Scrigroup - Documente si articole

Username / Parola inexistente      

Home Documente Upload Resurse Alte limbi doc  

 
CATEGORII DOCUMENTE






BulgaraCeha slovacaCroataEnglezaEstonaFinlandezaFranceza
GermanaItalianaLetonaLituanianaMaghiaraOlandezaPoloneza
SarbaSlovenaSpaniolaSuedezaTurcaUcraineana

BiologieBudovaChemieEkologieEkonomieElektřinaFinanceFyzikální
GramatikaHistorieHudbaJídloKnihyKomunikaceKosmetikaLékařství
LiteraturaManagementMarketingMatematikaObchodPočítačůPolitikaPrávo
PsychologieRůznéReceptySociologieSportSprávaTechnikaúčetní
VyprávětVzděláníZemědělstvíZeměpisžurnalistika

Vodík a jeho sloučeniny, voda.

chemie

+ Font mai mare | - Font mai mic


DOCUMENTE SIMILARE

Trimite pe Messenger
Vodík a jeho sloučeniny, voda.
Tvorba dvojitej väzby uhlík — uhlík
Vodík
MATERIÁLY PRO POLOVODIČE
Vývoj a perspektívy organickej syntézy
Plánovanie organickej syntézy
Supravodivost a technika nízkých teplot
Cykloadičné reakcie
Rovnováhy v roztocích elektrolytů – acidobazické rovnováhy, pufry
HLINÍK A JEHO SLITINY

TERMENI importanti pentru acest document

Vodík a jeho sloučeniny, voda.

Vodík (1H)

Výskyt

Vodík je nejrozšířenějším prvkem Vesmíru. Na Zemi se vyskytuje volný jenom vzácně, například v sopečných plynech a zemním plynu. Běžně se vyskytuje ve formě vody, téměř ve všech organických sloučeninách, ve všech kyselinách a hydroxidech.

Vlastnosti

Vodík je za normální podmínek bezbarvý plyn bez chuti a zápachu. Skládá se z dvouatomových molekul H 2. Molekuly vodíku jsou tak malé, že snadno pronikají pevnými materiály.Vodík se slučuje téměř se všemi prvky s vyjímkou vzácných plynů a některých přechodných kovů. Zapálená směs vodíku s kyslíkem nebo vzduchem je výbušná.

Příprava

  • Elektrolýzou vody. Na katodě se vylučuje vodík.2 H+ + 2 e- H2
  • Reakcí kovů I.A a II.A skupiny s vodou 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2
  • Reakcí méně ušlechtilých kovů s vodnými roztoky kyselin a hydroxidů:
    Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
    2 Al + 2 NaOH + 6 H2O 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2
  • Rozkladem iontových hydridůKH + H2O KOH + H2

Výroba

  1. Elektrolýza vodného roztoku NaCl
    Hlavním praduktem je NaOH a Cl2. Vodík se získává jako vedlejší produkt.
  2. Konverze vodního plynu
    Vodní plyn získáme reakcí:
    C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g) (při 1000°C)
    Rozžhlavený koks         vodní plyn
    Konverzi vyjádříme rovnicí:CO + H2O CO2 + H2(při 500°C)
  3. Termické štěpení methanu
    Tepelný rozklad nasycených uhlovodíků získaných z ropy a zemního plynu:
    CH4(g) C(s) + 2 H2(g) (při 1200°C)

Elementární vodík je velmi reaktivní látka, která se slučuje s mnoha prvky.

H2 + F2 2 HF
H2 + Cl2 2 HCl

Brom a jod reagují pomaleji a rekce jsou zvratné

H2 + Br2 2 HBr
H2 + I2 2 HI

Směs vodíku a vzduchu je poměrně stálá při vhodné koncentraci, ale po inicializaci např. plamenem exploduje.

2 H2 + O2 2 H2O

Vodík se slučuje i s dalšími nekovy. K uskutečnění těchto reakcí dochází při vyšší teplotě, popř. tlaku.

3 H2 + N2 2 NH3

Elementární vodík slouží jako důležité redukční činidlo.

WO3 + 3 H2 W + 3 H2O
PbS + H2 Pb + H2S

V organické chemii se používá u hydrogenace, kdy z nenasycených uhlovodíků vznikají uhlovodíky nasycené.

H2C=CH2 + H2 H3C-CH3

Redukce ketonu na alkohol.

Použití

  • jako redukční činidlo ,k syntéze amoniaku určeného převážně k výrobě hnojiv ,v metalurgii k získávání těžko redukovatelných kovů zjejich oxidů ,kyslíkový plamen se používá ke svařování kovů

chemické vlastnosti

  • molekulový málo reaktivní - vysoká vazebná energie
  • s fluorem reaguje za tmy:H2 + F2 → 2HF
  • zapálen na vzduchu shoří - reaguje se vzdušným kyslíkem na vodu - exotermická reakce:2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
  • při laboratorní teplotě oba plyny spolu nereagují
  • za vyšší teploty reaguje s mnoha kovy a nekovy - vznikají hydridy (aktivace fotolyticky nebo katalyzátory Ni, Pd, Pt atd.):
    N2 + 3H2 → 2NH3
    H2 + S → H2S
    C + 2H2 → CH4
    3H2 + 2P → 2PH3
  • redukční vlastnosti - výroba kovů:
    CuO + H2 → Cu + H2O
    WO3 + 3H2 → W + 3H2O
  • elektrickým výbojem vzniká atomární vodík (H)
    • velmi reaktivní,nestálý - existuje velmi krátkou dobu a slučuje se na vodík molekulový
  • kapalný vodík - studium elementárních částic (bublinová komora)
  • deuterium (2D)
    • příprava z těžké vody (D2O) - elektrolytickým obohacením vody
  • tritium (3T)
    • vzniká působením kosmického záření na vzdušný dusík:
      14N + 1n → 12C + 3T
    • příprava - působením neutronů na lithium:
      6Li + 1n → 3T + α
    • užití - sledování pohybu spodních vod

sloučeniny

  • hydridy
    • solné hydridy
      • hydridy alkalických kovů (MH) a kovů alkalických zemin (MH2)
      • vznikají přímou syntézou prvku a vodíku,bílé, krystalické látky,obsahují hydridový anion(H-)
      • reagují s vodou:NaH + H2O → NaOH + H2
    • kovalentní hydridy
      • hydridy prvků IV.A – VII.A podskupiny,plynné, těkavé látky,obsahují vodíkový kation
    • intersticiální (mřížkové) hydridy
    • polymerní hydridy
      • bor, uhlík, křemík
    • komplexní hybridy
      • LiBH4, NaBH4, LiAlH4, Al(BH4)3, atd.

Chemické složení vody (H2O) – dva atomy vodíku a jeden atom kyslíku. Molekuly vody vytvářejí mezi sebou pevné vazby, které dále ovlivňují její fyzikální a chemické vlastnosti. Díky pevným vazbám mezi molekulami vody se při normálním tlaku udrží její pevné skupenství až od 0 do 100 °C (největší hustotu má voda při plus 4°C – anomálie vody).

Voda se na naší planetě nevyskytuje takřka nikde v čistém stavu .Vždy jsou v ní různé příměsi a rozpuštěny sloučeniny. Nejvíce chloridy, sírany, bromidy a uhličitany. Největší zásobárnou vody je oceán. V mořské vodě je rozpuštěna řada solí – hlavně ch1ór, sodík, hořčík, síra, draslík a vápník.

Vznik vody: postupné odvodňování zemského nitra. Při chladnutí měnila voda skupenství a postupným vysrážením vznikly oceány, řeky jezera a později i ledovce.

Voda je v přírodě v neustálém oběhu, jehož základem je vypařování a následující srážky. Energii potřebnou pro oběh vody poskytuje sluneční záření.

Povrchové vodyvoda z řek, jezer, bažin rašelinišť a vodních nádrží.     Podpovrchové vody – půdní voda (vytváří souvislou vodní hladinu) a voda podzemní (dutiny, pukliny, póry – stváří souvislou vodni hladinu)                                                        V ovzduší – vodní páry, vodní kapky, ledové krystalky.

voda (H2O)

  • vystupuje ve sloučeninách ve formě krystalové vody (např. FeSO4·7 H2O, CuSO4·5H2O)
  • polární rozpouštědlo – dipólový moment sloučeniny různý od nuly
  • bod varu vyšší, než odpovídá molární hmotnosti (způsobeno asociací molekul vlivem vodíkové vazby)
  • voda se podle přítomnosti minerálních látek dělí na měkkou a tvrdou
  • dočasná tvrdost je způsobena hydrogenuhličitanovými anionty (HCO3)- a dá se odstranit varem:2(HCO3)- → (CO3)2- + H2O + CO2
  • trvalá tvrdost je způsobena kationty hořečnatými a vápenatými (Mg2+, Ca2+), dá se odstranit sodou (Na2CO3) nebo pomocí iontoměničů:
    Ca2+ + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2Na+
  • tvrdost vody (přechodná a trvalá) se udává ve stupních: 1 ° německý 10 mg CaO v 1 l vody, 1 ° francouzský – 10 mg CaCO3 v 1 l vody, 1 ° americký – 1 mg CaCO3 v 1 l vody

2) Prvky 1. hlavní skupiny, jejich vlastnosti a sloučeniny.

Alkalické kovy jsou prvky 1. skupiny periodické tabulky prvků mimo vodíku. Jedná se o lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubidium (Rb), cesium (Cs) a francium (Fr).

Vlastnosti

Alkalické kovy jsou známé bouřlivou reakcí s vodou, tato reaktivita se zvyšuje se stoupajícím protonovým číslem prvku. Při reakci vzniká hydroxid, uvolňuje se plynný vodík a velké množství tepla.           2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2

V kapalném amoniaku se alkalické kovy rozpouštějí za vzniku tmavě modrých, paramagnetických roztoků.               K + NH3 → K+ + e

Lithium (3Li)

průmyslová výroba

  • spodumen se zahřívá a promývá kyselinou sírovou
  • z výluhu se získá LiSO4 · H2O, na který se působí HCl a Na2CO3
  • lithium se převede na uhličitan a chlorid,z chloridu se získává elektrolyticky

fyzikální vlastnosti

  • stříbrobílý kov,měkky, nejmenší hustotu z pevných l za normální teploty

chemické vlastnosti

  • na čerstvém řezu lesklý,méně reaktivní než ostatní alkalické kovy
  • reaguje s vodíkem - vzniká hydrid lithný(LiH):2Li + H2 → 2LiH
  • ochotně reaguje s vodou:2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
  • reakcí s kyslíkem vzniká oxid lithný (Li2O) a peroxid lithný (Li2O2)
  • přímo se slučuje s halogeny, sírou, dusíkem, uhlíkem a křemíkem:
    6Li + N2 → 2Li3N
    2Li + X2 → 2LiX
  • rozpouští se v kapalném amoniaku,barví plamen karmínově
  • přidává se do olova - zvyšuje tvrdost ložisek,výroba hliníkových slitin
  • hydrid lithný (LiH)
    • vzniká přímou syntézou,bílá látka,tepelně stálý
    • vodou se rozkládá na hydroxid a vodík:LiH + H2O → LiOH + H2
    • využívá se k přípravě vodíku
  • tetrahydridohlinitan lithný (LiAlH4)
  • halogenidy (LiX)
    • připravují se reakcí hydroxidu nebo uhličitanu s halogenvodíkovou kyselinou
      LiOH + HX → LiX + H2O
      Li2CO3 + 2HX → 2LiX + H2O + CO2
    • krystalizují jako trihydráty (LiX·3H2O)
      • fluorid lithný (LiF)
        • nepatrně rozpustný,využívá se v rentgenové dozimetrii
  • oxid lithný (Li2O)
    • vzniká zahříváním hydroxidu lithného (LiOH) nebo uhličitanu lithného (Li2CO3) na 800°C v atmosféře suchého vodíku:
      2LiOH → Li2O + H2O
      Li2CO3 → Li2O + CO2
  • peroxid lithný (Li2O2)
    • příprava reakcí hydroxidu lithného (LiOH) s peroxidem vodíku (H2O2):
      LiOH·H2O + H2O2 → LiOOH·H2O + H2O
      2LiOOH·H2O → Li2O2 + H2O2 + 2H2O
  • hydroxid lithný (LIOH)
    • příprava reakcí hydroxidu barnatého (Ba(OH)2)se síranem lithným (Li2SO4): Li2SO4 + Ba(OH)2 → 2LiOH + BaSO4
    • silná zásada,méně rozpustný než ostatní hydroxidy alkalických kovů
    • absorbuje oxid uhličitý a sulfan - vznikají uhličitan (hydrogenuhličitan), sulfid (hydrogensulfid):
      2LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O
      LiOH + CO2 → LiHCO3
      2LiOH + H2S → Li2S+ 2H2O
      LiOH + H2S → LiHS + H2O
    • užití - absorpce CO2 - uzavřené prostory (kosmické kabiny, ponorky)
  • dusičnan lithný (LiNO3)
    • příprava
      LiOH + HNO3 → LiNO3 + H2O
      Li2CO3 + 2HNO3 → 2LiNO3 + H2O + CO2
    • užití – do červených světlic, pyrotechnika (ohňostroje)
  • uhličitan lithný (Li2CO3)
    • příprava – reakcí iontů lithných s ionty uhličitanovými:
      (NH4)2CO3 + 2LiCl → Li2CO3 + 2NH4Cl
      • výroba porcelánu

