v kriminalistice k prokázání otravy arsenikem. Marshova zkouška Nejprve je nutné vyvinout vodík, např. reakcí zinku a HCl. Vodík se vede přes vzorek s obsahem arsenu. Vytvoří se plyn, arsan, který se vysuší, například pomocí bezvodého chloridu vápenatého a následně zahřeje v zúžené trubičce. Tím dojde k jeho rozkladu a vyloučí se kovový arsen ve formě šedočerného povlaku, tzv. arsenového zrcátka. As2O3 + HCl + Zn → AsH3 + ZnCl2 + H2O Na3AsO4 + HCl + Zn → AsH3 + NaCl + ZnCl2 + H2O AsH3 → As (arsenové zrcátko) + H2

Antimon Chemická značka Sb, latinský název stibium, prot. číslo 51. Patří do skupiny pentelů. Výskyt Nejdůležitějším minerálem antimonu je antimonit Sb2S3 ullmannit NiSbS dyskrazit Ag3Sb pyrargyrit Ag3SbS3 Obvykle je také přítomen jako příměs v rudách stříbra, mědi a olova. Fyzikální vlastnosti Antimon je stříbrolesklý kovový až polokovový prvek. Vyskytuje se ve dvou alotropních modifikacích: kovový antimon a nestálá nekovová forma žlutého antimonu. Kovový neboli šedý antimon je středně tvrdý a velmi křehký. Na vzduchu je za normálních teplot neomezeně stálý, za zvýšené teploty reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu antimonitého Sb2O3. Žlutý antimon lze získat zaváděním kyslíku do kapalného antimonovodíku při -90 °C a podobá se modifikaci bílého fosforu.

Ve sloučeninách se vyskytuje v mocenstvích Sb-3, Sb+3, Sb+4 a Sb+5. Rozpouští se pouze působením silných minerálních kyselin. Sb + HNO3 + H2O → Sb2O5 .x H2O + NO Sb + H2SO4 → Sb2(SO4)3 + SO2 + H2O Ochotně reaguje s halogeny a sulfanem Sb + Cl2 → SbCl3 Sb + Br2 → SbBr3 Sb + H2S → Sb2S3 + H2 Za tepla se slučuje se sírou, kyslíkem, fosforem a dalšími prvky. Sb + S → Sb2S3 Sb + O2 → Sb2O3 Sb + P → SbP Při zahřívání s oxidačními činidly (např. dusičnany, chlorečnany) vznikají soli kyseliny antimoničné. Sb + KNO3 → K3SbO4 + KNO2

Výroba Průmyslově se antimon vyrábí pražně redukčním pochodem svých sulfidických rud za přístupu vzduchu za vzniku oxidů, které se dále redukují žárově uhlím (koksem). Sb2S3+ 5 O2 → Sb2O3+ 3 SO2 Sb2O3+ 4 C → 2 Sb + 4 CO Další možný způsob výroby antimonu je srážecím pochodem, kdy spolu reaguje antimonit a železo. Sb2S3+ 3 Fe → 2 Sb + 3 FeS Velmi čistý antimon lze získat z roztoků nebo tavenin elektrolyticky. Sloučeniny Stiban SbH3 je nestálá plynná látka, rozkládající se zahřátím na prvky za vytvoření antimonového „zrcátka“ na povrchu skla. Vrstvička kovového antimonu však na rozdíl od arsenového zrcátka netěká, což umožňuje rozlišení sloučenin arsenu a antimonu. Sb2O3 + HCl + Zn → SbH3 + ZnCl2 + H2O SbH3 → Sb (antimonové zrcátko) + H2

Oxid antimonitý Sb2O3 vzniká jako bílý dým při hoření antimonu na vzduchu. Sb + O2 → Sb2O3 Je amfoterní, se silnými kyselinami reaguje za vzniku antimonitých solí, s alkalickými hydroxidy poskytuje antimonitany. Používá se jako bílý pigment do emailů. Sb2O3 + H2SO4 → Sb2(SO4)3 + SO2 + H2O Sb2O3 + KOH → K3SbO3 + H2O Oxid antimonitý vzniká také při hydrolýze antimonitých solí Sb3+ + H2O → Sb2O3 + H3O+ Oxid antimoničný Sb2O5 vzniká oxidací antimonu HNO3. Je nestálý a má stejně jako všechny sloučeniny SbV oxidační vlastnosti. Sb + HNO3 + H2O → Sb2O5 .x H2O + NO

Sulfid antimonitý Sb2S3 má oranžovočervenou barvu, při zahřívání přechází na šedočernou modifikaci. Sulfid antimonitý je základní rudou používanou k výrobě antimonu. Dá se připravit buď přímou syntézou z prvků či srážením z roztoku arsenitých solí sulfanem. Sb + S → Sb2S3 Sb3+ + H2S → Sb2S3 + H+ Využití Významné uplatnění nalézá antimon jako složky různých slitin, kde zlepšuje vlastnosti základní slitiny – např. zvýšení mechanické pevnosti a odolnosti proti chemickým vlivům. Slitina o přibližném složení 75 % olova, 15 % cínu a 10 % antimonu – liteřina je základním materiálem pro výrobu tiskařských liter - forem sazby tisku. Ložiskový kov obsahuje cín, olovo, měď a antimon. Vyznačuje se především vysokou odolností proti otěru i když jsou poměrně měkké – slouží pro výrobu kluzných ložisek pro automobilový průmysl a další aplikace.

Bismut Chemická značka Bi, latinský název bismuthum, prot. číslo 83. Je nejtěžším prvkem ve skupině pentelů. Výskyt Bismut se v přírodě vyskytuje ryzí i ve sloučeninách. Hlavními minerály bismutu jsou bismutinit Bi2S3 bismit Bi2O3 bismutit [(BiO) 2CO3] Obvykle se vyskytuje jako příměs v rudách stříbra, zlata, cínu, mědi a olova. Fyzikální vlastnosti Je těžký kovový prvek bílé barvy se slabým růžovým leskem, křehký a hrubě krystalický, známý již od starověku. V plynném stavu tvoří bismut molekuly Bi2. Na rozdíl od většiny ostatních těžkých kovů nejsou jeho sloučeniny toxické, vyskytuje se v nich v mocenství Bi+3 a méně často jako Bi+5. Má nízkou teplotu tání (271 °C)

Chemické vlastnosti Bismut je na vzduchu za laboratorní teploty stálý, v červeném žáru shoří namodralým plamenem na oxid bismutitý Bi2O3. Bi + O2 → Bi2O3 Za žáru se bismut slučuje s většinou prvků. Bismut tvoří s většinou kovů slitiny, které mají nízké teploty tání. Rozpouští se za horka v kyselině sírové a dusičné. Bi + HNO3 → Bi(NO3)3 + H2O + NO Bi + H2SO4 → Bi2(SO4)3 + SO2 + H2O Elementární bismut má značně vysoký elektrický odpor a společně se rtutí má nejnižší tepelnou vodivost ze známých kovových prvků. Výroba bismut se ze svých rud získává buď redukčním pochodem, kde oxid bismutitý reaguje v peci s uhlíkem, nebo srážecím pochodem, kde se taví sulfid bismutitý se železem, popř. lze pražením převést sulfid na oxid a provést redukční pochod.

Bi2S3 + O2 → Bi2O3 + SO2 Pražení sulfidu Bi2O3 + 3 C → 2 Bi + 3 CO Redukční pochod Srážecí pochod Bi2S3 + 3 Fe → 2 Bi + 3 FeS Pro získání velmi čistého bismutu lze využít elektrolýzu tavenin jeho sloučenin. Sloučeniny Ve sloučeninách se bismut vyskytuje především v mocenství Bi+3. Většina jeho solí je velmi málo rozpustná a snadno hydrolyzují. Oxid bismutitý Bi2O3 je žlutý prášek. Je to zásadotvorný oxid. Připravuje se oxidací kovu nebo rozkladem dusičnanu či uhličitanu bismutitého. Bi + O2 → Bi2O3 Bi(NO3)3 → Bi2O3 + NO + O2 Rozpouští se v kyselině dusičné a sírové za tvorby bismutitých solí. Bi2O3 + HNO3 → Bi(NO3)3 + H2O + NO Bi2O3 + H2SO4 → Bi2(SO4)3 + SO2 + H2O

Oxidací oxidu bismutitého peroxidem sodným v tavenině lze připravit bismutičnany. Bi2O3 + Na2O2 → NaBiO3 + Na2O Oxid bismutitý se používá ve sklářství na výrobu optických skel s vysokým indexem lomu. Hydroxid bismutitý Bi(OH)3 Nemá amfoterní charakter, nerozpouští se v alkalických hydroxidech. Rozpouští se však v kyselinách za vzniku bismutitých solí. Bi(OH)3 + HNO3 → Bi(NO3)3 + H2O Bi(OH)3+ H2SO4 → Bi2(SO4)3 + H2O Oxidací suspenze Bi(OH)3 v alkalickém vodném roztoku silným oxidovadlem lze připravit bismutičnany. Bi(OH)3 + NaOH + Cl2 → NaBiO3 + NaCl + H2O Chlorid bismutitý BiCl3 je bílá krystalická látka. Není stabilní a reaguje s vodou za vzniku oxichloridu bismutitého BiOCl, který se využívá jako netoxické barvivo známé jako perlová běloba. BiCl3+ H2O → BiOCl

Halogenidy bismutité snadno vytváří koordinační sloučeniny BiI3+ I- → [BiI4]BiBr3+ Br- → [BiBr4]Halogenidy bismutičné jsou termicky nestálé BiCl5 → BiCl3 + Cl2 BiF5 → BiF3 + F2 Sulfid bismutitý Bi2S3 je tmavěhnědá (pokud se připravuje srážením se sirovodíkem) nebo šedá (pokud se připravuje tavením síry s bismutem) nerozpustná látka. 2 Bi + 3 S → Bi2S3 Bi3+ + H2S → Bi2S3 + H+ Tmavěhnědý sulfid pozvolna přechází v šedou modifikaci. V přírodě se vyskytuje jako minerál bismutinit. Bismutovodík BiH3 neboli bismutan je bezbarvá, snadno se rozkládající plynná látka. Připravuje se (pouze v nepatrném výtěžku) při rozkladu práškové slitiny bismutu s hořčíkem kyselinou chlorovodíkovou. 2 BiH3 → 2 Bi + 3 H2

Využití Přídavek bismutu do slitin obvykle snižuje tvrdost materiálu a zvyšuje jeho kujnost. Slitina železa s bismutem je známa jako kujná litina a lze ji na rozdíl od běžné litiny snadno tvářet kováním i válcováním. K známým nízkotajícím slitinám bismutu patří Woodův kov, který je směsí 55 % bismutu, 25 % olova, 15 % cínu a 5 % kadmia a taje okolo 70 °C. Lipowitzova slitina je směsí 50 % bismutu, 25 % olova, 15 % cínu a 10 % kadmia a teplotu tání má okolo 60 °C, je to nejníže tající slitina směsi těchto kovů.

Arsen, antimon, bismut Otázky 1. 2. 3. 4. 5.

Jaké jsou nejznámější minerály arsenu, antimonu a bismutu? Definujte základní fyzikální a chemické vlastnosti těchto prvků. Jakým způsobem se tyto prvky získávají průmyslově? Popište pomocí chemických rovnic. Charakterizujte nejvýznamnější sloučeniny arsenu, antimonu a bismutu. Jaké využití v průmyslu tyto prvky mají?