Sodík (11Na)

výskyt

  • kamenná sůl - NaCl
  • chilský ledek - NaNO3
  • glauberit - Na2SO4·CaSO4
  • Glauberova sůl - Na2SO4·10H2O
  • mořská voda (NaCl)

průmyslová výroba

  • elektrolýzou roztavené směsi 40% NaCl a 60% CaCl2

fyzikální vlastnosti

  • měkký, nízkotající, stříbrobílý kov

chemické vlastnosti

  • na čerstvém řezu lesklý,lesk se na vzduchu rychle ztrácí (působením O2 a vlhkosti),reaktivní,uchovává se pod petrolejem,
  • zahřátý se přímo slučuje s vodíkem, halogeny, sírou a fosforem:
    2Na + H2 → 2NaH
    2Na + X2 → 2NaX
    2Na + S → Na2S
    3Na + P → Na3P
  • reaguje s vodou:2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
  • má redukční vlastnosti:Al2O3 + 6Na → 2Al + 3Na2O
  • tvoří slitinu se zlatem – NaAu,barví plamen žlutě
  • výroba kovů:TiCl4 + 4Na → Ti + 4NaCl

sloučeniny

  • hydrid sodný (NaH)

o        vzniká přímou syntézou:2Na + H2 → 2NaH

o        reaguje bouřlivě s vodou:NaH + H2O → NaOH + H2

  • halogenidy (NaX)

o        příprava reakcí hydroxidu nebo uhličitanu sodného s halogenvodíkovou kyselinou:
NaOH + HX → NaX + H2O
Na2CO3 + 2HX → 2NaX + CO2 + H2O

o        bezbarvé, krystalické látky,mají vysokou teplotu tání

o        fluorid sodný (NaF)

§         pevná látka,málo rozpustná ve vodě

§         dřevařský průmysl (impregnace),inhibitor některých druhů kvašení

o        chlorid sodný (NaCl)

§         získává se jen z přírodního materiálu – sůl kamenná (dolování) nebo vyluhování některých ložisek vodou,

o        bromid sodný (NaBr)

§         výroba reakcí hydroxidu sodného s bromem:
6NaOH + 3Br2 → 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
NaBrO3 + 3C → NaBr + 3CO

§         fotografie

o        jodid sodný (NaI)

§         výroba reakcí hydroxidu sodného s jodem:
6NaOH + 3I2 → 5NaI + NaIO3 + 3H2O

  • sulfid sodný (Na2S)

o        příprava reakcí sulfanu s hydroxidem sodným:
2NaOH + H2S → Na2S + 2H2O

§         činidlo analytické chemie

  • oxid sodný (Na2O)

o        příprava zahříváním peroxidu (Na2O2), hydroxidu (NaOH) nebo dusitanu sodného (NaNO2) se sodíkem:
2NaOH + 2Na → 2Na2O + H2
2NaNO2 + 6Na → 4Na2O + N2

  • peroxid sodný (Na2O2)

o        vzniká oxidací sodíku,světle žlutý prášek

o        reaguje s kyselinami:Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2

o        reaguje s vodou:Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

o        reaguje s oxidem uhelnatým:Na2O2 + CO → Na2CO3

o        reaguje s oxidem uhličitým:2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2

  • hyperoxid sodný (NaO2)
  • ozonid sodný (NaO3)

o        příprava reakcí ozonu (O3) s práškovým bezvodým hydroxidem sodným za nízké teploty

o        stáním se rozkládá na kyslík a hyperoxid:2NaO3 → 2NaO2 + O2

  • hydroxid sodný (NaOH)

o        výroba elektrolýzou roztoku chloridu sodného amalgánovým způsobem:
NaCl → Na+ + Cl-
K : Na+ + e- → Na
Na + Hg → NaHg
2NaHg + 2H2O → 2NaOH(aq) + 2Hg + H2
A : Cl- - e- → Cl
2Cl → Cl2

o        bezbarvá krystalická látka,dobře rozpustná ve vodě

o        absorbuje oxid uhličitý – vzniká uhličitan (hydrogenuhličitan) sodný :
2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O
NaOH + CO2 → NaHCO3

o        užití -jedna ze základních látek chemického průmyslu (výroba solí, fenolu, fosforečnanu, sulfidu atd.)

  • uhličitan sodný (bezvodá soda, Na2CO3)

o        bezvodá soda – bílý prášek, dobře rozpustný ve vodě

§         výroba papíru, mýdla, detergentů

  • hydrogenuhličitan sodný (jedlá soda) (NaHCO3)

o        výroba:Na2CO3 + CO2 + H2O → 2NaHCO3

§         při pečení,šumící prášky k přípravě limonád

  • síran sodný (Na2SO4)

o        vedlejší produkt při výrobě kyseliny chlorovodíkové:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl

§         výroba celulózy, papíru

  • thiosíran sodný (Na2S2O3)

o        příprava varem roztoku siřičitanu sodného (Na2SO3) se sírou:
Na2SO3 + S → Na2S2O3

  • dusičnan sodný (NaNO3)

o        příprava reakcí kyseliny dusičné s hydroxidem (NaOH) nebo uhličitanem sodným (Na2CO3):
HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2

§         hnojivo

  • dusitan sodný (NaNO2)

o        příp tepelným rozkladem dusičnanu sodného:2NaNO3 → 2NaNO2 + O2

o        výroba absorpcí oxidů dusíku v roztoku uhličitanu sodného:
Na2CO3 + NO + NO2 → 2NaNO2 + CO2

o        bílá krystalická látka,dobře rozpustná ve vodě

§         inhibitor koroze,konzervování masa

Draslík (19K)

Výskyt

Všechny alkalické kovy jsou vysoce reaktivní, a proto se vykytují pouze ve sloučeninách. Draslík, stejně tak i sodík, patří mezi nejrozšířenější prvky zemské kůry. Vyskytuje se v různých křemičitanech, živcích nebo slídách. jeho minerály např. sylvín (KCl - chlorid draselný) nebo draselný ledek (KNO3 - dusičnan draselný). Draslík je také důležitý biogenní prvek, protože je nezbytný ke správnému metabolismu buněk.

Vlastnosti

Draslík je měkký, lehký a stříbrolesklý kov. Alkalické kovy také charakteristicky barví plamen, a proto se využívají i při tzv. plamenových zkouškách k důkazu solí alkalických kovů a solí kovů alkalický zeminDraslík barví plamen fialově.
Na vzduchu se draslík oxiduje, a proto se uchovává v ochranném prostředí (většinou v petroleji). Stejně jako lithium a sodík má nižší hustotu než voda, což znamená, že na vodě plave. Všechny alkalické kovy jsou mimořádně reaktivní a s dalšími prvky reagují přímo, téměř vždy se oxidují a jsou to tedy také silná redukční činidla. S vodíkem reaguje draslík až za mírného zahřátí a za vzniku hydridu draselného (KH): 2K + H2 → 2KH

Reakcí alkalických kovů s kyslíkem vznikají sloučeniny, jejichž typ závisí na velikosti kationtu alkalického kovu. V tomto případě vzniká superoxid, ale mohou vznikat i oxidy (viz. lithium) nebo peroxidy (viz. sodík). U superoxidů kyslík zde má oxidační číslo -1/2. Podobně reagují také prvky rubidium a cesium.                                  2K + O2 → KO2

Všechny alkalické kovy bouřlivě reagují s halogeny za vzniků halogenidů, stejně tak i s vodou za vzniku hydroxidů (v případě draslíku vzniká hydroxid draselný - KOH): 2K + X2 → 2KX
2K + 2H2O → 2KOH + H2

Z halogenidů ostatních kovů jsou alkalické kovy naopak schopny vyredukovat příslušný kov: AlCl3 + 3K → Al + 3KCl

Průmyslová výroba

Draslík se stejně jako ostatní alkalické kovy připravuje elektrolýzou tavenin halogenidů nebo hydroxidů alkalických kovů. Konkrétně draslík se vyrábí z taveniny chloridu draselného (KCl). Na železné katodě se vylučuje draslík, na grafitové anodě naopak chlor.                                                                                                                 2K+ + 2e- → 2K
2Cl- - 2e- → Cl2

Použití

Samotný draslík nemá významnějšího použití, ale protože je nezbytný pro růst rostlin, využívá se ve formě dusičnanů (draselný ledek - KNO3) na hnojení.

Sloučeniny

1. bezkyslíkaté sloučeniny

KX - halogenidy (X = F, Cl, Br, I)
bezbarvé, iontové a krystalické látky, které mají vysoký bod tání a varu
KCl - chlorid draselný (sylvín)
KI - jodid draselný-využívá se v lékařství
KH - hydrid draselný-iontová a tuhá látka
K2S - sulfid draselný-rozpustný ve vodě; silně zásaditý charakter

2. kyslíkaté sloučeniny

KO2 - superoxid draselný-oxidační číslo kyslíku je -1/2
KOH - hydroxid draselný-bezbarvá, hygroskopická a silně leptavá látka (leptá i sklo a porcelán); rozpustný ve vodě
K2CO3 - uhličitan draselný (potaš)-využití při výrobě draselných mýdel a draselného skla - tzv. varné sklo
KNO3 - dusičnan draselný (draselný ledek)-významné průmyslové hnojivo
KNO2 - dusitan draselný-toxická látka užívaná v organické chemii

Rubidium (37Rb)

  • vzácný prvek,doprovází ostatní alkalické kovy v nepatrném množství

průmyslová výroba

  • vedlejší produkt při zpracování lepidolitu na lithium

fyzikální vlastnosti

  • stříbrobílý měkký kov,radioaktivní, dlouhý poločas rozpadu

chemické vlastnosti

  • reaktivnější než draslík
  • reaguje prudce s vodou:2Rb + 2H2O → 2RbOH + H2
  • na vzduchu se rychle oxiduje
    • oxid rubidný (Rb2O) – zářivě žlutý
    • peroxid rubidný (Rb2O2)
    • hyperoxid rubidný (RbO2) – tmavohnědý
    • ozonid (RbO3)
  • barví plamen červenofialově,tvoří slitinu se zlatem (RbAu) – polovodič typu N,rozpustné v kapalném amoniaku

Cesium (55Cs)

průmyslová výroba

  • vedlejší produkt při výrobě lithia

fyzikální vlastnosti

  • stříbrobílý měkký kov

chemické vlastnosti

  • nejreaktivnější ze všech alkalických kovů,reaguje prudce s vodou – při této reakci se vznítí,tvoří slitinu se zlatem (CsAu) – polovodič typu N,barví plamen modře

Francium (87Fr)

fyzikální vlastnosti

  • další izotopy byly vyrobeny jadernými reakcemi, ale jejich poločasy rozpadu jsou kratší než má 227Fr
  • jadernými reakcemi byly vyrobeny jiné izotopy, ale jejich poločasy rozpadu jsou kratší než má 227Fr


3) Prvky 2. hlavní skupiny, jejich vlastnosti a sloučeniny.

Kovy alkalických zemin jsou prvky 2. skupiny periodické tabulky prvků: beryllium (Be), hořčík (Mg), stroncium (Sr), baryum (Ba) a radium (Ra).