Cín Chemická značka Sn, latinský název stannum, prot. číslo 50. Patří do skupiny tetrelů. Nízkotavitelný kov, známý již od starověku. Výskyt Hlavní cínovou rudou je kasiterit neboli cínovec SnO2, který obsahuje 78,62 % cínu. Další, ale vzácná cínová ruda, je například stannin Cu2S.FeS.SnS2. Fyzikální vlastnosti Je to stříbrobílý lesklý kov, není příliš tvrdý, ale je značně tažný. Proto jej lze válcovat na velmi tenké fólie (obalový materiál staniol). Je snadno tavitelný, bod tání je 232 °C. Kovový cín se vyskytuje ve třech alotropních modifikacích: šedý α - cín, krystalizující v kubické soustavě, bílý β - cín, který se vyskytuje v tetragonální krystalické soustavě, a γ-cín krystalizující v kosočtverečné soustavě. Přechod mezi formou bílého a šedého cínu nastává při teplotě 13,2 °C.

Jsou-li cínové předměty dlouhodobě vystaveny takto nízkým teplotám, může dojít k přechodu původně bílého cínu na šedou modifikaci a předmět se rozpadne na prach. Tento jev je označován jako cínový mor a byl znám již od středověku. γ-cín vzniká z bílého β - cínu až při 160 °C. Cín je v normálním prostředí značně odolný proti korozi a zároveň je zdravotně prakticky nezávadný. Chemické vlastnosti Ve sloučeninách se vyskytuje v mocenství: Sn+2 a Sn+4. Rozpouští se ve zředěné kyselině dusičné za vzniku hydratované oxidu cíničitého. Sn + HNO3 + H2O → SnO2 .xH2O + NO Zahříváním s alkalickými hydroxidy cín vytváří hexahydroxocíničitany Sn + NaOH → Na2[Sn(OH)6 ]+ H2 Cín je neušlechtilý kov, reaguje s kyselinou chlorovodíkovou za vzniku chloridu cínatého a vodíku. Sn + HCl → SnCl2 + H2

Se sírou se cín slučuje na sulfidy Sn + S→ SnS Sn + S→ SnS2 Spalováním cínu v proudu vzduchu vzniká oxid cíničitý Sn + O2 → SnO2 Reakcí cínu s chlorem vzniká chlorid cíničitý Sn + Cl2 → SnCl4 Výroba Cín se vyrábí z rudy kassiteritu žárovou redukcí uhlím : SnO2 + 2 C → Sn + 2 CO Sloučeniny Cín vytváří sloučeniny cínaté a cíničité. Sloučeniny cínaté se snadno oxidují na cíničité, proto jsou redukčními činidly. Sn2+ + I2 → Sn4+ + ISn2+ + Fe3+→ Fe2+ + Sn4+

Využití • Cín se používá hlavně na pocínování plechu pro výrobu potravinářských konzerv. • Velké množství cínu se spotřebuje na výrobu slitin, zejména bronzů (Cu + Sn), pájek (Sn + Pb) a ložiskových kovů (Sn + Pb + Sb + Cu).

Olovo Chemická značka Pb, latinský název plumbum, prot. číslo 82. Patří do skupiny tetrelů. Je to těžký toxický kov, který je znám lidstvu již od starověku. Výskyt Elementární olovo se v přírodě vyskytuje pouze vzácně. Nejběžnějším minerálem je galenit PbS cerusit PbCO3 anglesit PbSO4 Dále se olovo často vyskytuje jako doprovodný prvek v rudách zinku a stříbra. Fyzikální vlastnosti Nízkotavitelný (bod tání 328°C), měkký, velmi těžký, toxický kov. Olovo velmi dobře pohlcuje rentgenovo záření a slouží proto např. k odstínění zdrojů tohoto záření v lékařství při ochraně obsluhy běžných medicinálních rentgenů. Chemické vlastnosti Ve sloučeninách se vyskytuje v mocenství: Pb2+ a Pb4+. Za normálních podmínek je olovo odolné a neomezeně stálé vůči atmosférickým vlivům.

Při styku s vzdušnou vlhkostí příliš nemění, pouze zvolna ztrácí lesk a tvoří se na něm šedobílá vrstva oxidů, hydroxidů a uhličitanů. Dobře se rozpouští především v kyselině dusičné, koncentrovaná kyselina sírová jej naopak pasivuje a olovo s ní nereaguje. Pb+ HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O + NO2 Při reakci s kyselinou sírovou se pasivuje za vzniku nerozpustného síranu olovnatého. Pb+ H2SO4 → PbSO4 pasivace Obdobně probíhá pasivace také při kontaktu s kyselinou chlorovodíkovou. V tomto případě vzniká nerozpustný chlorid olovnatý. pasivace Pb+ HCl → PbCl2 Výroba Při získávání olova z rudy se provádí pražení, které převede přítomné sulfidy olova na oxidy. Oxidy se pak následně redukují uhlíkem na kov (pražněredukční pochod). 2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2 PbO + C → Pb + CO

Pražně-reakční způsob V tomto případě se provádí pouze částečné vypražení sulfidu olova na oxid. Následuje reakce sulfidu olovnatého s oxidem olovnatým. PbS + PbO → Pb + SO2 Sloučeniny Oxid olovnatý PbO, lze nejsnáze připravit přímou oxidací roztaveného olova vzdušným kyslíkem. Pb + O2→ PbO Dále se dá připravit např. tepelným rozkladem hydroxidu, dusičnanu či uhličitanu olovnatého. Pb(OH)2→ PbO + H2O Pb(NO3)2→ PbO + O2 + NO2 PbCO3→ PbO + CO2 Hlavní uplatnění nalézá při výrobě těžkého olovnatého skla, křišťálu, s vysokým indexem lomu a leskem.

Oxid olovnato – olovičitý suřík (minium), Pb3O4, složený oxid 2PbO + PbO2, nalézá využití jako nerozpustný červený pigment. Slouží k výrobě antikorozních nátěrů železných a ocelových konstrukcí a jako součást keramických glazur. Vzniká oxidací oxidu olovnatého vzdušným kyslíkem. PbO + O2→ Pb3O4 Oxid olovičitý PbO2 je hnědá látka s oxidačními vlastnostmi. Lze ho připravit oxidací olovnatých sloučenin v alkalickém prostředí Pb2+ + ClO- + OH- → PbO2 + Cl- + H2O Nebo také reakcí oxidu olovnato-olovičitého s kyselinou dusičnou Pb3O4 + HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O + PbO2 Je silným oxidačním činidlem PbO2 + Mn2+ + H+ → Pb2+ + MnO4- + H2O

Sulfid olovnatý PbS, je černá, silně nerozpustná sloučenina kovového lesku Dá se připravit zaváděním sulfanu do roztoku olovnaté soli Pb2+ + H2S→ PbS + 2 H+ Olovnatá běloba Pb(OH)2.2PbCO3 Slouží jako malířský pigment, má výbornou krycí schopnost. Chromová žluť PbCrO4 Slouží také jako malířský pigment Turnbullova žluť PbCl2.2PbO

Využití Část olova se spotřebuje na výrobu slitin, zejména pájek (Sn+Pb), liteřiny (Pb+Sn+Sb), a ložiskových kovů (Sn+Pb+Sb+Cu). Olovo slouží také k výrobě akumulátorových desek, na ochranné obaly kabelů, k výrobě vodovodních a odpadních trubek. Používá se také jako ochranná vrstva proti rentgenovému záření.

Germanium Chemická značka Ge, latinský název germanium, prot. číslo 32. Patří do skupiny tetrelů. Je to vzácný polokovový prvek. Výskyt Poměrně velmi řídce se vyskytující polokov, nalézající se obvykle jako příměs v rudách zinku a stříbra. Z minerálů se velmi vzácně setkáme s argyroditem Ag8GeS6 germanit - Cu2GeS4·4CuS. Fyzikální vlastnosti Čisté germanium je šedá, křehká, kovově lesklá látka se strukturou podobnou diamantu (krychlová soustava). Řadí se k polokovům, má typické vlastnosti polovodičů – jeho nízká elektrická vodivost výrazně stoupá s rostoucí teplotou. Bod tání germania je 938°C. Chemické vlastnosti Germanium vytváří sloučeniny v mocenství: Ge-4, Ge+2 a Ge+4 . Je poměrně málo reaktivní, odolává působení slabých. kyselin a zásad. Rozpouští se v horké koncentrované kyselině dusičné a sírové.

Ge + H2SO4 → GeO2 + SO2 + H2O Ge + HNO3 → GeO2 + NO2 + H2O Za vyšších teplot se germanium slučuje např. se sírou a kyslíkem. Ge + O2 → GeO2 Ge + S → GeS2 Výroba Germanium se průmyslově získává ze zbytků po zpracování zinkových rud a z popele po spalování uhlí s jeho zvýšeným obsahem. Nejprve se provádí reduktivní chlorace oxidu germanatého, který je obsažený v elektrárenském popílku. GeO + C + Cl2 → GeCl4 + CO Vzniklý chlorid germaničitý se čistí destilací a poté se hydrolyzuje GeCl4 + H2O → GeO2 + HCl Oxid germaničitý vzniká v hydratované formě, proto se nejprve tepelně dehydratuje a dále se provádí redukce vodíkem. GeO2 + H2 → Ge + H2O

Sloučeniny Halogenidy: germanium vytváří halogenidy germanaté a germaničité. Halogenidy germanaté jsou však nestálé a snadno se oxidují na halogenidy germaničité. Při vyšších teplotách mohou halogenidy germanaté disproporcionovat. GeI2 → Ge + GeI4 germanovodík, GeH4 příprava - reakcí chloridu germaničitého s tetrahydridohlinitanem lithným: GeCl4 + LiAlH4 → GeH4 + LiAlCl4 nebo reakcí oxidu germaničitého (GeO2) s tetrahydridoboritanem sodným (NaBH4) GeO2 + NaBH4 → GeH4 + NaBO2 Je méně těkavý než silan. chlorid germanatý (GeCl2) vzniká vedením par chloridu germaničitého (GeCl4) přes zahřáté kovové germanium GeCl4 + Ge → 2GeCl2 pevná látka, velmi citlivá k vlhkosti a vzdušnému kyslíku GeCl2 + H2O → GeO + HCl GeCl2 + O2 → GeO2 + GeCl4

chlorid germaničitý (GeCl4) Dá se připravit přímou syntézou germania a chloru. Ge + 2Cl2 → GeCl4 Bezbarvá těkavá kapalina. Je důležitým meziproduktem např. při získávání germania. sulfid germaničitý GeS2 Příprava - přímým slučováním prvků. Ge + S → GeS2 Bílá pevná látka, ve vodě nerozpustný. Rozpouští se v roztocích alkalických sulfidů za vzniku thiogermaničitanů GeS2 + Na2S → Na2GeS3 GeS2 + 2Na2S → Na4GeS4 oxid germanatý GeO Příprava - zahříváním směsi práškovitého Ge a GeO2 za teploty 1000 °C Žlutá, snadno sublimující látka. Zahříváním žlutého GeO se získá tmavohnědý GeO Má redukční schopnosti a nad 700 °C disproporcionuje na Ge a GeO2 GeO → Ge + GeO2

oxid germaničitý GeO2 Příprava - žíháním germania nebo oxidací germania koncentrovanou kyselinou dusičnou: Ge + HNO3 → GeO2 + NO2 + H2O Bílá pevná látka, ve vodě málo rozpustná. Reaguje se zásaditějšími oxidy – vznikají germaničitany

GeO2 + CaO → CaGeO3 Li2O + GeO2 → Li4GeO4 Na2O + 2GeO2 → Na2Ge2O5 Využití V polovodičové technice. K výrobě speciálních optických skel (propustnost v infračervené oblasti). Je součástí speciálních slitin. Např. v klenotnictví se jeho slitina se zlatem používá jako pájka s nízkým bodem tání.