Beryllium (4Be)

výskyt

  • beryl - Be3Al2Si6O18
  • vzácné odrůdy berylu drahokamy – smaragd (zelený), akvamarín (modrozelený)

průmyslová výroba

elektrolýzou roztaveného chloridu beryllnatého (BeCl2) s chloridy alkalických kovů

fyzikální vlastnosti

  • stříbrobílý, lehký, tvrdý kov,za červeného žáru tažný a kujný

chemické vlastnosti

  • s vodou nereaguje ani za červeného žáru,neoxiduje se ani vzdušným kyslíkem
  • ve formě prášku jasně hoří – vzniká oxid beryllnatý (BeO) a nitrid beryllnatý (Be3N2),
  • reaguje s roztoky alkalických hydroxidů:
    NaOH + 2H2O + Be → Na[Be(OH)3] + H2
  • rozpouští se ve zředěných kyselinách (HCl, H2SO4, HNO3)
  • slitina s hliníkem - letecký průmysl (nemagnetické, odolné proti korozi)
  • neutronový moderátor v jaderných reaktorech,okénka v rentgenových trubicích

sloučeniny

  • hydrid beryllnatý (BeH2)
    • příprava redukcí chloridu beryllnatého hydridem lithným:
      BeCl2 + 2LiH → BeH2 + 2LiCl
  • smíšený hydrid (BeB2H8)
  • halogenidy (BeX2)
    • fluorid beryllnatý (BeF2)
    • chlorid beryllnatý (BeCl2)
  • oxid beryllnatý (BeO)
    • příprava tepelným rozkladem uhličitanu beryllnatého:
      BeCO3 → BeO + CO2
    • nebo dehydratací hydroxidu beryllnatého:Be(OH)2 → BeO + H2O
    • žáruvzdorná látka,dobrá tepelná vodivost, chemická stabilita
  • peroxid beryllnatý (BeO2)
    • oxidační a bělící činidlo
  • hydroxid beryllnatý (Be(OH)2)
    • příprava reakcí berylnatých solí s roztoky alkalických hydroxidů:
      BeCl2 + 2KOH → Be(OH)2 + 2KCl
    • amfoterní látka - reaguje s kyselinami - berylnaté soli
      Be(OH)2 + H2SO4 → BeSO4 + 2H2O
    • reaguje s alkalickými hydroxidy - tetrahydroxoberyllnatany:
      Be(OH)2 + 2KOH → K2[Be(OH)4]

Hořčík (12Mg)

  • magnezit - MgCO3
  • dolomit - MgCO3·CaCO3
  • spinel - MgAl2O4
  • v mořské vodě je MgCl2
  • v některých minerálních vodách,zelené barvivo rostlin - chlorofyl

průmyslová výroba

  • elektrolyticky z roztaveného bezvodého chloridu hořečnatého

    2(MgO·CaO) + FeSi → 2Mg + Ca2SiO4 + Fe

fyzikální vlastnosti

  • stříbrobílý, lesklý, kujný a tažný kov

chemické vlastnosti

  • na suchém vzduchu se nemění,na vlhkém se pomalu oxiduje,s vodou reaguje velmi pomalu,v kyselinách se rozpouští snadno,při zahřátí se ochotně slučuje se sírou, halogeny, fosforem a vodíkem

sloučeniny

  • chlorid hořečnatý (MgCl2)
    • připrava reakcí hořečnaté soli s kyselinou chlorovodíkovou a následnou krystalizací:
      MgCO3 + 2HCl → MgCl2 + H2O + CO2
    • používá se v textilním průmyslu,příprava tzv. Sorelova cementu - do koncentrovaného roztoku MgCl2 se zamíchá oxid hořečnatý - vzniká bílá pasta, která za několik hodin ztuhne v pevnou hmotu (dichlorid-oxid hořečnatý):MgCl2 + MgO → Mg2Cl2(O)
      přidáním korkových nebo dřevěných pilin do Sorelova cementu vzniká xylolit (podlahy)
  • 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,nepatrně rozpustný ve vodě
      • keramický průmysl (ohnivzdorné kelímky, vyzdívky pecí)příprava magnéziového cementu a xylolitu
  • hydroxid hořečnatý (Mg(OH)2)
    • vzniká reakcí hořečnatých solí s roztoky alkalických hydroxidů:
      MgSO4 + 2NaOH → Mg(OH)2 + Na2SO4
  • síran hořečnatý (MgSO4)
  • uhličitan hořečnatý (MgCO3)
    • izomorfní s vápencem (CaCO3)
    • příprava čistého MgCO3 je obtížná
    • normální uhličitan se vyloučí z roztoku jen tehdy, je-li přítomna nadbytečná kyselina uhličitá
    • přírodní MgCO3 (magnezit) - žáruvzdorné vyzdívky do pecí
    • zásaditý uhličitan hořečnatý (MgCO3·Mg(OH)2) - tzv. bílá magnézie
      • do zubních past,plnidlo v papírenství a gumárenském průmyslu
  • fosforečnan hořečnatý (Mg3(PO4)2)
    • v živočišných i rostlinných organismech
    • příprava - reakcí hořečnaté soli s alkalickým fosforečnanem:
      3MgSO4 + 2Na3PO4 → Mg3(PO4)2 + 3Na2SO4
    • v přítomnosti amonných iontů vzniká fosforečnan amonno-hořečnatý (NH4MgPO4·6H2O)
    • vyžíháním přechází na difosforečnan dihořečnatý (Mg2P2O7):
      2NH4MgPO4 → Mg2P2O7 + 2NH3 + H2O
    • tato reakce se využívá v analytické chemii při stanovení hořčíku nebo fosforečnanových iontů

Vápník (20Ca)

Vápník je nejvýznamnější prvek z řady kovů alkalických zemin, lehký, velmi reaktivní kov.

Poměrně měkký, lehký kov, který bouřlivě reaguje s kyslíkem i vodou a v přírodě se s ním proto setkáváme pouze ve formě sloučenin. Soli vápníku barví plamen cihlově červeně.

Díky své velké reaktivitě se vápník v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách. Ve všech má mocenství Ca+2.

  • Nejběžnější horninou na bázi vápníku je vápenec, uhličitan vápenatý CaCO3 tvořený minerálem kalcitem stejného chemického složení. Tato hornina se nachází prakticky ve všech lokalitách biologického původu a pochází ze schránek obyvatelů pravěkých (především druhohorních) moří
    • Nejvíce ceněnou odrůdou vápence je mramor, používaný především k dekorativním účelům - obklady budov, sochy
    • Vzájemné chemické přechody mezi uhličitanem a hydrogenuhličitanem vápenatým Ca(HCO3)2 jsou příčinou vzniku krasových jevů. Princip těchto procesů spočívá v tom, že hydrogenuhličitan vápenatý je vodě více rozpustný než uhličitan vápenatý. Pokud se roztok Ca(HCO3)2 v podzemní vodě dostane do kontaktu s atmosferickým oxidem uhličitým CO2, dojde ke vzniku málo rozpustného uhličitanu, který se usadí na místě svého vzniku. Tyto přírodní úkazy se vyskytují v jeskynních systémech po celém světě a pomalý růst stalaktitů, stalagmitů a stalagnátů je geologickou obdobou růstu a vývoje živých organizmů v přírodě.
  • Dalším významným zdrojem vápníku je dolomit, směsný uhličitan hořečnato-vápenatý CaMg(CO3)2,
  • Apatit jako poměrně komplikovaný fosforečnan vápenatý patří mezi významné přírodní zdroje vápníku.
  • Fluorit neboli kazivec je minerál o chemickém složení CaF2 (fluorid vápenatý). Jeho ložiska jsou v Číně, USA, Anglii, Německu ale i České republice. Využívá se především jako surovina pro výrobu fluoru, ale i jako dekorativní kámen pro výrobu ozdobných předmětů.
  • Sádrovec je hydratovaný síran vápenatý CaSO4 · 2 H2O.

Kovový vápník se průmyslově vyrábí elektrolýzou taveniny chloridu nebo fluoridu vápenatého. Dalším produktem této reakce je elementární chlor nebo fluor, který je ihned dále zpracováván v chemické výrobě.                                                             Elementární vápník vykazuje velmi silné redukční vlastnosti a jemně rozptýlený kov se využívá k redukcím v organické syntéze ale i redukční výrobě jiných kovů, např. uranu, zirkonia nebo thoria.                                                                                      Velká reaktivita kovového vápníku slouží v metalurgii k odstraňování malých množství síry a kyslíku z taveniny železa a při výrobě oceli.

Chlorid vápenatý normálně váže 2 molekuly vody CaCl2 · 2 H2O. Zahřátím lze krystalickou vodu odstranit a látku použít k sušení organických tekutin nebo plynů. Fosforečnany vápenaté, např. CaHPO3, se používají jako průmyslová hnojiva, dodávající rostlinám jak fosfor, tak vápník.                                                          Sloučenina vápníku s uhlíkem - karbid vápenatý, CaC2 reakcí s vodou uvolňuje acetylen a byl dříve používán ke svícení v lampách, tzv. karbidkách.                           Vápník patří mezi biogenní prvky, které jsou nezbytné pro všechny živé organismy. V tělech obratlovců je základní součástí kostí a zubů, nachází se ale i ve svalech, krvi a dalších tělesných tkáních.                                                                                                               Tvrdé schránky — škeble a mušle rozmanitých tvarů a velikostí chránící těla různých mořských i sladkovodních plžů a mlžů jsou tvořeny z velké části především sloučeninami vápníku.                                                                                                      Mohutné korálové útesy, které po staletí vytvářejí mořští polypi z třídy korálnatců, jsou zbytky vápenitých koster těchto uhynulých živočichů. V naší přírodě se nejčastěji setkáme s hlemýždi, které jejich vápenitá ulita chrání před predátory.                                                        V lidské potravě představuje vápník velmi podstatnou složku. Protože je nezbytný pro zdravý vývin a růst kostí a zubů, je důležité, aby se pravidelně vyskytoval především v jídelníčku dětí a mládeže. Důležitý přitom není pouze dostatek samotného vápníku, ale i vitaminu D, který pomáhá při ukládání vápníku do kostní hmoty. Nedostatek některého z těchto faktorů je příčinou onemocnění křivice neboli rachitidy. U starších lidí dochází k úbytku vápníku z kostní hmoty, což se projevuje jako tzv. osteoporóza (řídnutí kostí). Kosti jsou křehké, snadno se lámou a zlomeniny se naopak obtížně a velmi zdlouhavě hojí.

Stroncium (38Sr)

  • stroncium je patnáctým nejrozšířenějším prvkem zemské kůry
  • celestit - SrSO4
  • stroncianit - SrCO3
  • některé minerální vody

průmyslová výroba

  • z oxidu redukcí hliníkem v evakuované retortě:3SrO + 2Al → 3Sr + Al2O3
  • elektrolýzou z roztaveného chloridu strontnatého (SrCl2)

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)
  • reaguje s vodou (živěji než vápník, pomaleji než baryum):
  • Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2
  • barví plamen červeně
  • chlorid strontnatý (SrCl2 )
    • příprava rozpuštěním uhličitanu v kyselině chlorovodíkové:
      SrCO3 + 2HCl → SrCl2 + H2O + CO2
  • bromid strontnatý (SrBr2)
  • jodid strontnatý (SrI2)
    • dobře rozpustný v etanolu
  • oxid strontnatý (SrO)
    • příprava tepelným rozkladem uhličitanu, hydroxidu, dusičnanu strontnatého:SrCO3 → SrO + CO2
    • bílá látka
  • peroxid strontnatý (SrO2)
  • hydroxid strontnatý (Sr(OH)2)
    • silná zásada
    • vzniká reakcí oxidu strontnatého s vodou (exotermická reakce):
      SrO + H2O → Sr(OH)2
    • užití - odcukerňování melasy
  • dusičnan strontnatý (Sr(NO3)2)
    • příprava reakcí oxidu nebo uhličitanu strontnatého s kyselinou dusičnou:
      SrO + 2HNO3 → Sr(NO3)2 + H2O
      SrCO3 + 2HNO3 → Sr(NO3)2 + H2O + CO2

  • uhličitan strontnatý (SrCO3)
    • příprava reakcí strontnatých iontů s ionty uhličitanovými:
      SrCl2 + Na2CO3 → SrCO3 + 2NaCl
    • bílá látka,nepatrně rozpustná ve vodě

Barium (56Ba)

baryt

BaSO4

witherit

BaCO3

Baryum je stříbrně bílý měkký kov. Plamen barví na zeleno. Rozpustné soli barnaté jsou jedovaté.

Výroba

  Elektrolýzou taveniny BaCl2;

  metalotermicky redukcí BaO hliníkem nebo křemíkem
3 BaO + Si BaSiO3 + 2 Ba

  • při výrobě skel s vysokou hodnotou indexu lomu; baryum pohlcuje rentgenové a radioaktivní záření, a proto se používá do omítek krytů atomových reaktorů a rentgenologických laboratoří.