Cín, olovo, germanium Otázky 1. 2. 3. 4. 5. 6.

V jakých rudách se v přírodě nachází vázaný cín a olovo? V jakých modifikacích se vyskytuje cín? Definujte pojem cínový mor. Jakými způsoby se získávají cín, olovo a germanium průmyslově? Popište chemickými reakcemi. Jaké jsou nejvýznamnější sloučeniny cínu a olova? K jakým účelům se cín a olovo využívají?

Hliník Chemická značka Al, latinský název aluminium, prot. číslo 13. Lehký kov patřící do skupiny trielů. Výskyt hliník je třetím nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře a nejrozšířenějším kovem bauxit Al2O3 . 2 H2O kryolit Na3AlF6 korund Al2O3 kaolinit Al2(OH)4Si2O5 spinel MgAl2O4 beryl Be3Al2Si6O18 Fyzikální vlastnosti Nízkotající, lehký stříbrošedý kov. Bod tání je 660°C. Je měkký, kujný a tažný Má malou hustotu. Je výborným tepelným a elektrickým vodičem. Odolný vůči korozi

Chemické vlastnosti na vzduchu se pokrývá vrstvičkou Al2O3, která brání dalším reakcím s vodou nereaguje reaguje s nekovy (N, S, X) Al + N2 → AlN Al + S → Al2S3 Al + Cl2 → AlCl3 rozpouští se v neoxidujících kyselinách a alkalických hydroxidech za vývoje vodíku: Al + HCl → AlCl3 + H2 Al + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] + H2 koncentrovaná HNO3 hliník za studena pasivuje, vzniká ochranná vrstva Al2O3 v koncentrované H2SO4 se rozpouští za horka za vzniku síranu hlinitého a vodíku. Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2

Průmyslová výroba Extrakce, čištění a dehydratace bauxitu Bauxitová ruda se zahřívá s roztokem NaOH, ve kterém se rozpustí hliníková složka na tetrahydroxohlinitan sodný Na[Al(OH)4] Nerozpustné složky se odfiltrují Z hlinitanu získáme Al(OH)3 zaváděním CO2: Na[Al(OH)4] + CO2 → Al(OH)3 + Na2CO3 + H2O Žíháním vzniklého Al(OH)3 se připraví čistý Al2O3 Al(OH)3 → Al2O3 + H2O V dalším kroku se provede elektrolýza Al2O3 rozpuštěného v roztaveném kryolitu - Na3AlF6 (snižuje teplotu tání z 2500°C na 950°C) Hliník se vylučuje na uhlíkové katodě (dno elektrolyzéru), kyslík na uhlíkové anodě, která uhořívá za vzniku CO.

Sloučeniny hydrid hlinitý – alan (AlH3) bezbarvá, netěkavá, pevná látka. Je silným redukčním činidlem, reaguje bouřlivě s vodou: AlH3 + H2O → Al(OH)3 + H2 tetrahydridohlinitan lithný (Li[AlH4]) výroba reakcí hybridu lithného s chloridem hlinitým: LiH + AlCl3 → Li[AlH4] + LiCl bílá krystalická látka, Slouží jako redukční a hydrogenační činidlo v anorganické a organické chemii fluorid hlinitý (AlF3) příprava – reakcí oxidu hlinitého s plynným fluorovodíkem za teploty 700°C: Al2O3 + HF → AlF3 + H2O chlorid hlinitý (AlCl3) příprava – spalováním hliníku v plynném chloru: Al + Cl2 → AlCl3

hexafluorohlinitan sodný (Na3AlF6) kryolit výroba reakcí hydroxidu hlinitého s kyselinou fluorovodíkovou: Al(OH)3 + HF → H3AlF6 + H2O H3AlF6 + NaCl → Na3AlF6 + HCl sulfid hlinitý (Al2S3) připravuje se přímou syntézou z prvků (t = 1000°C) bílá látka, ve vodě hydrolyzuje Al2S3 + H2O → Al(OH)3 + H2S fosfid hlinitý (AlP) nereaguje s kyselinami ani se zásadami na vlhkém vzduchu se rozkládá: AlP + H2O → Al(OH)3 + PH3 oxid hlinitý (Al2O3) minerál korund velká tvrdost (9) vysoká teplota tání (2045°C) chemická netečnost dobré isolační vlastnosti Užití :elektrolytická výroba Al, brusný materiál výroba žáruvzdorných hmot

čistý α Al2O3 se vyrábí tepelným rozkladem hydroxidu hlinitého nebo bauxitu za vysokých teplot (1200°C) bílý prášek amfoterní povahy, s kyselinami tvoří soli hlinité: Al2O3 + HCl → AlCl3 + H2O s hydroxidy tvoří hlinitany: Al2O3 + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] hydroxid hlinitý (Al(OH)3) příprava – zaváděním oxidu uhličitého do roztoků hydroxohlinitanu sodného: Na[Al(OH)4] + CO2 → Al(OH)3 + Na2CO3 + H2O bílá látka amfoterního charakteru – s kyselinami vytváří hlinité soli: Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O s alkalickými hydroxidy vznikají rozpustné hydroxohlinitany: Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] zahříváním ztrácí vodu – vzniká hydroxid – oxid hlinitý: Al(OH)3 → AlO(OH) + H2O

síran hlinitý (Al2(SO4)3) krystaluje v bílých krystalcích jako oktadeka-hydrát - Al2(SO4)3·18H2O připravuje se zahříváním směsi bauxitu a kyseliny sírové Al2O3 . 2 H2O + H2SO4 → Al2(SO4)3 . 18 H2O tvoří podvojné sírany se sírany alkalických kovů - kamence, např.: KAl(SO4)2·12H2O - dodekahydrát síranu draselno-hlinitého NaAl(SO4)2·12H2O - dodekahydrát síranu sodno-hlinitého NH4Al(SO4)2·12H2O - dodekahydrát síranu amonno-hlinitého kamence jsou krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě připravují se společnou krystalizací svých složek dusičnan hlinitý (Al(NO3)3) krystalizuje jako nonahydrát (Al(NO3)3)·9H2O příprava – rozpuštěním oxidu nebo hydroxidu hlinitého v HNO3: Al(OH)3 + HNO3 → Al(NO3)3 + H2O Al2O3 + HNO3 → Al(NO3)3 + H2O

Využití výroba vodičů konstrukce staveb, letadel konstrukce a pláště kosmických lodí obalový materiál v potravinářském průmyslu – alobal redukční činidlo výroba lehkých slitin, například duraluminium (Al, Cu, Mg, Mn, Si), magnalium (Al, Mg)

Gallium Chemická značka Ga, latinský název gallium, prot. číslo 31. Nízkotající kov patřící do skupiny trielů. Výskyt Poměrně řídce se vyskytující kov, nalézající se obvykle jako příměs v rudách hliníku, zinku a olova. Např. v bauxitu, Al2O3 . 2 H2O a sfaleritu ZnS (okolo 0,002 %). Fyzikálně-chemické vlastnosti velmi lehce tavitelný kov, bílé barvy s modrošedým nádechem, měkký a dobře tažný. Běžné mocenství je Ga+3 a Ga+2, výjimečně jako Ga+1. Kovové gallium se vyskytuje v kapalném stavu za běžných teplot. (teplota tání je 29,8°C) Pozoruhodný je i velký teplotní interval, ve kterém se v kapalném skupenství vyskytuje. (Teplota varu je 2403°C) Gallium je neušlechtilý kov, který je v pevném stavu tvořen molekulami Ga2. Vlastnosti gallitých solí jsou velmi podobné hlinitým solím.

na vzduchu stálé, má amfoterní charakter, rozpouští se v kyselinách i v roztocích alkalických hydroxidů Ga + HCl → GaCl3 + H2 Ga + NaOH + H2O → Na[Ga(OH)4] + H2 prudce reaguje s halogeny Ga + Cl2 → GaCl3 Ga + F2 → GaF3 Sloučeniny hydrid gallitý (GaH3) viskózní kapalina za normální teploty se rozkládá na Ga a H2 monohalogenidy (GaX) vznikají reakcí halogenidů gallitých s galliem: GaX3 +2Ga → 3GaX reagují s halogenidy hlinitými – vznikají podvojné halogenidy Ga[AlX4] dihalogenidy (GaX2) velmi nestálé vznikají reakcí Ga s halogenidy rtuťnatými: Ga + HgX2 → GaX2 + Hg

trihalogenidy (GaX3) příprava - syntézou z prvků tvoří komplexy [GaX4]oxid gallitý (Ga2O3) příprava zahříváním hydroxidu gallitého: 2Ga(OH)3 → Ga2O3 + 3H2O bílý prášek, nerozpustný ve vodě v proudu vodíku se redukuje na oxid gallný nebo až na kovové gallium: Ga2O3 + 2H2 → Ga2O + 2H2O 2Ga2O3 + 6H2 → 4Ga + 6H2O Má amfoterní charakter hydroxid gallitý (Ga(OH)3) vzniká reakcí chloridu gallitého s alkalickým hydroxidem: GaCl3 + 3NaOH → Ga(OH)3 + 3NaCl bílá látka síran gallitý (Ga2(SO4)3) krystaluje v bílých krystalcích jako 18-hydrát Ga2(SO4)3·18H2O je izomerní se síranem hlinitým tvoří kamence - KGa(SO4)2·12H2O – dodekahydrát síranu draselno-gallitého

Sulfid gallitý Ga2S3 žlutá látka, která se vodou rozkládá na oxid gallitý a sirovodík. Ga2S3 + H2O → Ga2O3 + H2S Lze snadno redukovat na sulfid galnatý Ga2S2, který je jasně žlutý. Sulfid gallný Ga2S, který při redukci také vzniká je hnědočerný. Vzniká zahříváním gallia se sírou. Ga + S → Ga2S3 Nitrid gallitý GaN tmavošedý prášek. Připravuje se zahříváním amoniaku s galliem. Ga + NH3 → GaN + H2 Oxid gallný Ga2O tmavěhnědý prášek. Připravuje se reakcí oxidu gallitého s vodíkem nebo oxidu gallitého s galliem. Ga2O3 + H2 → Ga2O + H2O

Průmyslová výroba vedlejší produkt při výrobě hliníku roztok obsahující gallitan sodný se zpracovává elektrolyticky ultračisté Ga pro polovodiče se získává dalším chemickým zpracováním, krystalizací a zonálním čištěním. Využití Gallium nachází využití především v polovodičové technice. Slitina Galistan (Ga+In+Sn) je kapalná dokonce i při teplotách do −20 °C.