Hydroxid barnatý Ba(OH)2

Je silná zásada, nejsilnější ze zásad prvků alkalických zemin.

Síran barnatý BaSO4

Bílá nerozpustná látka. Vzniká srážením:

BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2 NaCl

Používá se jako kontrastní látka při rentgenu žaludku a střev.

Litopon

Bílý pigment odolný sulfanu . Vyrábí se reakcí:

ZnSO4 + BaS ZnS + BaSO4

Radium (88Ra)

  • čisté radium se nevyrábí,celkové množství světově dostupného Ra je jen několik kilogramů

fyzikální vlastnosti

  • radioaktivní,lesklý, bílý kov,na vzduchu zčerná (vytvoří se oxid radnatý (RaO) a nitrid radnatý (Ra3N2)
  • reaguje s vodou :Ra + 2H2O → Ra(OH)2 + H2
  • těkavé sloučeniny barví plamen karmínově
  • dříve v lékařství (léčení rakoviny),v současnosti radium a jeho soli ztratily sloučeniny
  • radnaté
    • podobají se sloučeninám barya,ve tmě zeleně světélkují


4) Výroba a využití hydroxidu sodného, sody a vápna.

hydroxid sodný (NaOH)

  • výroba elektrolýzou roztoku chloridu sodného amalgánovým způsobem:
    NaCl → Na+ + Cl-
    K : Na+ + e- → Na
    Na + Hg → NaHg
    2NaHg + 2H2O → 2NaOH(aq) + 2Hg + H2
    A : Cl- - e- → Cl
    2Cl → Cl2
    nebo diafragmovým způsobem:
    NaCl → Na+ + Cl-
    K : 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
  • užití -jedna ze základních látek chemického průmyslu (výroba solí, fenolu, fosforečnanu, sulfidu atd.)

Příprava

Hydroxid sodný vzniká bouřlivou exotermní reakcí kovového sodíku s vodou za vzniku plynného vodíku; za přítomnosti vzdušného kyslíku vytvářející se vodík vzplane:2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2.

Vzniká také rozpouštěním oxidu sodného ve vodě:Na2O + H2O → 2 NaOH.

V roztoku se také uvolňuje ze solí velmi slabých kyselin; příkladem může být hydrolýza alkoholátů sodných, např. ethoxidu (ethanolátu) sodného

CH3CH2ONa + H2O → CH3CH2OH + NaOH.

Vzniká také v katodovém prostoru při elektrolýze vodných roztoků sodných solí, především chloridu sodného :2 Na+ + 2 H2O + 2 e- → H2 + 2 NaOH.

S kyselinami tvoří reakcí nazývanou neutralizace soli, např. s chlorovodíkovou (solnou) vzniká chlorid sodný a voda :NaOH + HCl → NaCl + H2O.

S vícesytnými kyselinami tvoří podle množství normální nebo kyselé soli (hydrogensoli), např. s kyselinou sírovou vytváří nejprve hydrogensíran sodný                NaOH + H2SO4 → NaHSO4 + H2

a po dalším přidání hydroxidu síran sodný :NaOH + NaHSO4 → Na2SO4 + H2.

Podobně reaguje i s organickými (karboxylovými) kyselinami, např. s kyselinou octovou vytváří octan sodný :NaOH + CH3COOH → CH3COONa + H2O

(tuto neutralizační reakci lze použít jako nouzovou dekontaminaci pokožky, zasažené roztokem NaOH) tvoří soli i s tak slabými organickými kyselinami, jako jsou fenoly, např. s fenolem dává fenolát sodný :NaOH + C6H5-OH → C6H5-ONa + H2O.

Železo, měď a většinu ušlechtilých kovů hydroxid sodný nerozpouští, zato s amfoterními kovy reaguje za vývinu vodíku a tvorby solí. Např. kovový hliník se v koncentrovaném roztoku NaOH rozpouští za vzniku hlinitanu sodného

2 Al + 6 NaOH → 3 H2 + 2 Na3AlO3.

 reaguje se zinkem za vzniku zinečnatanu sodného :Zn + 2 NaOH → H2 + Na2ZnO2.

Obě uvedené soli lze získat i působením nadbytku hydroxidu sodného na jiné soli těchto kovů, např. :ZnCl2 + 4 NaOH → 2 NaCl + Na2ZnO2.

Průmyslově důležitou reakcí je působení hydroxidu sodného na estery organických kyselin, při nichž se tyto organické sloučeniny štěpí na alkoholy a volné kyseliny, které se okamžitě mění na jejich sodné soli. Tento proces se nazývá zmýdelňování. Např. působením vodného roztoku NaOH na ethylacetát získáme ethanol a octan sodný

CH3CO–O–CH2CH3 + NaOH → CH3COONa + CH3CH2OH.

Zmýdelňování esterů vyšších mastných kyselin a glycerolu je chemickou podstatou výroby mýdla z tuků a olejů.

Působením na soli jiných kovů dochází k výměně iontů těchto kovů za sodík a k tvorbě hydroxidů. Např. působením NaOH na síran hlinitý získáme hydroxid hlinitý

6 NaOH + Al2(SO4)3 → 3 Na2SO4 + 2 Al(OH)3,

používaný ve vodárenství k čeření vody.

Zásadní význam mají sloučeniny vápníku ve stavebnictví. Termickým rozkladem vápence vzniká oxid vápenatý, CaO neboli pálené vápno.

CaCO3 → CaO + CO2

Reakcí páleného vápna s vodou vzniká hydroxid vápenatý Ca(OH)2 neboli hašené vápno.

CaO + H2O → Ca(OH)2

Hašené vápno je ve stavebnictví složkou mnoha důležitých pojivých prvků jako je např. malta, omítkové směsi atd. Při jejich aplikaci dochází k reakci bazického vápna se vzdušným oxidem uhličitým za vzniku původního uhličitanu vápenatého CaCO3

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Podobné, i když omezenější využití má sádra neboli hemihydrát síranu vápenatého CaSO4 · ½ H2O. Tato sloučenina se vyrábí termickým rozkladem sádrovce CaSO4 · 2 H2O a po smíšení s vodou dochází k opětné hydrataci a vzniká zářivě bílá, poměrně pevná a tvrdá hmota. Má všestranné využití ve stavebnictví, při výrobě kopií různých předmětů (zubní lékařství) atd. Podle podmínek při výrobě sádry a přísad při jejím tuhnutí lze docílit celé škály výsledných produktů s různou tvrdostí, rychlostí tuhnutí, barvou apod.

Vápno i sádra jsou složkami při výrobě dnes patrně nejběžnějšího stavebního materiálu – cementu. Po smíšení s pískem a vodou vzniká pevná, tvrdá a odolná hmota – beton, s níž se setkáváme denně jako materiálem pro konstrukce moderních staveb a základním materiálem silnic, leteckých přistávacích drah, železničních pražců aj.

Chlorid vápenatý normálně váže 2 molekuly vody CaCl2 · 2 H2O. Zahřátím lze krystalickou vodu odstranit a látku použít k sušení organických tekutin nebo plynů.

Fosforečnany vápenaté, např. CaHPO3, se používají jako průmyslová hnojiva, dodávající rostlinám jak fosfor, tak vápník.

Sloučenina vápníku s uhlíkem - karbid vápenatý, CaC2 reakcí s vodou uvolňuje acetylen a byl dříve používán ke svícení v lampách, tzv. karbidkách.


 5) Prvky 3. hlavní skupiny, jejich vlastnosti a sloučeniny.

Prvky III. skupiny - jsou např. B, Al, Ga, In, Tl,
Bor (5B)                                                                                                                                       Bor se na Zemi vyskytuje poměrně vzácně. Nalézá se pouze ve sloučeninách a to zejména v boritanech a borosilikátech.                                                                                                Je to velmi pevná, tvrdá a žáruvzdorná látka, která má vysoký bod tání. Vyskytuje se v několika alotropických modifikacích, jejichž základní strukturní jednotkou je tzv. ikosaedr B12 - útvar s 12 vrcholy a 20 trojúhelníkovými ploškami.
Chemicky je bor značně odolný. Reaguje až za vysokých teplot a v běžných kyselinách se nerozpouští. Má sklon k tvorbě kovalentních sloučenin a chemicky se podobá křemíku.

Průmyslová výroba:Bor se může vyrábět několika způsoby. Jedním způsobem je například elektrolýza roztavených boritanů. Lze ho však získat i metalotermickou reakcí: B2O3 + 3Mg → 2B + 3MgO

Získaný bor je amfoterní a nikdy není zcela čistý. Čistý bor můžeme získat redukcí bromidu boritého (BBr3) vodíkem: BBr3 + 3H2 → 2B + 6HBr

Boridy kovů se uplatňují zejména při jaderných reakcích, protože dobře pohlcují neutrony, a používají se tedy na výrobu neutronových štítů nebo kontrolních tyčí reaktorů. Dále se může také bor využívat na výrobu různých optických skel, pracích prášků či smaltů.

Sloučeniny

1. bezkyslíkaté sloučeniny

B4C - karbid boru
využívá se na výrobu brusných materiálů, brzdových destiček či neprůstřelných vest
BN - nitrid boritý
málo reaktivní a velmi stálá látka

a) boridy kovů:velice tvrdé, netečné a žáruvzdorné sloučeniny, které mají velikou schopnost absorbovat neutrony - viz. oddíl Použití

b) borany - sloučeniny boru s vodíkem                                                                                                BnHn+4 - obecný vzorec
velmi reaktivní sloučeniny; některé jsou na vzduchu samozápalné a hoří za vzniku oxidu boritého a vody
B2H6 - diboran

c) halogenidy boru:BF3 - fluorid boritý
BCl3 - chlorid boritý

2. kyslíkaté sloučeniny :                                                                                                             B2O3 - oxid boritý
bezbarvá a sklovitá látka, která reaguje s vodou za vzniku kyseliny borité
H3BO3 - kyselina boritá-slabá kyselina

a) boritany: Na2[B4O5(OH)4] . 8H2O - oktahydrát tetraboritanu disodného (borax)
využívá se na výrobu různých glazur, smaltů a optických skel

a) peroxoboritany: mají prací a bělicí účinky; využívají se proto jako přísady do pracích prášků

Hliník (13Al)

  • bauxit
  • korund - Al2O3
  • složka živců, slídy

průmyslová výroba: dvě stádia

  1. 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:
      2Na[Al(OH)4] + CO2 → 2Al(OH)3 + Na2CO3 + H2O
    • žíháním vzniklého Al(OH)3 se připraví čistý Al2O3
  2. elektrolýza Al2O3 rozpuštěného v roztaveném kryolitu - Na3AlF6 (snižuje teplotu z 2500 na 950°C)
    • hliník se vylučuje na uhlíkové katodě, kyslík na uhlíkové anodě, která uhořívá za vzniku CO

fyzikální vlastnosti :nízkotající stříbrošedý kov lehký,měkký,

chemické vlastnosti

rozpouští se v neoxidujících kyselinách a alkalických hydroxidech za vývoje vodíku:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