Indium Nízkotající kovový prvek ze skupiny trielů. Protonové číslo 49. Výskyt Poměrně řídce se vyskytující kov, nalézající se obvykle jako příměs v rudách hliníku a zinku. Fyzikální vlastnosti stříbrošedý kov s vysokým leskem. Je snadno tavitelný, bod tání je 157°C. Je tažný a měkký, dá se snadno krájet nožem. Chemické vlastnosti žíháním shoří na oxid inditý (In2O3) In + O2 → In2O3 Reaguje s halogeny a sírou In + Cl2 → InCl3 In + S → In2S3 Rozpouští se v HCl In + HCl → InCl3 + H2 Nerozpouští se v roztocích hydroxidů alkalických kovů

Průmyslová výroba získává se z rud hliníku a zinku, dále se provádí elektrolýza roztoku chloridu inditého InCl3. Indium se vylučuje na katodě (záporná elektroda). In3+ + 3e- → In Sloučeniny chlorid indný (InCl) připraví se převáděním par InCl2 přes zahřáté indium krvavě červená kapalina InCl2 + In → InCl chlorid indnatý (InCl2) příprava zahříváním india v proudu chlorovodíku jantarově žlutá kapalina In + HCl → InCl2 + H2 chlorid inditý (InCl3) Bezbarvá pevná látka příprava spalováním zahřátého india v proudu chloru: In + Cl2 → InCl3

nebo reduktivní chlorací oxidu inditého : In2O3 + C + Cl2 → InCl3 + CO rozpouštěním india v kyselině chlorovodíkové : In + HCl → InCl3 + H2 sulfid inditý (In2S3) Pevná látka žluté barvy, příprava zaváděním sulfanu do roztoků inditých solí, či tavením india se sírou: InCl3 + H2S → In2S3 + HCl In + S → In2S3 oxid inditý (In2O3) příprava žíháním hydroxidu, síranu nebo dusičnanu: In(OH)3 → In2O3 + H2O In(NO3)3 → In2O3 + NO2+ O2 In2(SO4)3 → In2O3 + SO2 + O2 světle žlutý prášek, který zahříváním tmavne rozpustný v kyselinách,v alkalických hydroxidech a ve vodném roztoku amoniaku se nerozpouští

hydroxid inditý (In(OH)3) gelovitá bílá látka má amfoterní charakter – rozpouští se v kyselinách za vzniku inditých solí: In(OH)3 + HCl → InCl3 + H2O v roztocích alkalických hydroxidů se rozpouští na tetrahydroxoinditany – nestálé: KOH + In(OH)3 → K[In(OH)4]

Využití příprava nízkotajících slitin Slitina Galistan (Ga+In+Sn) je kapalná dokonce i při teplotách do −20 °C. V polovodičové technice, např. InAs a InSb K výrobě tranzistorů se používá InP

Thallium Chemická značka Tl. Kovový prvek ze skupiny trielů. Protonové číslo 81. Výskyt Velmi řídce se vyskytující kovový prvek, nalézající se obvykle jako příměs v sulfidických rudách olova, mědi či zinku. Fyzikální vlastnosti nízkotající měkký kov, (bod tání je 303,5°C) na řezu lesklý, na vzduchu šedne (pokrývá se vrstvičkou oxidu) Chemické vlastnosti reaguje s párou nebo vlhkým vzduchem za vzniku TlOH Tl + H2O → TlOH ve vodném roztoku stálejší TlI než TlIII prvek i jeho sloučeniny jsou prudce jedovaté

s halogeny reaguje za chladu Tl + Cl2 → TlCl se sírou reaguje za vyšší teploty Tl + S → Tl2S rozpouští se ve zředěné kyselině sírové a dusičné

Využití Při výrobě speciálních skel. Společně se sírou, selenem a arzenem, poskytuje velmi těžká, ale snadnou tavitelná (teplota tání 125-150 °C) skla s vysokým indexem lomu. Je důležitým prvkem při výrobě některých polovodičů, např. tranzistorů, fotočlánků s citlivostí v infračervené oblasti spektra, a supravodičů.

Hliník, gallium, indium, thallium Otázky 1. 2. 3. 4. 5. 6.

V jakých minerálech se nachází vázaný hliník? Popište základní fyzikální a chemické vlastnosti hliníku. Jakým způsobem se průmyslově získává hliník? Popište chemickými reakcemi. Kde se v přírodě nachází gallium, indium a thallium? Jaké jsou nejvýznamnější sloučeniny hliníku? Popište příklady využití hliníku.

Alkalické kovy Lithium Sodík Draslík Rubidium Cesium Francium

Li Na K Rb Cs Fr

Lithium nejlehčí a nejméně reaktivní prvek ze skupiny alkalických kovů. Chemická značka Li, protonové číslo 3, latinsky lithium. Výskyt petalit - LiAlSi4O10 spodumen - LiAlSi2O6 lepidolit - K2Li3Al4Si7O21(OH,F)3 v některých minerálních vodách

Fyzikální vlastnosti stříbrobílý kov měkký, tažný tvrdší než sodík má nejmenší hustotu ze všech pevných látek za normální teploty velká tepelná a elektrická vodivost. Barví plamen červeně. Chemické vlastnosti na čerstvém řezu lesklý na vzduchu se lesk rychle ztrácí (reakcí s O2 a vlhkostí) Li +O2 → Li2O méně reaktivní než ostatní alkalické kovy reaguje s vodíkem - vzniká hydrid lithný(LiH): Li + H2 → LiH ochotně reaguje s vodou: Li + H2O → LiOH + H2 přímo se slučuje např. s halogeny, sírou, dusíkem, : Li + N2 → Li3N

Li + Cl2 → LiCl Li + Br2 → LiBr Li + S → Li2S Průmyslová výroba spodumen (LiAlSi2O6 ) se zahřívá a promývá kyselinou sírovou z výluhu se získá Li2SO4 · H2O, na který se působí HCl, tím se síran převede na chlorid, ze kterého se lithium získává elektrolyticky. LiAlSi2O6 + H2SO4 → Li2SO4 · H2O + HAlSi2O6 Li2SO4 · H2O + HCl → LiCl + H2SO4 Sloučeniny hydrid lithný (LiH) vzniká přímou syntézou Li + H2 → LiH bílá látka, tepelně stálá vodou se rozkládá na hydroxid a vodík LiH + H2O → LiOH + H2 využívá se k přípravě vodíku

oxid lithný (Li2O) vzniká zahříváním hydroxidu lithného (LiOH) nebo uhličitanu lithného (Li2CO3) na 800°C : LiOH → Li2O + H2O Li2CO3 → Li2O + CO2 čistý oxid se připraví termickým rozkladem peroxidu lithného (Li2O2) za teploty 450°C Li2O2 → Li2O + O2 bílá látka tepelně stálá do 500°C peroxid lithný (Li2O2) příprava reakcí hydroxidu lithného (LiOH) s peroxidem vodíku (H2O2): LiOH + H2O2 → Li2O2 + H2O bílá krystalická látka termodynamicky stálá zahřátím nad 195°C se rozkládá na Li2O hydroxid lithný (LiOH) příprava reakcí hydroxidu barnatého (Ba(OH)2)se síranem lithným (Li2SO4): Li2SO4 + Ba(OH)2 → LiOH + BaSO4 odpařováním roztoku vzniká monohydrát LiOH·H2O silná zásada

méně rozpustný než ostatní hydroxidy alkalických kovů absorbuje oxid uhličitý a sulfan - vznikají uhličitan (hydrogenuhličitan), sulfid (hydrogensulfid): 2 LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O LiOH + CO2 → LiHCO3 2 LiOH + H2S → Li2S+ 2H2O LiOH + H2S → LiHS + H2O užití - absorpce CO2 - uzavřené prostory (kosmické kabiny, ponorky) dusičnan lithný (LiNO3) příprava – reakcí hydroxidu (LiOH) nebo uhličitanu (Li2CO3) se zředěnou kyselinou dusičnou: LiOH + HNO3 → LiNO3 + H2O Li2CO3 + HNO3 → LiNO3 + H2O + CO2 hygroskopická látka, dobře rozpustná uhličitan lithný (Li2CO3) příprava – reakcí iontů lithných s ionty uhličitanovými: (NH4)2CO3 + LiCl → Li2CO3 + NH4Cl bílá látka, málo rozpustná

Sodík Chemická značka Na, latinsky natrium, protonové číslo 11. je druhým prvkem ze skupiny alkalických kovů. Výskyt sedmý nejrozšířenější prvek v horninách zemské kůry, pátý nejrozšířenější kov kamenná sůl - NaCl chilský ledek - NaNO3 kryolit - Na3AlF6 borax - Na2B4O7·10H2O glauberit - Na2SO4·CaSO4 Glauberova sůl - Na2SO4·10H2O albit - NaAlSi3O8 mořská voda (NaCl) Fyzikální vlastnosti měkký, nízkotající, stříbrobílý kov Sodík je biogenní prvek, je součástí živočišných i rostlinných organizmů.

Chemické vlastnosti na čerstvém řezu lesklý lesk se na vzduchu rychle ztrácí (působením O2 a vlhkosti) reaktivní ,uchovává se pod petrolejem s kyslíkem reaguje za vzniku peroxidu sodného (Na2O2) Na + O2 → Na2O2 zahřátý se přímo slučuje s vodíkem, halogeny, sírou a fosforem: Na + H2 → NaH Na + X2 → NaX Na + S → Na2S Na + P → Na3P reaguje s vodou: Na + H2O → NaOH + H2 má redukční vlastnosti: Al2O3 + Na → Al + Na2O tvoří slitinu se zlatem – NaAu barví plamen žlutě

Průmyslová výroba elektrolýzou roztavené směsi 40% NaCl a 60% CaCl2 při teplotě 580 °C (CaCl2 snižuje teplotu tání) Sodík se vylučuje na katodě (záporná elektroda) Na+ + e- → Na Sloučeniny hydrid sodný (NaH) vzniká přímou syntézou: Na + H2 → NaH reaguje bouřlivě s vodou: NaH + H2O → NaOH + H2 redukční činidlo halogenidy (NaX) příprava reakcí hydroxidu nebo uhličitanu sodného s halogenvodíkovou kyselinou: NaOH + HX → NaX + H2O Na2CO3 + HX → NaX + CO2 + H2O bezbarvé, krystalické látky mají vysokou teplotu tání

Chlorid sodný NaCl se získává výhradně přečištěním přírodních surovin. Je to bílá krystalická látka s iontovou strukturou, dobře rozpustná ve vodě. Je základní surovinou pro výrobu NaOH, Cl2, Na, HCl, Na2CO3 a dalších látek praktického významu. bromid sodný (NaBr) výroba reakcí hydroxidu sodného s bromem: NaOH + Br2 → NaBr + NaBrO3 + H2O NaBrO3 + C → NaBr + CO bílá látka, dobře rozpustná ve vodě sulfid sodný (Na2S) příprava reakcí sulfanu s hydroxidem sodným: NaOH + H2S → Na2S + H2O nebo redukcí síranu sodného (Na2SO4) uhlíkem: Na2SO4 + C → Na2S + CO bílá krystalická látka oxid sodný (Na2O) příprava zahříváním peroxidu (Na2O2), hydroxidu (NaOH) nebo dusitanu sodného (NaNO2) se sodíkem:

Na2O2 + Na → Na2O NaOH + Na → Na2O + H2 NaNO2 + Na → Na2O + N2 bílá hygroskopická látka reaguje prudce s vodou: Na2O + H2O → NaOH peroxid sodný (Na2O2) vzniká oxidací sodíku světle žlutý prášek reaguje s kyselinami: Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2 reaguje s vodou: Na2O2 + H2O → NaOH + H2O2 reaguje s oxidem uhelnatým: Na2O2 + CO → Na2CO3 reaguje s oxidem uhličitým: Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + O2

hydroxid sodný (NaOH) výroba elektrolýzou roztoku chloridu sodného amalgámovým způsobem: NaCl → Na+ + ClK : Na+ + e- → Na Na + Hg → NaHg 2NaHg + 2H2O → 2NaOH(aq) + 2Hg + H2 A : Cl- - e- → Cl 2Cl → Cl2 nebo diafragmovým způsobem: NaCl → Na+ + ClK : Na+ + e- → Na 2Na + 2H2O → 2NaOH(aq) + H2 A : Cl- - e- → Cl 2Cl → Cl2 bezbarvá krystalická látka dobře rozpustná ve vodě hygroskopická silná zásada absorbuje oxid uhličitý – vzniká uhličitan (hydrogenuhličitan) sodný : 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O NaOH + CO2 → NaHCO3 absorbuje sulfan – vzniká sulfid (hydrogensulfid) sodný: 2NaOH + H2S → Na2S + 2H2O NaOH + H2S → NaHS + H2O

uhličitan sodný (bezvodá soda, Na2CO3) výroba – Solvayův způsob: NH3 + CO2 + H2O → NH4HCO3 NaCl + NH4HCO3 → NaHCO3 + NH4Cl NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 bezvodá soda – bílý prášek, dobře rozpustný ve vodě užití :výroba papíru, mýdla, detergentů, sklářský průmysl hydrogenuhličitan sodný (jedlá soda) (NaHCO3) obsažen v některých vodách výroba zaváděním CO2 do nasyceného roztoku uhličitanu sodného za chladu: Na2CO3 + CO2 + H2O → NaHCO3 Užití : potravinářský průmysl ( kypřící prášek do pečiva, šumící tablety…) Lékařství : výroba antacid (léky na překyselení žaludku) síran sodný (Na2SO4) vedlejší produkt při výrobě kyseliny chlorovodíkové: NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl

thiosíran sodný (Na2S2O3) příprava varem roztoku siřičitanu sodného (Na2SO3) se sírou: Na2SO3 + S → Na2S2O3 ve vodě dobře rozpustný bezvodý nebo pentahydrát (Na2S2O3·5H2O) dusičnan sodný (NaNO3) získává se z přírodních ložisek – chilský ledek příprava reakcí kyseliny dusičné s hydroxidem (NaOH) nebo uhličitanem sodným (Na2CO3): HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2 nad teplotou 500°C se rozkládá: NaNO3 → NaNO2 + O2 nad teplotou 800°C: NaNO3 → Na2O + 2N2 + 5O2 dusitan sodný (NaNO2) příprava tepelným rozkladem dusičnanu sodného: NaNO3 → NaNO2 + O2 výroba absorpcí oxidů dusíku v roztoku uhličitanu sodného: Na2CO3 + NO + NO2 → NaNO2 + CO2 bílá krystalická látka,dobře rozpustná ve vodě

Draslík Chemická značka K, latinsky kalium, protonové číslo 19. Je dalším prvkem ze skupiny alkalických kovů. Výskyt osmý nejrozšířenější prvek v zemské kůry sylvín - KCl sylvinit - NaCl·KCl karnalit - KCl·MgCl2·6H2O kainit - KCl·MgSO4·3H2O ortoklas - KAlSi3O8 mořská voda (0,06 % KCl) Fyzikální vlastnosti Stříbrobílý, měkký kov Dobře vede teplo a elektrický proud Je mnohem reaktivnější než sodík. Vykazuje fotoelektrický jev, toho se využívá ve fotočláncích. Draslík barví plamen červenofialově.

Chemické vlastnosti reaktivnější než sodík na vzduchu ztrácí lesk, pokrývá se vrstvičkou hydroxidu s vodou reaguje prudce, unikající vodík se vznítí a hoří fialovým plamenem: K + H2O → KOH + H2 za vyšší teploty shoří na peroxid hyperoxid draselný (KO2) K + O2 → KO2 reaguje prudce s halogeny, sírou, fosforem redukční vlastnosti – vyredukuje kov i z chloridu hořečnatého (MgCl2) a chloridu hlinitého (AlCl3) MgCl2 + K → KCl + Mg AlCl3 + K → KCl + Al vytěsňuje bor a křemík z jejich oxidů: B2O3 + K → B + K2O2 SiO2 + K → Si + K2O2 základní prvek nezbytný pro růst rostlin

Průmyslová výroba redukcí roztaveného chloridu draselného (KCl) kovovým sodíkem při 850 °C Na + K+→ K + Na+ Sloučeniny hydrid draselný (KH) příprava přímou syntézou prvků bílá krystalická látka stálý do 210°C reaguje bouřlivě s vodou: KH + H2O → KOH + H2 užití – redukční činidlo halogenidy (KX) příprava reakcí hydroxidu (KOH) nebo uhličitanu draselného (K2CO3) s kyselinou halogenvodíkovou: KOH + HX → KX + H2O K2CO3 + HX → KX + CO2 + H2O bezbarvé, krystalické látky mají vysokou teplotu tání dobře rozpustné ve vodě

oxid draselný (K2O) příprava reakcí dusičnanu draselného s draslíkem: KNO3 + K → K2O + NO2 světle žlutá látka peroxid draselný (K2O2) příprava oxidací draslíku oxidem dusnatým (NO) nebo oxidací v kapalném amoniaku reaguje s kyselinami a vodou: K2O2 + HCl → KCl + H2O2 K2O2 + H2O → KOH + H2O2 hyperoxid draselný (KO2) vzniká hořením draslíku na vzduchu K +O2 → KO2 oranžová látka • silné oxidační činidlo • dýchací přístroje (pomocný zdroj kyslíku v dolech, ponorkách a kosmických lodích): KO2 + CO2 → K2CO3 + O2 KO2 + CO2 + H2O → KHCO3 + O2

hydroxid draselný (KOH) vyrábí se elektrolýzou roztoku chloridu draselného: KCl → K+ + ClK : K+ + e- → K 2K + 2H2O → 2KOH(aq) + H2 A : Cl- - e- → Cl 2Cl → Cl2 bezbarvá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě, hygroskopická -na vzduchu se roztéká silná zásada absorbuje oxid uhličitý – vzniká uhličitan (hydrogenuhličitan) draselný: KOH + CO2 → K2CO3 + H2O KOH + CO2 → NaHCO3 absorbuje sulfan – vzniká sulfid (hydrogensulfid) draselný: KOH + H2S → K2S + 2H2O KOH + H2S → KHS + H2O reaguje s amfoterními oxidy (Al, Zn, Sn, Pb) KOH + H2O + Al2O3 → K[Al(OH)4] KOH + H2O + ZnO → K[Zn(OH)3] KOH + H2O + SnO → K[Sn(OH)3] KOH + H2O + SnO2 → K[Sn(OH)5] KOH + H2O + PbO → K[Pb(OH)3]

uhličitan draselný (potaš) (K2CO3) výroba z hydroxidu draselného a oxidu uhličitého: KOH + CO2 → K2CO3 + H2O bílá hygroskopická látka hydrogenuhličitan draselný (KHCO3) příprava zaváděním oxidu uhličitého do nasyceného roztoku uhličitanu draselného: K2CO3 + CO2 + H2O → KHCO3 méně rozpustný než uhličitan zahříváním se rozkládá: KHCO3 → K2CO3 + CO2 + H2O dusičnan draselný (KNO3) vzniká při hnití živočišných zbytků vyrábí se z dusičnanu sodného a chloridu draselného: NaNO3 + KCl → KNO3 + NaCl vedlejší produkt při výrobě amoniaku a kyseliny dusičné nad teplotou 500°C se rozkládá na dusitan draselný (KNO2) a kyslík: KNO3 → KNO2 + O2 nad teplotou 800°C se rozkládá na oxid draselný (K2O) dusík a kyslík: KNO3 → K2O + N2 + O2

Alkalické kovy Otázky 1. 2. 3. 4. 5. 6.

V jakých minerálech se v přírodě vyskytuje vázaný sodík a draslík? Popište základní fyzikální a chemické vlastnosti alkalických kovů. Jakým způsobem se sodík a draslík vyrábí průmyslově? Chemickými reakcemi popište výrobu hydroxidu sodného, potaše, hydroxidu draselného a sody. Jakým způsobem reaguje lithium, sodík a draslík se vzdušným kyslíkem? Vyjádřete chemickými rovnicemi. Jaké průmyslové využití mají alkalické kovy?

Kovy alkalických zemin 4 Be 12 Mg 20 Ca 38 Sr 56 Ba 88 Ra

Beryllium Hořčík Vápník Stroncium Baryum Radium

Beryllium Chemická značka Be, protonové číslo 4. Toxický kov, nejlehčí ze skupiny prvků. Výskyt V zemské kůře málo rozšířené beryl - Be3Al2Si6O18 chrysoberyl - Al2BeO4 fenakit - Be2SiO4 vzácné odrůdy berylu drahokamy – smaragd (zelený), akvamarín (modrozelený)

Fyzikální vlastnosti Stříbrobílý, lehký, tvrdý kov Na vlhkém vzduchu stálý (vytváří na povrchu vrstvičku oxidu) Za červeného žáru tažný a kujný Sloučeniny beryllia jsou jedovaté Chemické vlastnosti kovové Be není pod teplotou 600°C reaktivní. S vodou nereaguje ani za červeného žáru. Neoxiduje se vzdušným kyslíkem. Ve formě prášku jasně hoří – vzniká oxid beryllnatý (BeO) Be + O2 → BeO S halogeny reaguje při teplotě okolo 600°C za vzniku BeX2 Be + Cl2 → BeCl2 Chalkogeny (S, Se, Te) vyžadují vyšší teplotu – vznikají BeS, BeSe, BeTe Be + S → BeS Be + Te → BeTe s amoniakem reaguje za teploty 1200°C; vzniká nitrid beryllnatý a vodík: 2NH3 + 3Be → Be3N2 + 3H2

s uhlíkem reaguje za teploty 1700°C – vzniká karbid – Be2C Be + C → Be2C nereaguje přímo s vodíkem reaguje s roztoky alkalických hydroxidů: NaOH + 2H2O + Be → Na[Be(OH)3] + H2 Výroba Beryllium se získává pražením berylu s hexafluorokřemičitanem sodným při teplotě cca 750°C. Dále se provádí redukce fluoridu beryllnatého hořčíkem při teplotě okolo 1300°C. BeF2 + Mg → Be + MgF2 Druhá nejčastější průmyslová výroba kovové beryllia probíhá elektrolýzou směsi roztaveného chloridu beryllnatého a sodného. Malé množství beryllia se dá také připravit rozkladem azidu beryllnatého Be2N6 Be(N3)2 → Be + N2

Sloučeniny chlorid beryllnatý (BeCl2) příprava z oxidu při teplotě 600 – 800 °C: BeO + C + Cl2 → BeCl2 + CO nebo přímou chlorací kovového Be za vysoké teploty oxid beryllnatý (BeO) příprava tepelným rozkladem uhličitanu beryllnatého: BeCO3 → BeO + CO2 nebo dehydratací hydroxidu beryllnatého: Be(OH)2 → BeO + H2O hydroxid beryllnatý (Be(OH)2) příprava reakcí beryllnatých solí s roztoky alkalických hydroxidů: BeCl2 + KOH → Be(OH)2 + KCl amfoterní látka - reaguje s kyselinami -vznikají beryllnaté soli Be(OH)2 + H2SO4 → BeSO4 + H2O reaguje s alkalickými hydroxidy - vznikají tetrahydroxoberyllnatany: Be(OH)2 + KOH → K2[Be(OH)4] málo rozpustný ve vodě

Hořčík Chemická značka Mg, latinský název magnesium. Protonové číslo 12. Toxický kov, nejlehčí ze skupiny prvků. Výskyt hořčík je šestým nejrozšířenějším prvkem zemské kůry magnezit - MgCO3 dolomit - MgCO3·CaCO3 periklas - MgO brucit - Mg(OH)2 karnalit - KCl·MgCl2·6H2O mastek - Mg3Si4O10(OH)2 v mořské vodě je MgCl2 v některých minerálních vodách Fyzikální vlastnosti stříbrobílý, lesklý, kujný a tažný kov. Je biogenním prvkem.