  • má vysoké spalné teplo a v žáru redukuje většinu oxidů kovů
  • oxid se smísí s práškovým Al – směs se zapálí, spalným teplem Al se obsah rozžhaví (až 3000°C) – aluminotermický proces:
    Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3
    3Mn3O4 + 8Al → 9Mn + 4Al2O3
  • směs Fe2O3 a hliníkového prášku nazýváme termit, využívá se pro svařování kolejnic:Fe2O3 + 2Al → 2Fe + Al2O3                                                                       konstrukce, letadel,konstrukce a pláště kosmických lodí,hliníkový prášek
  • hydrid hlinitý – alan (AlH3)
    • bezbarvá, netěkavá, pevná látka,polymeruje,silné redukční činidlo
    • reaguje bouřlivě s vodou:AlH3 + 3H2O → Al(OH)3 + 3H2
  • tetrahydridohlinitan lithný (Li[AlH4])
    • výroba reakcí hybridu lithného s chloridem hlinitým:
      4LiH + AlCl3 → Li[AlH4] + 3LiCl
    • bílá krystalická látka,na suchém vzduchu stálá
  • další komplexní hydridy
    • hexahydridohlinitan lithný Li3[AlH6]
    • M[AlH4] (M = Na, K, Cs)
    • M[AlH4]2 (M = Be, Mg, Ca)
  • halogenidy
    • tvoří množství adičních sloučenin nebo komplexů,vytváří dimerní molekuly Al2X6
    • fluorid hlinitý (AlF3)
      • příprava – reakcí oxidu hlinitého s plynným fluorovodíkem za teploty 700°C:Al2O3 + 6HF → 2AlF3 + 3H2O
    • chlorid hlinitý (AlCl3)
      • příprava – spalováním hliníku v plynném chloru:
        2Al + 3Cl2 → 2AlCl3
      • krystalizuje z roztoku AlCl3 jako hexahydrát AlCl3·6H2O
        • Levisova kyselina
        • izomerizace uhlovodíků v naftovém průmyslu
    • hexafluorohlinitan trisodný (Na3AlF6)
      • výroba reakcí hydroxidu hlinitého s kyselinou fluorovodíkovou:
        Al(OH)3 + 6HF → H3AlF6 + 3H2O
        H3AlF6 + 3NaCl → Na3AlF6 + 3HCl
        • tavící příměs při výrobě Al,výroba mléčného skla
  • sulfid hlinitý (Al2S3)
    • připravuje se přímou syntézou z prvků (t = 1000°C)
    • ve vodě hydrolyzuje:Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3 + 3H2S
  • fosfid hlinitý (AlP)
    • nereaguje s kyselinami ani se zásadami
    • na vlhkém vzduchu se rozkládá:AlP + 3H2O → Al(OH)3 + PH3
  • oxid hlinitý (Al2O3)
    • minerál korund,velká tvrdost (9),chemická netečnost
      • elektrolytická výroba Al,brusný materiál (včetně zubních past)
      • výroba žáruvzdorných hmot
    • bílý prášek,amfoterní
    • s kyselinami tvoří soli hlinité:Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
    • s hydroxidy tvoří hlinitany:Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]
    • mnohé drahokamy se vyrábějí průmyslově tavícím procesem
    • vláknitý Al2O3 - Saffil
      • vlákna – netoxická, pružná, pevná, na omak měkká
  • hydroxid hlinitý (Al(OH)3)
    • příprava – zaváděním oxidu uhličitého do roztoků hydroxohlinitanu sodného:Na[Al(OH)4] + CO2 → 2Al(OH)3 + Na2CO3 + H2O
    • amfoterní charakter – s kyselinami hlinité soli:
    • Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
    • 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
  • hlinitany

1.     získané z roztoků hydroxidů – hydroxohlinitany

      • tetrahydroxohlinitany Na[Al(OH)4]
      • hexahydroxohlinitany Ca3[Al(OH)6]

2.     získané tavením – hlinitany – (AlO2)-

      • hlinitan vápenatý (Ca3Al2O6) – složka portlandského cementu
        • vyrábí se zahříváním vápence s hlinitokřemičitany
        • rychle tvrdne,dlouhodobým působením tepla a ve vlhkých podmínkách se může porušit
        • odolný proti korozi mořské vody
  • hlinitokřemičitany
    • hlíny a kaolín,rozmícháním s vodou vytvoří soudržnou hmotu, kterou lze formovat,nebo řidší odlévat do forem
    • po vypálení ztrácí vodu – keramické výrobky (pórovité nebo sklovitý charakter),na některých výrobcích se vytváří glazura
    • užití – cihly, tašky, hrnčířské zboží, fajánsové výrobky, porcelán
  • ultramarín – křemičitan sodno-hlinitý a polysulfid
    • v přírodě polodrahokam lapis (lazurit)vyrábí se tavením kaolínu, sody, síry, síranu sodného a uhlí
      • modrý – stálý na vzduchu
  • síran hlinitý (Al2(SO4)3)
    • krystaluje v bílých krystalcích jako 18-hydrát - Al2(SO4)3·18H2O
    • připravuje se zahříváním směsi bauxitu a kyseliny sírové
      • papírenský a textilní průmysl,úprava vody
    • 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
      • kamence jsou krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě
      • připravují se společnou krystalizací svých složek
        • průmysl textilní, papírenský,lékařství
  • dusičnan hlinitý (Al(NO3)3)
    • krystalizuje jako nonahydrát (Al(NO3)3)·9H2O
    • příprava – rozpuštěním oxidu nebo hydroxidu hlinitého v HNO3:
      Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O
      • mořidlo v textilním průmyslu

Gallium (31Ga)

Gallium je velmi lehce tavitelný kov, bílé barvy, měkký a dobře tažný. Hlavní uplatnění nalézá v elektronice jako složka polovodičových materiálů.                                Poměrně řídce se vyskytující kov, nalézající se obvykle jako příměs v rudách hliníku. V přírodě se vyskytuje pouze ve formě sloučenin, běžné mocenství je Ga+3, výjimečně jako Ga+1.

tání kovového gallia při teplotě lidkého těla

Gallium je v zemské kůře poměrně vzácným prvkem. V horninách se vyskytuje vždy pouze jako příměs v rudách hliníku, nejvýznamnější z nich je bauxit, Al2O3 . 2 H2O.

Čisté elementární gallium se připravuje elektrolýzou roztaveného chloridu gallitého, GaCl3.

Kovové gallium je jedním z mála prvků, které se vyskytují v kapalném stavu za běžných teplot. Pozoruhodný je i velký teplotní interval, ve kterém se v kapalném skupenství vyskytuje. Této vlastnosti se využívá při výrobě klasických teploměrů pro teploty 30 – 500 °C, založených na roztažnosti měrného média s teplotou a odečtu polohy menisku v tenké kapiláře opatřené kalibrovanou stupnicí. Rozšíření teplotního rozsahu až k -20 °C poskytuje slitina gallia s indiem a cínem, zvaná Galistan.                           Největšího současného využití nachází gallium v elektronice. Je důležitým prvek při výrobě mnoha typů tranzistorů a především světlo emitujících diod.

Indium (49In)

Indium je snadno tavitelný kov, bílé barvy, měkký a dobře tažný                                    Poměrně řídce se vyskytující kov, nalézající se obvykle jako příměs v rudách hliníku a zinku. V přírodě se vyskytuje pouze ve formě sloučenin, běžné mocenství je In+3, pouze výjimečné a nestálé je In+1.                                                                                                  V horninách se vyskytuje vždy pouze jako příměs v rudách hliníku a zinku, z nichž je také průmyslově získáváno elektrolýzou roztoku chloridu inditého InCl3.                                   První významnější využití kovového india spočívalo v ochraně ložisek proti opotřebování a korozi.

Tenká vrstva india nanešená na rovný povrch vytváří velmi kvalitní zrcadlovou plochu, které je značně odolnější vůči korozi než klasická stříbrná zrcadla .                                                   V jaderné energetice slouží slitiny india jako materiál pro výrobu moderátorových tyčí pro některé typy jaderných reaktorů.                                                                                               Největší využití nachází indium v současné době v elektronickém průmyslu. Je důležitým prvek při výrobě mnoha polovodičových prvků – tranzistorů…

Thallium (81Tl)

  • v sulfidických rudách těžkých kovů (snaha nahrazovat Pb v galenitu)
  • ve vyvřelých draselných minerálech (slídy, živce)

průmyslová výroba:z popílků emitovaných při sulfidickém pražení sloužícím k výrobě kyseliny sírové,při tavení Zn/Pb rud,dělící procesy jsou složité, neboť je nutné současně oddělit Cd

fyzikální vlastnosti: nízkotající kov,měkký,malý elektrický měrný odpor,na řezu lesklý, na vzduchu šedne (pokrývá se vrstvičkou oxidu)

chemické vlastnosti

  • prvek i jeho sloučeniny jsou prudce jedovaté,nebezpečný je styk s pokožkou, požití, vdechnutí,s halogeny reaguje za chladu,,se sírou reaguje za vyšší teploty,rozpouští se ve zředěné kyselině sírové a dusičné,tvoří slitiny s As, Sb, Bi
  • v průmyslu se thallium neuplatňuje,malé množství se používá v infračervené technologii,amalgam Tl má nižší teplotu tání než Hg – speciální teploměry pro měření nízkých teplot
  • monohalogenidy (TlX) (X = Cl, Br,I)
    • příprava působením halogenidových iontů na rozpustné soli thallné
      TlNO3 + HX → TlX + HNO3
    • citlivé na světlo,výborné izolanty se zanedbatelnou vodivostí
    • TlCl, TlBr - fotocitlivé diody, infračervené detektory
  • trihalogenidy (TlX3)
    • připravují se reakcí oxidu thallitého s halogenvodíkovou kyselinou:
      Tl2O3 + 6HX → 2TlX3 + 3H2O
    • vytvářejí komplexy [TlX4]-, [TlX6]3-
    • fluorid thallitý (TlF3)
      • bílá krystalická látka ,netvoří hydráty
    • chlorid thallitý a bromid thallitý (TlCl3 a TlBr3)
      • bílé krystalické látky
      • krystalizují z vodných roztoků jako stále tetrahydráty a TlX3·4H2O (X = Cl, Br)
    • jodid thallitý (TlI3)
      • vzniká odpařením roztoku, který obsahuje ekvimolární množství TlI a I2 v koncentrované HI,černé krystaly
  • oxid thallný (Tl2O)
    • příprava - zahříváním uhličitanu thallého (Tl2CO3) v atmosféře dusíku při teplotě 700 °C:Tl2CO3 → Tl2O + CO2
    • černé destičky,hygroskopický
    • reakcí s vodou vzniká hydroxid thallný:Tl2O + H2O → 2TlOH
  • oxid thallitý (Tl2O3)
    • hnědočerný,příprava - oxidací vodného roztoku dusičnanu thallného (TlNO3) chlorem nebo bromem a následným srážením oxidu Tl2O3·3/2H2O a vysušením
  • smíšený oxid (Tl4O3)
  • peroxid thalia (TlO2)
    • příprava - elektrolýzou vodného roztoku síranu thallného (Tl2SO4)
  • hydroxid thallný (TlOH)
    • příprava - reakcí oxidu thallného s vodou:Tl2O + H2O → 2TlOH
  • síran thallný (Tl2SO4)
    • příprava - reakcí hydroxidu thallného s kyselinou sírovou:
      2TlOH + H2SO4 → Tl2SO4 + 2H2O


6) Prvky 4. hlavní skupiny, jejich vlastnosti a sloučeniny.

Prvky IV. skupiny - jsou např. C, Si, Ge, Sn, Pb,

Uhlík (6C)

  • volný prvek (grafit, diamant),ve sloučeninách – uhličitany Ca, Mg a dalších elektropozitivních prvků,složka atmosféry

fyzikální vlastnosti

  • grafit
    • produkce přírodního grafitu nestačí, proto se vyrábí synteticky zahříváním koksu s křemenem na teplotu asi 2500 °C po dobu 25 až 35 hodin:
      SiO2 + 3C → SiC + 2CO
      SiC → Si(g) + C(grafit)
    • mezi vrstvami grafitu je velká vzdálenost a to umožňuje velké řadě látek včlenit se mezi roviny a vytvořit interkalátové sloučeniny proměnného složení (alkalické kovy, halogenidy, oxidy, sulfidy, kyseliny)snadno se štípe rovnoběžně se základní rovinou
    • oxid grafitu se při teplotě 70 °C pomalu rozkládá a při teplotě 200 °C se vznítí za vzniku oxidu uhelnatého, oxidu uhličitého, vody a sazí
      • redukční činidlo,výroba oceli,žáruvzdorný materiál,mazivo
  • koks
    • získá se vysokoteplotní karbonizací uhlí
      • ve vysokých pecích v ocelářském průmyslu
  • saze
    • vyrábějí se neúplným spalováním kapalných uhlovodíků nebo přírodního plynu
      • užití automobilová pneumatika ,igment do inkoustů, barev
  • aktivní uhlí
      • v cukrovarnickém průmyslu jako odbarvovací látka,k čištění chemikálií,k čištění ovzduší,katalyzátor
  • živočišné uhlí
    • vzniká rozkladnou destilací různých živočišných odpadů a podle použitého materiálu má i název, např. krevní uhlí, kostní uhlí

Uhlík má schopnost vytvářet řetězce (tj. tvořit ve sloučeninách vazby sám se sebou), tyto sloučeniny tvoří různé homologické řady, ve kterých jsou atomy uhlíku spojeny do řetězců, rozvětvených řetězců a kruhů. Tyto sloučeniny patří do organické chemie.