Chemické vlastnosti Na suchém vzduchu je stálý. Na vlhkém se pomalu oxiduje. Při zahřívání na vzduchu shoří za vývinu oslňujícího světla - vzniká bílá směs oxidu hořečnatého (MgO) a nitridu hořečnatého (Mg3N2). Mg + O2 (vzduch) → MgO + Mg3N2 S vodou reaguje pouze za varu. Mg + H2O → Mg(OH)2 + H2 V kyselinách se rozpouští snadno. Mg + HCl → MgCl2 + H2 Při zahřátí se ochotně slučuje se sírou, halogeny, fosforem a vodíkem. Mg + S → MgS Mg + X2 → MgX2 Mg + P → Mg3P2 Mg + H2 → MgH2 S amoniakem reaguje za zvýšené teploty - vzniká nitrid hořečnatý Mg3N2 Mg + NH3 → Mg3N2 + H2

Průmyslová výroba Vyrábí se redukcí oxidu hořečnatého uhlíkem MgO + C → Mg + CO nebo elektrolyticky z roztaveného chloridu hořečnatého. MgCl2 → Mg2+ + 2 ClKatoda: Mg2+ + 2 e- → Mg Sloučeniny chlorid hořečnatý (MgCl2) připrava reakcí hořečnaté soli s kyselinou chlorovodíkovou a následnou krystalizací: MgCO3 + HCl → MgCl2 + H2O + CO2 krystaluje jako hexahydrát MgCl2·6H2O oxid hořečnatý (MgO) obchodní název - pálená magnézie připravuje se vyžíháním hydroxidu, uhličitanu nebo dusičnanu hořečnatého: Mg(OH)2 → MgO + H2O MgCO3 → MgO + CO2 bílý prášek

hydroxid hořečnatý (Mg(OH)2) vzniká reakcí hořečnatých solí s roztoky alkalických hydroxidů: MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4 slabá zásada ve vodné suspenzi (magnesiové mléko) se používá jako antacidum síran hořečnatý (MgSO4) krystaluje jako monohydrát - kiserit - MgSO4·H2O ten se odvodňuje nebo se zpracovává na heptahydrát - hořká sůl MgSO4·7H2O uhličitan hořečnatý (MgCO3) izomorfní s vápencem (CaCO3) srážením hořečnatých solí roztokem uhličitanu vznikají zásadité uhličitany hořečnaté kolísavého složení přírodní MgCO3 (magnezit) - žáruvzdorné vyzdívky do pecí zásaditý uhličitan hořečnatý (MgCO3·Mg(OH)2) - tzv. bílá magnézie fosforečnan hořečnatý (Mg3(PO4)2) v živočišných i rostlinných organismech příprava - reakcí hořečnaté soli s alkalickým fosforečnanem: MgSO4 + Na3PO4 → Mg3(PO4)2 + Na2SO4 v přítomnosti amonných iontů vzniká fosforečnan amonno-hořečnatý (NH4MgPO4·6H2O)

Vápník Prvek patřící do skupiny kovů alkalických zemin. Chemická značka Ca, protonové číslo 20. Latinský název calcium. Výskyt pátý nejrozšířenější prvek zemské kůry a třetí nejrozšířenější kov vápenec - CaCO3 - kalcit (šesterečná soustava) + aragonit (kosočtverečná soustava) dolomit - CaCO3·MgCO3 anhydrit - CaSO4 sádrovec - CaSO4.2H2O kazivec (fluorit) - CaF2 fosforit - Ca3(PO4)2 nebo fluoroapatit Ca5(PO4)3.F sloučeniny vápníku jsou obsaženy téměř ve všech minerálních vodách, v orgánech živočichů a rostlin (kosti, zuby, vaječné skořápky atd.) Fyzikální vlastnosti stříbrobílý, lesklý, měkký kov barví plamen oranžově červeně

Chemické vlastnosti velmi reaktivní na vzduchu se pokrývá vrstvičkou oxidu resp. hydroxidu při dostatečně vysoké teplotě shoří na oxid Ca + O2 → CaO snadno se slučuje s fluorem, za vyšší teploty s ostatními halovými prvky, sírou, fosforem, dusíkem, vodíkem Ca + S → CaS Ca + X2 → CaX2 Ca + P → Ca3P2 Ca + N2 → Ca3N2 Ca + H2 → CaH2 reaguje s vodou: Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2 reaguje s kyselinami nereaguje s roztoky alkalických hydroxidů Průmyslová výroba elektrolýzou taveniny chloridu vápenatého (CaCl2) CaCl2 se získává reakcí kyseliny chlorovodíkové s uhličitanem vápenatým: HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O

Sloučeniny hydrid vápenatý (CaH2) vyrábí se vedením vodíku přes žhavý vápník: Ca + H2 → CaH2 vodou se snadno hydrolyzuje: CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2 tato reakce se používá k přípravě vodíku fluorid vápenatý (CaF2) bílá látka, ve vodě je nerozpustná vzniká srážením vápenatých iontů fluoridovými ionty: CaCl2 + 2NaF → CaF2 + 2NaCl chlorid vápenatý (CaCl2) krystalizuje jako hexahydrát CaCl2·6H2O bezvodý CaCl2 se využívá k sušení plynů a kapalin karbid vápenatý (CaC2) výroba: CaO + 3C → CaC2 + CO pevná šedočerná látka, vodou se rozkládá za vzniku acetylénu: CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2

oxid vápenatý - pálené vápno (CaO) příprava - spálováním vápníku výroba - tepelný rozklad vápence: CaCO3 → CaO + CO2 prudce reaguje s vodou za značného vývoje tepla: CaO + H2O → Ca(OH)2 této reakci se říká hašení vápna hydroxid vápenatý (Ca(OH)2) výroba – reakcí oxidu vápenatého s vodou: CaO + H2O → Ca(OH)2 – silně exotermická reakce silný hydroxid nazývá se „hašené vápno“ uhličitan vápenatý (CaCO3) nejrozšířenější sloučenina vápníku Příprava - srážením vápenatých solí alkalickými uhličitany: CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl nerozpustný ve vodě s kyselinami reaguje za uvolňování oxidu uhličitého: CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + CO2 + H2O CaCO3 → CaO + CO2 CaO + H2O → Ca(OH)2

dusičnan vápenatý (Ca(NO3)2) výroba - působením kyseliny dusičné na vápenec: CaCO3 + HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O + CO2 hygroskopický dusíkaté a vápenaté hnojivo fosforečnan vápenatý (Ca3(PO4)2) výroba reakcí chloridu vápenatého s alkalickým fosforečnanem nebo hydrogenfosforečnanem: CaCl2 + Na3PO4 → Ca3(PO4)2 + NaCl CaCl2 + Na2HPO4 + NH3 → Ca3(PO4)2 + NaCl + NH4Cl nerozpustný ve vodě

Stroncium Prvek patřící do skupiny kovů alkalických zemin. Chemická značka Sr, protonové číslo 38. Výskyt V menším množství je obsaženo v zemské kůře celestit - SrSO4 stroncianit - SrCO3 některé minerální vody Fyzikální vlastnosti stříbrobílý, lesklý, poměrně měkký kov Chemické vlastnosti reaktivnější než vápník reaguje s nekovy (O, H, N, S, C, P, halogeny) s kyslíkem reaguje za vzniku SrO (oxid strontnatý) nebo SrO2 (peroxid strontnatý)

Průmyslová výroba z oxidu redukcí hliníkem: SrO + Al → Sr + Al2O3 Nebo elektrolýzou z roztaveného chloridu strontnatého (SrCl2) Sloučeniny hydroxid strontnatý (Sr(OH)2) silná zásada vzniká reakcí oxidu strontnatého s vodou (exotermická reakce): SrO + H2O → Sr(OH)2 rozpustnější než Ca(OH)2 dusičnan strontnatý (Sr(NO3)2) příprava reakcí oxidu nebo uhličitanu strontnatého s kyselinou dusičnou: SrO + HNO3 → Sr(NO3)2 + H2O SrCO3 + HNO3 → Sr(NO3)2 + H2O + CO2 nebo reakcí dusičnanu sodného s chloridem strontnatým: NaNO3 + SrCl2 → Sr(NO3)2 + NaCl krystalizuje jako tetrahydrát Sr(NO3)2·4H2O

Baryum Prvek patřící do skupiny kovů alkalických zemin. Chemická značka Ba, protonové číslo 56. Výskyt baryt - BaSO4 witerit - BaCO3 nitrobaryt - Ba (NO3)2 Fyzikální vlastnosti stříbrobílé, lesklé a poměrně měkké. Soli barya barví plamen zeleně. Chemické vlastnosti Ba + S → BaS Ba + X2 → BaX2 Ba + P → Ba3P2 Ba + H2 → BaH2 Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2 Průmyslová výroba Baryum se nejlépe připravuje za vysoké teploty z oxidu redukcí hliníkem, nebo elektrolýzou roztaveného chloridu barnatého.

BaSO4 + C → BaS + CO2 BaS + H2O + CO2 → BaCO3 + H2S BaCO3 → BaO + CO2 BaO + 2 Al → Al2O3 + 3 Ba Sloučeniny chlorid barnatý - BaCl2 Připraví se rozpuštěním uhličitanu v kyselině chlorovodíkové: BaCO3 + HCl → BaCl2 + H2O + CO2 oxid barnatý BaO výroba: žíháním uhličitanu barnatého BaCO3 → BaO + CO2 bílý prášek po mírném žíhání na vzduchu (500 °C) přechází v peroxid: BaO + O2 → BaO2 síran barnatý BaSO4 je bílá krystalická látka, nerozpustná ve vodě. Připravuje se reakcí uhličitanu barnatého nebo hydroxidu barnatého s kyselinou sírovou nebo srážením roztoků rozpustné barnaté soli solí rozpustného síranu. BaCO3 + H2SO4 → BaSO4 + CO2 + H2O

Berrylium, hořčík a kovy alkalických zemin Otázky 1. 2. 2. 3.

V jakých minerálech se v přírodě nachází vázaný hořčík a vápník? Popište základní fyzikální a chemické vlastnosti Be, Mg a kovů alkalických zemin. Jak reagují tyto prvky s vodou? Popište pomocí chemických rovnic. Jakým způsobem se tyto prvky průmyslově vyrábí?

Železo Patří do skupiny přechodných prvků. Chemická značka Fe, latinský název ferrum, protonové číslo 26. Výskyt Železo je po kyslíku, křemíku a hliníku čtvrtým nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře. Většinou je vázáno ve sloučeninách – rudách. Nejvýznamnějšími z nich jsou magnetit (magnetovec) Fe3O4 hematit (krevel) Fe2O3 limonit (hnědel) Fe2O3 . H2O siderit (ocelek) FeCO3 pyrit (kyz železný) FeS2 Fyzikální vlastnosti Čisté železo je světle šedý, stříbrolesklý kov, poměrně měkký, kujný a tvárný. Bod tání je 1535°C. Patří mezi přechodné prvky, má valenční elektrony v d-orbitalu. Ve sloučeninách se vyskytuje především v mocenství Fe+2 a Fe+3, sloučeniny Fe+4 jsou velmi nestálé a nemají praktický význam.