  • halogenidy
    • fluorid uhličitý (CF4)
      • stálý plyn,připravuje se reakcí karbidu křemíku s fluorem:
        SiC + 4F2 → SiF4 + CF4
    • chlorid uhličitý (CCl4)
      • bezbarvá kapalina příjemného zápachu,připravuje se reakcí sirouhlíku s chlorem:CS2 + 3Cl2 → CCl4 + S2Cl2
      • laboratorní a průmyslové rozpouštědlo
    • bromid uhličitý (CBr4)
  • chlorid karbonylu - fosgen (COCl2)
    • vzniká z oxidu uhelnatého a chloru:CO + Cl2 → COCl2 (aktivní uhlí)
    • toxický, bezbarvý, těžký, dusivý plyn, snadno zkapalnitelný
      • příprava isokyanatanů, které jsou meziprodukty pro přípravu polyuretanů,chlorační činidlo
    • s amoniakem dává močovinu:COCl2 + 2NH3 → CO(NH2)2 + 2HCl
  • sirouhlík (CS2)
    • bezbarvá kapalina,hořlavá,jedovatá, může způsobit těžké poruchy nervového systému a mozku,vyrábí se katalytickou reakcí síry a zemního plynu:CH4 + 4S → CS2 + 2H2S (t = 600°C/gel SiO2)
    • neochotně reaguje s H2O
      • výroba viskózového hedvábí, celofánu,výroba chloridu uhličitého – extrakce tuků
  • uhlík vytváří další sulfidy – např. CS, C3S2, tyto sulfidy jsou však nestálé
  • dikyan ((CN)2)
    • připravuje se zahříváním kyanidu rtuťnatého:Hg(CN)2 → Hg + (CN)2
  • kyanovodík (HCN)
    • připravuje se rozkladem kyanidu kyselinou sírovou:
    • 2KCN + H2SO4 → K2SO4 + 2HCN
    • bezbarvá těkavá kapalina,prudce jedovatý, páchne po hořkých mandlích,výroba plastických hmot a syntetických vláken
    • soli – kyanidy (CN)-
      • ion CN- může vystupovat jako jednovazný ligand v komplexních sloučeninách
      • alkalické kyanidy, kyanidy kovů alkalických zemin a kyanid rtuťnatý jsou ve vodě rozpustné, ostatní jsou málo rozpustné nebo nerozpustné
  • kyselina kyanatá (HOCN)
  • kyselina izokyanatá (HNCO)
  • kyselina thiokyanatá, rhodanovodíková (HSCN)

Křemík (14Si)

vyskytuje se pouze ve sloučeninách (např. křemičitany, hlinitokřemičitany). Vyskytuje se v živých organizmech, a proto je to také biogenní prvek. Např. přesličky obsahují křemen (SiO2 - oxid křemičitý) a křemičité kyseliny ve svých buněčných stěnách.                                                                                                                                       Je to modrošedý a krystalický polokov, který má částečně kovový lesk a jehož struktura je velmi podobná diamantu. Základem molekuly křemíku je čtyřstěn SiO4, který se může spojovat do řetězců, cyklů, vrstev a do 3D struktury. Vazba křemík - kyslík je velmi pevná, a proto jsou jeho kyslíkaté sloučeniny hodně stálé a tudíž hodně rozšířené.                                                                                                         Tvrdý a křehký křemík je za normálních podmínek velmi málo reaktivní a odolává působení vzdušného kyslíku i vody, protože se jeho povrch pokrývá velmi tenkou vrstvičkou oxidu křemičitého (SiO2). Velmi dobře také odolává roztokům kyselin (kromě HNO3 a HF), ale snadno se rozpouští v horkých vodných roztocích alkalických hydroxidů:                                                                                                                         Si + 4NaOH → Na4SiO4 + 2H2
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O                                                                                                            Je to velice dobrý polovodič a s ostatními prvky se slučuje až za vysokých teplot.

Laboratorní příprava

Reakcí křemene a hliníku - tzv. aluminotermií (viz. informace o hliníku):

3SiO2 + 4Al → 3Si + 2Al2O3

Průmyslová výroba

Křemík se průmyslově vyrábí v elektrické obloukové peci redukcí křemene velmi čistým koksem za přítomnosti železa jako katalyzátoru:SiO2 + 2C → Si + 2CO2

Samotný křemík se využívá k výrobě polovodičových součástek (diody, tranzistory). Dále se také přidává do různých slitin (např. ferosilicium - křemík a železo). Ve sloučeninách (křemen) se potom používá hlavně ve stavebnictví jako písek a při výrobě skla a porcelánu.

Sloučeniny

1. bezkyslíkaté sloučeniny

SiC - karbid křemíku-velmi tvrdá látka, která se používá jako brusný materiál
SiCl4 - chlorid křemičitý-meziprodukt při výrobě polovodičového křemíku
silicidy - např. Mg2Si
silany - např. monosilan (SiH4), disilan (Si2H6)
obecný vzorec SinH2n + 2; bezbarvé plyny nebo kapaliny, jejichž stálost klesá s délkou řetězce

2. kyslíkaté sloučeniny

a) oxidy-SiO2 - oxid křemičitý
velmi pevná látka, která má vysoký bod tání; v přírodě se vyskytuje jako křemen - barevné odrůdy: ametyst (fialový), záhněda (hnědá), citrín (žlutý), růženín (růžový), křišťál (bezbarvý), opál (amorfní - SiO2 . nH2O)

b) kyseliny-H2SiO3 - kyselina dihydrogenkřemičitá-málo stálá
H4SiO4 - kyselina tetrahydrogenkřemičitá-málo stálá

Germanium (32Ge)

  • rozšířený ve stopovém množství,minerály jsou vzácné
  • argyrodit - 4Ag2S·GeS2 (Ag8GeS6)
  • germanit - Cu2GeS4·4CuS
  • malá množství v zinečnatých rudách,v popelu černého uhlí

průmyslová výroba

  • germanium se získává z popílku odpadajícím při hutním zpracování zinečnatých rud
    popílek se louží H2SO4, pak se vysráží vodným roztokem hydroxidu sodného (NaOH)
    působením směsi kyseliny chlorovodíkové a chloru (HCl/Cl2) vzniká těkavý chlorid germaničitý (GeCl4),
    po frakční destilaci a hydrolýze vzniká oxid germaničitý (GeO2)
    oxid se redukuje vodíkem při 530°C:GeO2 + 2H2 → Ge + 2H2O

fyzikální vlastnosti

  • křehký, šedobílý, lesklý polokov,krystalizuje v krychlově soustavě

chemické vlastnosti

  • na vzduchu se oxiduje na oxid germaničitý (GeO2) za červeného žáru
  • rozpouští se v horké koncentrované kyselině sírové a kyselině dusičné:
    Ge + 2H2SO4 → GeO2 + 2SO2 + 2H2O
    Ge + 4HNO3 → GeO2 + 4NO2 + 2H2O
  • s H2S a parami S vzniká sulfid germaničitý (GeS2)
  • s Cl2 a Br2 po mírném zahřátí vzniká chlorid germaničitý (GeCl4) a bromid germaničitý (GeBr4)                                                                                            polovodič (Ge byl první prvek, u kterého byl objeven tranzistorový efekt),zubní lékařství,v optice k výrobě speciálních skel (propouští v oblasti infračervené)
  • germany (GenH2·n+2)
  • german (germanovodík, GeH4)
    • příprava - reakcí chloridu germaničitého s tetrahydridohlinitanem lithným:GeCl4 + LiAlH4 → GeH4 + LiAlCl4
  • halogenidy
    • germanaté (GeX2)
      • fluorid germanatý (GeF2)
      • chlorid germanatý (GeCl2)
        • pevná látka
        • velmi citlivá k vlhkosti a vzdušnému kyslíku
          GeCl2 + H2O → GeO + 2HCl
          2GeCl2 + O2 → GeO2 + GeCl4
        • za chladu je téměř bezbarvý, zahříváním se barví
      • bromid germanatý (GeBr2)
        • žlutá pevná látka
        • hydrolyzuje se na žlutý hydroxid germanatý:
          GeBr2 + 2H2O → Ge(OH)2 + 2HBr
      • jodid germanatý (GeI2)
      • fluorid germaničitý (GeF4)
        • GeO2 + 4HF → GeF4 + 2H2O
        • plynná, jedovatá látka,vodou hydrolyzuje na oxid germaničitý a kyselinu hexafluorogermaničitou
          2GeF4 + 2H2O → GeO2 + H2[GeF6] + 2HF
      • chlorid germaničitý (GeCl4)
        • Ge + 2Cl2 → GeCl4
        • bezbarvá kapalina,důležitý meziprodukt při přípravě organogermaničitých sloučenin
      • bromid germaničitý (GeBr4)
        • bezbarvé krystaly
      • jodid germaničitý (GeI4)
        • oranžové krystalky,vodou se rozkládají mnohem prudčeji než chlorid a proto na vzduchu silně dýmají
  • sulfidy
    • sulfid germanatý (GeS)
      • příprava - redukcí sulfidu germaničitého (GeS2) kyselinou trihydrogenfosfornou (H3PO2)
    • sulfid germaničitý (GeS2)
      • příprava - přímým slučováním prvků
  • oxidy
    • oxid germanatý (GeO)
      • žlutá, snadno sublimující látka,zahříváním žlutého GeO se získá tmavohnědý GeO
      • obě formy GeO mají redukční schopnosti a nad 700 °C disproporcionují na Ge a GeO2
        2GeO → Ge + GeO2
    • oxid germaničitý (GeO2)
      • reaguje se zásaditějšími oxidy – vznikají germaničitany
        GeO2 + CaO → CaGeO3 – germaničitan vápenatý
        2Li2O + GeO2 → Li4GeO4 – germaničitan tetrahlinitý
        Na2O + 2GeO2 → Na2Ge2O5 – digermaničitan disodný

Cín:Minerály

název minerálu

vzorec

jiný typ vzorce

abhurit

Sn3O(OH)2Cl2

 

cínovec

SnO2

 

  • cín je ve IV. skupině -> valenční slupka: ns2, np2
  • čím vyšší protonové číslo, tím vyšší kovový charakter a tím nižší schopnost elektronových párů v ns orbitalech podílet se na tvorbě vazeb
    • Pb, Sn: na tvorbě sigma vazeb se podílejí především elektrony umístěné v np orbitalech
  • tendence k tvorbě sloučenin v oxidačním stupni II roste směrem od Ge k Pb
    • SnII snadno oxiduje na SnIV -> soli cínaté jsou dobrá redukční činidla ---> cínaté soli jsou nestálé
    • PbIV snadno redukuje na PbII -> soli olovičité jsou dobrá oxidační činidla
  • sloučeniny prvků IV. skupiny
    • halogenidy: MX2, MX4
    • oxidy: MO - amfoterní, MO2 - kyselinotvorné
  • toxicita:
    • Ge, Sn - netoxické
    • Pb - jedovatý těžký kov

Výskyt cínu

v přírodě pouze ve sloučeninách - viz minerály, nejdůležitější cínovec

Výroba cínu

  • SnO2 se redukuje žnoucím uhlím na Sn
  • problémem je odstranění příměsí Fe

Modifikace cínu

  • alfa: šedý, krychlová soustava - šedý prášek, vzniká z bílého cínu při teplotě < 13,2 oC
  • beta: bílý, čtverečná soustava - měkký, stříbrolesklý, výroba drátů a fólií
  • gama: křehký, kosočtverečná soustava - z beta modifikace při teplotě > 161 oC

Cínový mor

bílý Sn (beta modifikace) při teplotě nižší než 13,2oC přechází na alfa cín (šedý prášek) ---> cínové předměty se při nízkých teplotách mění v prach:)

Použití cínu

  • povrchová úprava méně odolných kovů
  • Sn je odolný vzduchu, vodě, zředěným kyselinám i zásadám
  • bílý plech (= konzervy)
  • slitiny:
    • bronzy = Sn + Cu
    • ložiskové kovy = Sn + Sb + Cu + Pb
    • klempířské pájky = Sn + Pb
    • liteřina = Sn + Sb + Pb

Sloučeniny cínu

  • smalty: Sn + O2 -> SnO2
  • stannan: SnH4
  • distannan: Sn2H6
  • schopnost prvků IV. skupiny tvořit řetězce klesá s rostoucím protonovým číslem ----> neví se, zda existuje monoplumban PbH4
  • Sn je amfoterní:
    • reaguje se zásadami
      • Sn + konc. NaOH +H2O ---> Na2Sn(OH)4   cínatan
      • Sn + konc. NaOH + H2O ---> Na2Sn(OH)6  cíničitan
    • reaguje s kyselinami
      • Sn + konc. HCl ---> SnCl2 + H2
      • Sn + konc. H2SO4 ---> Sn(SO4)2 + SO2 + H2O

Reakce

[cín][sulfidy][cínaté soli]

 

Výroba cínu a některé jeho reakce

1.

a) Cín se vyrábí redukcí oxidu cíničitého uhlíkem.
SnO2 + 2C --› Sb + 2CO

2.

a) Cín se při reakci s koncentrovanou kyselinou dusičnou oxiduje na hydrát oxidu cíničitého.
3Sn + 4HNO3 + 3xH2O --› 3SnO2.xH2O + 4NO + 2H2O
b) Cín se při reakci se zředěnou kyselinou dusičnou oxiduje na dusičnan cínatý.
4Sn + 10HNO3 --› 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
c) Cín se při reakci s horkou koncentrovanou kyselinou sírovou oxiduje na síran cínatý.
Sn + 2H2SO4 --› SnSO4 + SO2 + 2H2O
d) Cín se při reakci s horkou koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou oxiduje na chlorid cínatý.
Sn + 2HCl --› SnCl2 + H2

3.

a) Cín se při působení koncentrovaného roztoku alkalického hydroxidu oxiduje na hexahydroxocíničitan.
Sn + 2OH-1 + 4H2O --› [Sn(OH)6]-2 + 2H2
b) Cín se při působení koncentrovaného roztoku hydroxidu draselného oxiduje na hexahydroxocíničitan.
Sn + 2KOH + 4H2O --› K2[Sn(OH)6] + 2H2

 

Sulfid cínatý a cíničitý

4.