Chemické vlastnosti na suchém vzduchu stálé na vlhkém vzduchu se pokrývá vrstvou Fe(OH)3 - rezavění Fe + O2 + H2O → Fe(OH)3 s kyslíkem reaguje za vzniku Fe2O3 a Fe3O4 Fe + O2 → Fe2O3 + Fe3O4 snadno se rozpouští ve zředěných kyselinách, se kterými dává železnaté soli Fe + HCl → FeCl2 + H2 Fe + H2SO4 (zř.) → FeSO4 + H2 v oxidujících kyselinách (HNO3, H2CrO4, také v konc. H2SO4 ) se pasivuje tvorbou nepropustné vrstvy oxidu Fe + HNO3 → pasivace (vznik Fe2O3) snadno se slučuje s většinou nekovů Fe + Cl2 → FeCl2 Fe + S → FeS Fe + P→ Fe3P2

Průmyslová výroba Čisté železo se vyrábí redukcí čistého oxidu nebo hydroxidu vodíkem, Fe2O3+ H2→ Fe + H2O případně karbonylovým způsobem Fe(CO)5 se potom rozkládá při 250 °C na práškový kov. Fe(CO)5 → Fe + CO Výroba železa ve vysokých pecích Pec se zaváží směsí rudy Fe2O3 , koksu a struskotvorných přísad (vápenec + SiO2). Poté se zdola vhání horký vzduch. Tím se spaluje koks a v nejnižší části pece se dosáhne teploty 2000 °C, zatímco na jejím vrcholu je teplota asi 200 °C. Ruda se redukuje na železo a vzniká tzv. struska (v podstatě CaSiO3). Redukce nepřímá (redukce oxidem uhelnatým) - probíhá v rozmezích asi 400 - 1000 °C ve vyšší části pece: Fe2O3+ CO → Fe3O4 + CO2 Fe3O4 + CO → FeO + CO2 FeO + CO → Fe + CO2

Redukce přímá (redukce uhlíkem) - probíhá v nižší části pece v asi 10001800 °C Fe2O3+ C → Fe + CO Roztavené železo a struska se hromadí na dně pece, odkud se odděleně vypouštějí. Vzniklé železo obsahuje značné množství uhlíku (cca 4%). Zároveň jsou koksem redukovány také jiné přítomné sloučeniny, hlavně manganu, fosforu a křemíku, takže surové železo obsahuje i tyto prvky. Struska se využívá jako stavební materiál (výroba tvárnic) a také při výrobě určitých druhů cementů. Surové železo (litina) je buď šedé nebo bílé. Šedé železo se obvykle přetavuje, aby se zbavilo mechanických nečistot, a pak se používá jako tzv. litina k odlévaní železných předmětů. Dá se dobře obrábět, ale není kujné. Bílé železo se zkujňuje, zušlechťuje, odstraňuje se přebytečný obsah uhlíku, fosforu, síry, křemíku a jiných prvků, které způsobují křehkost. Provádí se jejich oxidace, dochází ke snížení obsahu uhlíku a dalších prvků (princip výroby oceli).

Sloučeniny hydroxid železnatý (Fe(OH)2) reakcí Fe2+ iontů s hydroxidy - vzniká vločkovitá sraženina, která, je-li připravena za naprostého vyloučení vzduchu je bílá rozpouští se v kyselinách na železnaté soli: HCl + Fe(OH)2 → FeCl2 + H2O v přítomnosti kyslíku tmavne a přechází na červenohnědý Fe(OH)3 Sulfid železnatý (FeS) vzniká přímým slučováním nebo reakcí vodných roztoků železnatých solí se sulfidem alakalického kovu: FeCl2 + Na2S → FeS + NaCl rozpouští se ve zředěných kyselinách za vývoje H2S Síran železnatý FeSO4 bezvodý - bílá látka s vodou krystaluje jako heptahydrát - zelená skalice FeSO4·7H2O vyrábí se reakcí železa s kyselinou sírovou (zředěnou): Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 s alkalickými sírany a síranem amonným tvoří podvojné sírany - schönity R2IFeII(SO4)2·6H2O (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O - Mohrova sůl - látka na vzduchu stálá - význam v analytické chemii

hexakyanoželeznatan draselný (žlutá krevní sůl) K4[Fe(CN)6] krystaluje jako trihydrát připravuje se reakcí: FeSO4 + 6KCN → K4[Fe(CN)6] + K2SO4 ve vodě dobře rozpustný není toxický oxid železitý Fe2O3 získává se zahřátím Fe(OH)3 na 200 °C je amfoterní - reaguje s kyselinami za vzniku železitých solí, s hydroxidy za vzniku železitanů obsahující ionty [Fe(OH4)]oxid železnato-železitý Fe3O4 vzniká působením páry na rozžhavené železo Fe + H2O → Fe3O4+ H2 reaguje s kyselinami za vzniku železitých a železnatých solí: Fe3O4 + HCl → FeCl2+ FeCl3+ H2O

hydroxid železitý (Fe(OH)3) vzniká působením hydroxidových iontů na roztoky železitých solí složení lépe vystihuje vzorec Fe2O3·nH2O má amfoterní charakter

hexakyanoželezitan draselný (červená krevní sůl) K3[Fe(CN)6] příprava oxidací hexakyanoželeznatanu draselného např. chlorem v roztoku okyseleném kyselinou chlorovodíkovou: K4[Fe(CN)6] + Cl2 → K3[Fe(CN)6] + KCl krystalizuje v červených krystalech, které se dobře rozpouští ve vodě na žlutý roztok. není tak stalý jako K4[Fe(CN)6] je jedovatý má oxidační účinky: KI + K3[Fe(CN)6] → I2 + K4[Fe(CN)6] reakcí s ionty železnatými dává modrou sraženinu - Turnbullova modř: FeSO4 + K3[Fe(CN)6] → Fe3[Fe(CN)6]2 + K2SO4 železany (ferráty) FeVI - soli kyseliny železové H2FeO4 připraví se tavením železa s alkalickým dusičnanem: Fe + KNO3 → K2FeO4 + N2 + O2 silná oxidační činidla, jsou však velice nestálé

pentakarbonyl železa Fe(CO)5 vzniká zahříváním jemného práškového železa v oxidu uhelnatém pod tlakem žlutá kapalná látka, není příliš stálá Fe + CO → Fe(CO)5

Měď Ušlechtilý kovový prvek. Chemická značka Cu, latinský název cuprum, protonové číslo 29. Výskyt chalkozin Cu2S chalkopyrit CuFeS2 kuprit Cu2O malachit CuCO3·Cu(OH)2 azurit 2CuCO3·Cu(OH)2 Fyzikální vlastnosti kov červené barvy, kujný, tažný Velmi dobrý vodič elektřiny a tepla. Je základní součástí řady velmi důležitých slitin a mimořádně důležitý pro elektrotechniku. Chemické vlastnosti za vyšší teploty se oxiduje na Cu2O a CuO Cu + O2 → Cu2O + CuO ochotně se slučuje s halogeny Cu + X2 → CuX2

reaguje s kyselinou dusičnou zředěná : Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O koncentrovaná: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O dlouhým působením vzduchu (O2, CO2, vlhkost) se potahuje vrstvou zeleného zásaditého uhličitanu měďnatého – měděnkou. Průmyslová výroba Měď se vyrábí většinou z chalkopyritu CuFeS2 pražením a následným tavením za přídavku písku. Tím se od sulfidu měďnatého oddělí železo jako křemičitan, pak se Cu2S převede na oxid a z něj se vyredukuje černá surová měď. Její rafinace se provádí elektrolyticky. FeS + O2 → FeO + SO2 Cu2S + O2 → Cu2O + SO2 Cu2O + Cu2S → Cu + SO2 Měď je po železe a hliníku třetím nejvíce vyráběným kovem na světě.

Sloučeniny

Oxid měďnatý (CuO) vznik oxidací mědi nebo tepelných rozkladem Cu(NO3)2, Cu(OH)2 Cu(OH)2 → CuO +H2O hnědočerný prášek nerozpustný ve vodě reaguje se zředěnými kyselinami za vzniku měďnatých solí hydroxid měďnatý (Cu(OH)2) Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2 - světle modrá sraženina rozpouští se v kyselinách, je amfoterní, proto je také rozpustný v roztocích alkalických hydroxidů - modré roztoky reaguje s NH3 Cu(OH)2 + 4NH3 →[Cu(NH3)4](OH)2 hydroxid tetraamminměďnatý modrá skalice (CuSO4·5H2O) rozpustná ve vodě nerozpustná v alkoholu Zahříváním CuSO4·5H2O → CuSO4·3H2O → CuSO4·H2O → CuSO4 → CuO + SO3 nejdůležitější měďnatá sůl reaguje s NH3 CuSO4(aq) + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4

dusičnan měďnatý (Cu(NO3)2) příprava Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O bezbarvá látka Cu(NO3)2·6H2O - modrá krystalická látka

Využití výroba elektrických vodičů přísada do mincovních slitin výroba slitin bronz (Cu, Sn) mosaz (Cu, Zn)

Stříbro Ušlechtilý kovový prvek. Chemická značka Ag, latinský název argentum. Protonové číslo 47. Výskyt Stříbro se v přírodě nachází ryzí nebo ve formě sulfidických sloučenin jako je argentit Ag2S proustit Ag3AsS3 pyrargyrit Ag3SbS3 Tyto minerály většinou doprovázejí měděné, olovnaté a zinkové rudy. Fyzikální vlastnosti Stříbro je bílý, lesklý, lehce tavitelný kov s největší vodivostí ze všech kovů. Je kujné a tažné. Chemické vlastnosti stálé vůči kyslíku s halogeny reaguje již za obyčejné teploty Ag + X2 → AgX se sírou vzniká černý Ag2S Ag + S → Ag2S

účinkem H2S, který je ve vzduchu přítomen ve stopách, pomalu hnědne a černá vrstvičkou sulfidu H2S + Ag → Ag2S + H2 nerozpustné ve zředěné H2SO4 a HCl reaguje s HNO3 a horkou H2SO4 Ag + HNO3 → AgNO3 + H2O + NO Ag + H2SO4 → Ag2SO4 + SO2 + H2O v přítomnosti vzduchu se snadno rozpouští v roztocích alkalických kyanidů odolává působení roztavených alkalických hydroxidů - vhodný na nádoby - na tzv. alkalické tavení Průmyslová výroba Stříbro se z rud získává hydrometalurgicky, tj. vyluhováním jemně mleté rudy vodným roztokem kyanidu sodného za intenzivního okysličování. Stříbro přejde na rozpustný dikyanostříbrnan sodný

Ag2S + NaCN + O2 → Na[Ag(CN)2] + Na2SO4 Stříbro se z roztoku získá cementací zinkem. Na[Ag(CN)2] + Zn → Na2[Zn(CN)4] + Ag Sloučeniny Halogenidy AgF - žlutý, nerozpustný AgCl - bílý, nerozpustný AgBr - světle žlutý, nerozpustný AgI - žlutý, nerozpustný AgBr je nerozpustný ve vodě, dobře rozpustný v roztocích amoniaku, kyanidů nebo thiosíranů na komplexní sloučeniny. Má velké využití ve fotografii. Jejím osvětlením dochází k fotochemickému vyredukování jemně rozptýleného stříbra, jehož množství je úměrné intenzitě osvětlení. Tento pochod je podstatou černobílého fotografického procesu.

Nezreagovaný AgBr se po vyvolání obrazu vymývá ustalovačem – roztokem thiosíranu sodného podle rovnice AgBr + Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaBr oxid stříbrný (Ag2O) srážením stříbrných iontů alkalickými hydroxidy AgNO3 + NaOH → Ag2O + H2O + NaNO3 při vyšší teplotě nestálý, rozkládá se na kovové stříbro a kyslík (nad 160°C) snadno se redukuje vodíkem rozpouští se v NH3 dusičnan stříbrný (Ag(NO)3) Připravuje se reakcí stříbra s kyselinou dusičnou Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O pevná bílá látka

Zlato Chemická značka Au, latinský název aurum. Protonové číslo 79. Je to ušlechtilý, drahý kov žluté barvy. Výskyt Vyskytuje se převážně ryzí. Ale také vázaný v některých sloučeninách. sylvanit AuAgTe4 calaverit AuTe2 Fyzikální vlastnosti světle žlutý lesklý kov, měkký, dokonale tažný. Dobrý vodič tepla a elektřiny. Teplota tání je 1064°C. Chemické vlastnosti Zlato je chemicky velmi odolný kov. Vůči kyslíku je stálé, odolává kyselinám, ale rozpouští se v lučavce královské (koncentrovaná HCl a HNO3 v poměru 3:1) za vzniku kyseliny tetrachlorozlatité H[AuCl4]. Au + HCl + HNO3 → H[AuCl4] + H2O + NO2

Průmyslová výroba vytěžená hornina s obsahem zlata se drtí na prášek, uvolní se zrnka kovu a ta se extrahují kyanidovým způsobem za současného vhánění vzduchu. Au + NaCN + O2 + H2O → Na[Au(CN)2] + NaOH Z roztoku se zlato vysráží zinkem- cementace. Na[Au(CN)2] + Zn → Na2[Zn(CN)4] + Au Sloučeniny oxid zlatitý (Au2O3) hnědočerný prášek vzniká při zahřívání Au(OH)3 Au(OH)3 → Au2O3 + H2O hydroxid zlatitý (Au(OH)3) srážení - z chloridu zlatitého alkalickým hydroxidem nebo uhličitanem AuCl3 + NaOH → Au(OH)3 + NaCl AuCl3 + Na2CO3 + H2O → Au(OH)3 + CO2 + NaCl má amfoterní charakter, převládá charakter kyseliny Au(OH)3 + OH- → [Au(OH)4]- [AuO2]- + H2O

kyanid zlatný (AuCN) žlutá barva, nerozpustný snadno vytváří komplexní sloučeniny s alkalickými kyanidy AuCN + NaCN → Na[Au(CN)2] - dikyanozlatnan sodný zahříváním se rozkládá AuCN → Au + (CN)2 - dikyan

Využití výroba šperků (ve slitinách s příměsí Cu, Ag, někdy Pd) zubní lékařství mincovní kov elektrotechnický průmysl

Železo, měď, stříbro, zlato Otázky 1. 2. 3. 4. 5. 6.

V jakých rudách se vyskytují v přírodě železo, měď, stříbro a zlato? Charakterizujte základní fyzikální a chemické vlastnosti těchto kovů. Popište postup výroby železa, mědi, zlata a stříbra. Jednotlivé pochody vyjádřete pomocí chemických reakcí. Jak se od sebe liší surové železo a ocel? Jaký je postup výroby oceli? Jaké jsou nejvýznamnější sloučeniny těchto prvků? K jakým účelům jsou tyto kovy využívány?

Zinek Chemická značka Zn, protonové číslo 30, latinský název zincum. Neušlechtilý, kovový prvek. Výskyt sfalerit ZnS smithsonit ZnCl3 zinkit ZnO willemit Zn2SiO4 Fyzikální vlastnosti lesklý kov, křehký při zahřátí na teplotu 100 - 150°C kujný nad teplotu 200°C opět křehký Teplota tání je 419°C. Chemické vlastnosti na vzduchu se pokrývá vrstvou oxidu, Na vlhkém vzduchu vrstvou hydroxidu nebo uhličitanu (pokud je přítomen CO2) slučuje se s kyslíkem na ZnO, sírou, fosforem a halogeny v neoxidujících kyselinách se rozpouští za vývoje H2

Zn + O2 → ZnO Zn + S → ZnS Zn + P → Zn3P2 Zn + Cl2 → ZnCl2 Zn + Br2 → ZnBr2 Průmyslová výroba Pražně-redukční pochod sfaleritová ruda se nejprve praží, tak se převede na oxid: ZnS + O2 → ZnO + SO2 Takto upravená ruda se redukuje koksem (při 1 300 - 1 450°C) ZnO + C → Zn + CO Vyredukovaný zinek se oddestiluje a přetavením čistí. Další možností je elektrolytická výroba zinku. Na ZnO se působí zředěnou H2SO4. Vzniklý roztok ZnSO4 podléhá elektrolýze, Zn se vylučuje na hliníkové katodě. ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O Katoda: Zn2+ + 2e- → Zn

Sloučeniny Sulfid zinečnatý (ZnS) příprava: zinečnatá sůl + sirovodík: ZnCl2 + H2S → ZnS + HCl směs ZnS + BaSO4 - bílý pigment (litopon) výroba: ZnSO4 + BaS → ZnS + BaSO4 Oxid zinečnatý (ZnO) spalováním Zn na vzduchu: Zn + O2 → ZnO rozkladem uhličitanu: ZnCO3 → ZnO + CO2 bílý, nerozpustný v H2O rozpustný v kyselinách i zásadách - typicky amfoterní oxid: ZnO + HCl → ZnCl2 + H2O ZnO + NaOH + H2O → Na[Zn(OH)3] ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] hydroxid zinečnatý (Zn(OH)2) bílá sraženina nepatrně rozpustný v H2O ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + 2NaCl Má amfoterní charakter: Zn(OH)2 + H2SO4 → ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2 + NaOH → Na[Zn(OH)3] rozpouští se v NH3: Zn(OH)2 + 4NH3 →[Zn(NH3)4](OH)2 Síran zinečnatý (ZnSO4) Výroba: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 krystaluje z roztoku jako heptahydrát ZnSO4·7H2O = bílá skalice

Využití antikorozní povlaky - 30 - 45% produkce Zn slitiny mosaz zinkový plech - střechy v laboratoři k přípravě H2 redukční činidlo (granulovaný nebo práškový

Rtuť chemická značka Hg, protonové číslo 80. Latinský název hydrargyrum. Kovový prvek existující při normálních podmínkách v kapalném skupenství. Výskyt rumělka - HgS Fyzikální vlastnosti kapalný, stříbrobílý, lesklý kov páry jsou monoatomické, toxické vysoký měrný elektrický odpor vysoká hustota. Teplota tání je -38,8°C. Teplota varu je 356 °C. Chemické vlastnosti Ve sloučeninách se vyskytuje v mocenství Hg1+ a Hg2+ na vzduchu stálá (neoxiduje se) při zahřátí k teplotě varu se pokrývá vrstvičkou HgO ochotně se slučuje i za chladu s halogeny i se sírou Hg + S → HgS Hg + X2 → HgX2

Z minerálních kyselin je rtuť dobře rozpustná v kyselině dusičné a koncentrované kyselině sírové. Hg + HNO3 → Hg(NO3)2 + NOx + H2O Hg + H2SO4 (konc.) → HgSO4 + SO2 + H2O V neoxidujících kyselinách (HCl a zředěná H2SO4) se nerozpouští Vytváří slitiny s jinými kovy – amalgámy. Ochotně je vytváří s Au, Ag, Cu, Zn, Cd, Na. naopak s železnými kovy jako jsou Fe, Ni a Co nevznikají vůbec.

Průmyslová výroba Ruda (rumělka) se praží, uvolňuje se rtuť a oxid siřičitý, páry rtuti se ochlazením zkondenzují. HgS + O2 → Hg + SO2 Další možnost je pražení rudy se železným odpadem nebo páleným vápnem. HgS + Fe → Hg + FeS HgS + CaO → Hg + CaS + CaSO4

Vháněním vzduchu do horkého surového kapalného kovu se oxidují stopy Fe, Cu, Zn a Pb a vzniká snadno odstranitelná struska. Další čištění se provádí destilací. Sloučeniny Chlorid dirtuťný Hg2Cl2 – kalomel HgCl2 + SnCl2 → Hg2Cl2 + SnCl4 HgII - rtuťnaté s iontem Hg2+ starší označení merkurisloučeniny Halogenidy HgF2, HgCl2, HgBr2 - bílé látky HgI2 - červený připravují se přímou syntézou prvků: X2 + Hg → HgX2 rozpustnost klesá od fluoridu k jodidu, který je jenom nepatrně rozpustný nejběžnější HgCl2 tzv. sublimát - rozpustný v H2O redukuje se chloridem cínatým: HgCl2 + SnCl2 → Hg2Cl2 + SnCl4 Hg2Cl2 + SnCl2 → 2Hg + SnCl4

oxid rtuťnatý HgO v červené a žluté modifikaci Červená modifikace vzniká - tepelným rozkladem Hg(NO3)2 nebo zahříváním Hg v kyslíku (350 °C): Hg(NO3)2 → HgO + NO2 + O2 Hg + O2 → HgO žlutá modifikace- srážením roztoků rtuťnatých solí alkalickými hydroxidy: HgCl2 + KOH → HgO + KCl + H2O Sulfid rtuťnatý HgS Vzniká buď přímou syntézou prvků nebo srážením rtuťnatých solí sirovodíkem Hg + S → HgS nerozpustný v H2O Kyanid rtuťnatý Hg(CN)2 bezbarvá krystalická látka HgSO4 + NaCN → Hg(CN)2 + Na2SO4 rozpustný v H2O ,prudký jed síran rtuťnatý (HgSO4) bílá krystalická látka Hg + H2SO4 → HgSO4 + SO2 + 2H2O

Kadmium chemická značka Cd, latinský název cadmium. Protonové číslo 48. Toxický kovový prvek. Výskyt greenockit CdS zinkové rudy s obsahem 0,2 - 0,4% Cd Fyzikální vlastnosti stříbrná pevná látka s namodralým leskem. Je toxický. Tažný kov, měkký, lehce tavitelný. Teplota tání je 321 °C, teplota varu 765°C. Chemické vlastnosti na vlhkém vzduchu ztrácí lesk slučuje se s kyslíkem, sírou, fosforem, při zahřívání i s halogeny Cd + S → CdS Cd + X2 → CdX2 Cd + O2 → CdO Cd + P → Cd3P2 v neoxidujících kyselinách se rozpouští za vývoje H2 Cd + HCl → CdCl2 + H2 méně reaktivní než zinek

Průmyslová výroba Získává se při výrobě zinku, oddestiluje se dříve než Zn (Cd je těkavější). Sloučeniny halogenidy CdF2, CdCl2, CdI2 bílé CdBr2 - světle žlutý rozpustné kromě CdF2 připravují se působením HCl, Br2, I2, F2 na zahřátý kov Cd + Br2 → Cd Br2 mají tendenci tvořit komplexní ionty např. [CdCl4]2oxid kademnatý(CdO) Připravuje se přímou syntézou prvků Cd + O2 → CdO bazičtější než ZnO snadno se rozpouští v kyselinách CdO + HCl → CdCl2 + H2O v alkalických hydroxidech se rozpouští obtížně

hydroxid kademnatý (Cd(OH)2) Připravuje se z kademnatých solí působením alkalických hydroxidů CdCl2 + NaOH → Cd(OH)2 + NaCl bílá sraženina působením velmi koncentrovaných alkalických hydroxidů vznikají komplexní sloučeniny Cd(OH)2 + NaOH → Na2[Cd(OH)4] - tetrahydroxokademnatan sodný Sulfid kademnatý (CdS) nejdůležitější sloučenina kadmia příprava CdSO4 + Na2S → CdS + Na2SO4 žlutá barva (kadmiová žluť) Síran kademnatý (CdSO4) Vzniká rozpuštěním kadmia nebo jeho uhličitanu ve zředěné kyselině sírové Cd + H2SO4 → CdSO4+ H2 CdCO3 + H2SO4 → CdSO4 + H2O + CO2 krystalický - CdSO4·8H2O

Zinek, rtuť, kadmium Otázky 1. 2. 3. 4. 5.

Vyjmenujte nejznámnější rudy zinku, rtuti a kadmia. Jaké jsou hlavní fyzikální a chemické vlastnosti těchto kovů? Popište průmyslovou výrobu zinku a rtuti. Které nejvýznamnější sloučeniny zinku a rtuti znáte? Jaké mají tyto kovy využití?

Literatura: 1.

Klikorka J., Hájek B., Votinský J.: Obecná a anorganická chemie, SNTL, Praha 1989 2. Nádvorník M.: Přípravný kurz pro studium obecné a anorganické chemie, Univerzita Pardubice, 1998