I a) Sulfid cínatý se rozpouští v polysulfidu na trithiocíničitan
SnS + Sx -2 --› SnS3-2 + (x-2)S
b) Sulfid cínatý se rozpouští v polysulfidu amonném na trithiocíničitan amonný
SnS2 + (NH4)2Sx --› (NH4)2SnS3 + (x-2)S
II a) Sulfid cíničitý se rozpouští v polysulfidu na trithiocíničitan
SnS2 + Sx -2 --› SnS3-2 + (x-1)S
b) Sulfid cíničitý se rozpouští v polysulfidu amonném na trithiocíničitan amonný
SnS2 + (NH4)2Sx --› (NH4)2SnS3 + (x-1)S

 

Cínaté soli

5.

a) Manganistan je redukován cínatou solí ve vhodném prostředí na manganatou sůl.
2MnO4-1 + 5Sn+2 + 16H3O+1 --› 2Mn+2 + 5Sn+4 + 24H2O
b) Manganistan draselný je redukován síranem cínatým v prostředí kyseliny sírové na síran manganatý.
2KMnO4 + 5SnSO4 + 8H2SO4 --› 2MnSO4 + 5Sn(SO4)2 + K2SO4 + 8H2O
c) Manganistan draselný je redukován síranem cínatým v prostředí kyseliny trihydrogenfosforečné na tetraoxofosforečnan manganatý.
12KMnO4 + 30SnSO4 + 32H3PO4 --› 4Mn3(PO4)2 + 15Sn(SO4)2 + 5Sn3(PO4)4 + 4K3PO4 + 48H2O

Olovo (82Pb)

  • nejrozšířenější těžký kov,vyskytuje se v rudách
    • galenit - PbS
    • anglesit PbSO4

průmyslová výroba

  • olovo se obvykle získává z PbS,ten se nejprve koncentruje z chudých rud pěnovou flotací,praží se za omezeného přístupu vzduchu na oxid olovnatý (PbO) a nebo na síran olovnatý (PbSO4) (za nepřístupu vzduchu):
    PbS + 3/2O2 → PbO + SO2
    PbS + 2O2 → PbSO4
    dále se reakční hmota zahřívá pokud možno za nepřístupu vzduchu, přičemž zbylý PbS reaguje buď s PbO nebo síranem na kovové olovo:
    PbS + 2PbO → 3Pb + SO2
    PbS + PbSO4 → 2Pb + 2SO2
  • praží se za omezeného přístupu vzduchu na PbO a ten se po přidání koksu a tavidla např. vápence, redukuje v šachtové peci:
    PbS + 3/2O2 → PbO + SO2
    PbO + C → Pb + CO
    PbO + CO → Pb + CO2

fyzikální vlastnosti

  • kujný,snadno rýpatelný,dá se krájet nožem,pro jeho malou tvrdost a velkou tažnost lze olovo snadno válcovat na plech,nelze je však táhnout v příliš tenké dráty pro jeho malou pevnost,tepelná a elektrická vodivost je poměrně malá

chemické vlastnosti

  • tvoří slitiny – pájka, ložiskový kov, liteřina,se rtutí tvoří amalgám, který je při menším obsahu olova ,apalný,kyselinovzdorné povlaky nádrží a nádob,ochrana proti rentgenovým paprskům a záření gama.,slitiny - pájka (Sn/Pb), ložiskový kov (Pb/Sn/Sb/Cu), liteřina (Pb/Sb/Sn),výroba akumulátorů,výroba munice - jádra střel, broků, kde se slévá s malým množstvím arsenu (asi 0,3 %),závaží, zátěže
  • plumban (PbH4)
    • připraven jen ve stopovém množství
  • halogenidy
      • dihalogenidy
      • chlorid olovnatý (PbCl2)
        • příprava - reakcí oxidu olovnatého s HCl:
          PbO + 2HCl → PbCl2 + H2O
        • bílá látka,zahříváním v proudu vodíku nebo zahříváním s uhlím za přítomnosti vodní páry se redukuje na kovcitlivý na světlo
      • bromid olovnatý (PbBr2)
        • bílá látka,na světle pozvolna černá - vylučuje se Pb
      • jodid olovnatý (PbI2)
        • fotovodivý,rozkládá se při ozáření zeleným světlem
        • vylučuje se z horkých roztoků ve formě zlatolesklých šupinek tzv. „zlatý déšť“
    • tetrahalogenidy (PbX4)
      • fluorid olovičitý (PbF4)-je žlutý a je to jediný stabilní tetrahalogenid
      • chlorid olovičitý (PbCl4)
        • žlutá olejovitá látka,stálá pod teplotou 0°C
        • zahřátím nad 50°C se rozkládá na PbCl2 a Cl2
      • bromid olovičitý (PbBr4)-je ještě méně stabilní
      • jodid olovičitý (PbI4) - existence pochybná
  • sulfid olovnatý (PbS)
    • galenit (leštěnec olověný) - základní olověná ruda
    • čistý PbS vzniká reakcí dusičnanu olovnatého se sulfanem:
      Pb(NO3)2 + H2S → PbS + 2HNO3
      nebo přímou reakcí prvků
      • jeden z nejcitlivějších detektorů infračerveného záření
  • oxid olovnatý (PbO)
    • podle způsobu přípravy červený (klejt), oranžový nebo žlutý (masikot)
    • výroba - oxidací roztaveného Pb vzduchem nebo kyslíkem nad 600 °C
    • amfoterní – rozpouští se v kyselinách i alkalických hydroxidech
      • keramické glazury a skelné emaily,výroba elektrických akumulátorů
        • buď jako klejt, nebo jako tvz. černý oxid, tj. PbO + Pb
        • desky akumulátorů z neaktivní mřížky (nosiče), na kterou je nanesena pasta PbO/H2SO4
        • anody jsou aktivovány oxidací PbO na PbO2
          na katodách se PbO redukuje na Pb
        • děje na elektrodách
          • nabíjení
            • katoda: PbSO4 + 2H+ + 2e- → Pb + H2SO4
            • anoda : PbSO4 + SO42- - 2e- + 2H2O → PbO2 + 2H2SO4
          • vybíjení
            • katoda : Pb + (SO4)2- → PbSO4 + 2e-
            • anoda: PbO2 + H2SO4 + 2H+ + 2e- → PbSO4 + 2H2O
      • stav nabití akumulátoru se dá tedy kontrolovat hustotou kyseliny
      • jestliže se v nabíjení pokračuje i potom, co byl spotřebován síran olovnatý vyloučený na deskách, tedy nejsou-li již k dispozici ionty Pb2+, vyvíjí se na olověné elektrodě vodík, na elektrodě s oxidem olovičitým kyslík: akumulátor „vře“
      • protože je nabíjecí napětí vždy vyšší než vybíjecí, jsou v akumulátorovém provozu ztráty elektrické energie nevyhnutelné v praxi se počítá se ztrátou okolo 20 %
        klejt se také používá při výrobě pigmenů, fermeží a náplastí
  • oxid diolovnato-olovičitý (suřík, Pb3O4 = 2PbO·PbO2)
      • výroba - zahříváním PbO v plamenové peci v proudu vzduchu
      • aktivátor vulkanizačních prostředků
      • pigment pro přírodní i syntetické kaučuky a plasty
  • oxid olovičitý (PbO2)
    • výroba - oxidací suspenze Pb3O4 v alkalickém roztoku chlorem nebo vyloužením ze suříku působením kyseliny dusičné:
      Pb3O4 + 4HNO3 → PbO2 + 2Pb(NO3)2 + 2H2O
    • hnědý prášek,ve vodě je prakticky nerozpustný
      • výroba zápalek,výroba pyrotechnického materiálu,vytvrzovací činidlo pro sulfidové polymery,
    • vzhledem k nestabilitě olovičitých sloučenin má PbO2 sklon poskytovat s kyselinami soli olovnaté za současného uvolnění O2, např.:
      PbO2 + H2SO4 → PbSO4 + H2O + 1/2O2
      PbO2 + 2HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O + 1/2O2
    • s horkou kyselinou chlorovodíkovou vzniká chlorid olovnatý (PbCl2) a chlor (Cl2):
      PbO2 + 4HCl → PbCl2 + Cl2 + 2H2O
    • za chladu vzniká PbCl4:
      PbO2 + 4HCl → PbCl4 + 2H2O
    • jestliže jej třeme se snadno hořlavými látkami sírou nebo fosforem, dochází ke vznícení, na tom je založeno použití oxidu olovičitého při výrobě zápalek
    • zahřívá-li se PbO2 na vzduchu, rozkládá se následujícím způsobem:
      PbO2 → Pb12O19 → Pb12O17 → Pb3O4 → PbO
  • smíšené oxidy PbIV s ostatními kovy se vyrábějí zahříváním PbO2 (nebo PbO) na vzduchu s vhodným oxidem, hydroxidem nebo solí oxokyseliny, povaha vzniklého produktu závisí na stechiometrii reakce, např. M2PbO4, MPbO3 (M = Ca, Sr, Ba)
  • olovičitan vápenatý (CaPbO3)
    • často nahrazuje Pb3O4 jako základní nátěr k ochraně oceli před korozí slanou vodou
  • dusičnan olovnatý (Pb(NO3)2)
    • vzniklá rozpouštěním olova, oxidu olovnatého nebo uhličitanu olovnatého v kyselině dusičné:
      3Pb + 8HNO3 → 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O
      PbO + 2HNO3 → Pb(NO3)2 + H2O
      PbCO3 + 2HNO3 → Pb(NO3)2 + CO2 + H2O
    • zahříváním se Pb(NO3)2 rozkládá:
      2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2
      • výroba zápalek,výchozí látka k přípravě jiných sloučenin olova
  • uhličitan olovnatý (PbCO3)
      • amorfní prášek,má jednu z největších krycích schopností ze všech bílých pigmentů
  • chroman olovnatý (PbCrO4)
    • důležitý pigment – chromová žluť,ve vodě velmi málo rozpustný,dobře se však rozpouští v kyselině dusičné a v alkalických louzích,zahříváním s roztokem NaOH vzniká chromová červeň:
      2PbCrO4 + 2NaOH → PbCrO4·PbO + Na2CrO4 + H2O
  • síran olovnatý (PbSO4)
    • bílá práškovitá látka,vzniká reakcí zředěné kyseliny sírové s roztoky olovnatých solí,ve vodě nerozpustný
    • síran olovičitý Pb(SO4)2

 7) Sklo, keramika, porcelán a cement - složení, výroba.

Výroba a použití technicky významných sloučenin křemíku

Ø      sklo - vzniká tavením křemenného písku se směsí uhličitanů alkalických kovů a dalších přísad a ztuhnutím taveniny, která je amorfní

Ø      vlastnosti skla a jeho použití závisejí zejména na chemickém složení skloviny

Ø      obyčejné sodnovápenaté, tzv. měkké sklo (tabulové a lahvové) vzniká tavením směsi křemenného písku, uhličitanu sodného a vápence při teplotě asi 1200 °C a má složení Na2O . CaO . 6 SiO2

Ø      tepelně odolné je sklo draselné a zejména sklo křemenné, chemické sklo a varné skleněné nádobí obsahuje oxid boritý

Ø      olovnatá skla se používají do optických přístrojů a k výrobě broušeného dekoračního skla (olovnatý křišťál)

Ø      speciální skla vysoké čistoty se dnes uplatňují v optoelektronice (skleněná vlákna), přídavkem malého množství oxidů (např. Fe, Cr, Cu, lanthanoidy) nebo některých prvků (Au, Se) vznikají barevná skla

Ø      jíly - usazené horniny komplikovaného složení, obsahují zejména křemičitany a hlinitokřemičitany, při výrobě keramiky, kameniny a stavebních materiálů jsou základní surovinou jíly, hlíny a kaolín - vypálením tato směs získává pevnost a odolnost (cihly, krytina, kamenina, hrnčířské zboží)

Ø      při výrobě porcelánu se směs kaolínu, rozemletého živce a křemene tvaruje a výrobky se vypalují v pecích, vrstva glazury je chrání a zušlechťuje

Ø      cement - jemná rozemletá směs dehydratovaných hlinitanů, křemičitanů a hlinitoželezitanů vápenatých, po smísení s pískem nebo štěrkem a vodou tvrdne v beton, pevnost betonu souvisí zejména s tvorbou vazeb Si-O-Si-O


 8) Výroba oxidů uhlíku, karbidu vápníku a karborunda.

  • karbidy (sloučeniny prvků s uhlíkem)
    • příprava
      • reakcí oxidu kovu s uhlíkem za vysoké teploty
      • reakcí zahřátého kovu s uhlovodíkem
    • rozdělení
      • karbidy elektropozitivních prvků – iontové sloučeniny, vodou se rozkládají, např. CaC2, Al4C3
      • karbidy elektronegativních nekovů – molekulární sloučeniny např. SiC
      • karbidy přechodných kovů – intersticiální sloučeniny
      • nestálé karbidy (I.B, II.B, III.B + platinové kovy)
      • nejznámější jsou karbidy (acetylidy) alkalických kvů MI2C2 a kovů alkalických zemin MIIC2
        • MI2C2
          • připravují se působením acetylenu (C2H2) na roztok alkalického kovu v kapalném amoniaku,bezbarvé krystalické látky,reagují prudce s vodou,zahřátím na vzduchu se oxidují na uhličitany
        • MIIC2
          • připravují se zahříváním kovů alkalických zemin s acetylenem (t > 500 °C)
        • karbid (acetylid) vápenatý (CaC2)
          • vyrábí se endotermickou reakcí vápna (CaO) s koksem:
            CaO + 3C → CaC2 + CO ( t = 2200 – 2250°C)
          • bezbarvá pevná látka,
            • výroba acetylenu (C2H2),výroba kyananidu vápenatého
      • kyanamid vápenatý (CaCN2)
        • rychle se hydrolyzuje na kyanamid H2NCN
          • umělé hnojivo,herbicid,výroba melaminových plastů
  • oxid uhelnatý (CO)
    • vzniká nedokonalou oxidací uhlíku:2C + O2 → 2CO
    • vzniká při výrobě mnoha kovů, redukcí jejich oxidů koksem
    • laboratorně se připravuje z kyseliny mravenčí s koncentrovanou kyselinou sírovou při teplotě 140°C:HCOOH → CO + H2O
    • bezbarvý plyn, bez zápachu ,hořlavý, hoří na oxid uhličitý ,
    • reaguje za zvýšené teploty s alkalickým hydroxidem za vzniku mravenčanu:CO + NaOH → HCOONa
    • reaguje s chlorem a bromem za vzniku COCl2 a COBr2
    • s kapalnou sírou vzniká COS ,
  • oxid uhličitý – CO2
    • laboratorně vzniká působením kyselin na uhličitany:
      CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
    • průmyslově se získává jako vedlejší produkt při výrobě vodíku:
      CH4 + 2H2O → CO2 + 4H2
      nebo z kouřových plynů vznikajících spalováním uhelnatých paliv,z vrtů přírodního plynu,z fermentačních procesů,dýcháním živočichů,
    • je nedýchatelný, nehořlavý a velmi stálý,
      • vytváření inertní atmosféry,sycení nápojů,čistící plyn,výroba močoviny,dá se zkapalnit – používá se na zlepšení brousitelnosti ,pevný CO2 - užívá se jako chladící médium (výroba zmrzliny, uchovávání masa, zmražených potravin)
  • existují i méně stálé oxidy C3O2, C5O2, C12O9 a řada nestálých, špatně charakterizovaných oxidů např. C2O, C2O3
  • kyselina uhličitá (H2CO3)
    • vzniká reakcí vody s oxidem uhličitým:CO2 + H2O → H2CO3
    • vodný roztok se chová jako slabá dvojsytná kyselina
    • soli – uhličitany (CO3)2-, hydrogenuhličitany (HCO3)-
      • uhličitany alkalických kovů jsou rozpustné až na Li2CO3, také hydrogenuhličitany většiny kovů jsou rozpustné, pokud existují
      • uhličitany vznikají reakcí oxidu uhličitého s roztoky hydroxidů
      • nerozpustné uhličitany vznikají srážením roztoku příslušné soli roztokem alkalického uhličitanu
      • zahříváním uhličitanů s výjimkou alkalických vzniká oxid kovu, případně kov a oxid uhličitý:
        MgCO3 → MgO + CO2
        2Ag2CO3 → 4Ag + 2CO2 + O2
  • kyselina trithiouhličitá (H2CS3)
    • vzniká ze solí vytěsněním kyselinou chlorovodíkovou ,rozkládá se na H2S a CS2 ,soli thiouhličitany (CS3)2-,

 9) Prvky 5. hlavní skupiny, jejich vlastnosti a sloučeniny.


Prvky V. skupiny - jsou např. N, P, As, Sb, Bi,

Dusík (7N)

    • ledek draselný = salnitr - KNO3
    • ledek sodný = chilský ledek = chilský salnitr - NaNO3 (ohromná ložiska NaNO3 jsou v pustých neobydlených pouštních oblastech severního Chile)

průmyslová výroba

  • jednou z možností je tepelný rozklad azidu sodného při teplotě 300°C za pečlivě kontrolovaných podmínek:2NaN3 → 2Na + 3N2
  • jinými způsoby přípravy jsou tepelný rozklad dichromanu amonného (NH4)2Cr2O7
    reakce NH3 s bromovou vodou nebo reakce amoniaku (NH3) s oxidem měďnatým (CuO) za vysokých teplot:
    (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O:
    8NH3 + 3Br2 → N2 + 6NH4Br
    2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O

fyzikální vlastnosti

  • diamagnetický bezbarvý plyn bez chuti a zápachu,lehčí než vzduch,nehoří a hoření nepodporuje

chemické vlastnosti

  • molekulový dusík je za běžné teploty inertní,molekuly jsou tvořeny dvěma atomy vzájemně vázanými velice pevnou trojnou vazbou, která je příčinou jeho malé reaktivity
    tato trojná vazba je velice stabilní (vazebná energie 945 kJ/mol) a štěpí se až za vysokých teplot,reaktivita roste s teplotou
  • při balení zpracovaných potravin a léků,k udržování tlaku v elektrických a telefonních kabelech,k huštění pneumatik,elementární dusík je surovinou na výrobu amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv a řady dalších látek
    • fluorid amonný (NH4F)

§         rozpustný v H2O,při zahřívání se mění na hydrogenfluorid:
2NH4F → NH4HF2 + NH3

§         roztok hydrogenfluoridu leptá sklo – k tomu účelu se také používá

    • chlorid amonný - salmiak (NH4Cl)

§         příprava - reakcí amoniaku s kyselinou chlorovodíkovou:
NH3 + HCl → NH4Cl

§         bílá krystalická látka,lehce sublimuje,ve vodě snadno rozpustný

§         zahříváním se rozkládá:NH4Cl → NH3 + HCl

§         se silnějšími zásadami reaguje za uvolnění amoniaku:
NH4Cl + NaOH → NaCl + H2O + NH3

§         pájení kovů,elektrolyt v suchých článcích

    • sulfid amonný ((NH4)2S)

§         vzniká při -18 °C přímou syntézou amoniaku a sulfanu:

§         2NH3 + H2S → (NH4)2S

§         málo stálý,ve vodě rozpustný

§         analytická chemie

    • síran amonný ((NH4)2SO4)

§         vzniká reakcí:2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4

§         tvoří bezbarvé, ve vodě snadno rozpustné krystalky

§         zahříváním se rozkládá na hydrogensíran amonný a amoniak:
(NH4)2SO4 → NH4HSO4 + NH3

§         dusíkaté hnojivo

    • dusičnan amonný (NH4NO3)

§         vzniká reakcí:NH3 + HNO3 → NH4NO3
k odstranění výbušnosti se přidává do zahuštěného roztoku jemně mletý vápenec a horká směs se granuluje

§         bezpečnostní trhavina,růmyslové hnojivo - ledek amonno-vápenatý (směs NH4NO3 s CaCO3)

    • uhličitan amonný ((NH4)2CO3)

§         bílá krystalická látka,ve vodě snadno rozpustná,součástí kypřícího prášku,na vzduchu se snadno rozkládá na amoniak a hydrogenuhličitan amonný, při dalším zahřívání až na amoniak, oxid uhličitý a vodu (cukrářské kvasnice):
(NH4)2CO3 → NH4HCO3 + NH3
NH4HCO3 → NH3 + H2O + CO2

    • deriváty amoniaku

§         amidy

§         obsahují NH2- (např. NaNH2 - amid sodný)

§         příprava - vedením suchého amoniaku přes zahřívaný kov (alkalické kovy a kovy alkalických zemin):
2NH3 + 2Na → 2NaNH2 + H2

§         amidy těžkých kovů vznikají reakcí alkalického amidu se solí těžkého kovu v kapalném amoniaku
Pb(NO3)2 + 2NaNH2 → Pb(NH2)2 + 2NaNO3

§         imidy

§         obsahují NH2- (např. CaNH - imid vápenatý)

§         vznikají zahříváním některých amidů v dusíkové atmosféře

§         nitridy

§         obsahují N3- (např. Mg3N2 - nitrid hořečnatý)

§         příprava - přímou reakcí s N2 nebo NH3:
3Ca + N2 → Ca3N2
3Mg + 2NH3 → Mg3N2 + 3H2

§         termickým rozkladem kovových amidů:
3Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 4NH3

    • hydrazin (N2H4)

§         příprava - reakcí NH3 s alkalickým chlornanem v přítomnosti želatiny nebo klihu:2NH3 + NaOCl → N2H4 + NaCl + H2O

§         bezvodý N2H4 je dýmavá bezbarvá kapalina

§         tvoří dvě řady solí: (N2H5)+ a (N2H6)2+
př. N2H5Cl - chlorid hydrazonia; N2H6SO4 - síran hydrazonia

§         zemědělské chemikálie

§         léky

    • hydroxylamin (NH2OH)
    • azoimid - kyselina azidovodíková (HN3)
    • azid olovnatý (Pb(N3)2) (náplň do rozbušek)
    • sloučeniny dusíku se sírou

§         tetranitrid tetrasíry - S4N4

§         vzniká rozpouštěním síry v kapalném amoniaku:
4NH3(aq) + 10S → S4N4 + 6H2S

§         nebo zaváděním suchého amoniaku do roztoku chloridu sirného v lihu:
6S2Cl2 + 16NH3 → S4N4 + 12NH4Cl + S8

    • sloučeniny dusíku s halogeny

§         fluorodusík (NF3)

§         výroba - fluorace amoniaku
4NH3 + 3F2 → NF3 + 3NH4F (katalyzátor Cu)

§         chlorodusík (NCl3)

§         příprava - elektrolýza roztoku chloridu amonného (NH4Cl)

§         bělení a sterilizace mouky
NCl3 + 3H2O → NH3 + 3HOCl

§         bromodusík (NBr3)

§         temně rudá,těkavá pevná látka

    • jododusík (NI3)
    • halogenid

§         chlorid nitrosylu - NOCl

§         příprava - reakcí oxidu dusitého s chlorovodíkem za přítomnosti látek odnímajících vodu:
N2O3 + 2HCl → 2NOCl + H2O (P2O5)

§         červenožlutý plyn, který je poměrně stálý

§         působením ozonu vzniká chlorid nitrylu - NO2Cl, který je nestálý

    • oxidy

§         oxid dusný - rajský plyn (N2O)

§         příprava - opatrným termickým rozkladem roztaveného dusičnanu amonného:
NH4NO3 → N2O + 2H2O (t = 250 °C)

§         bezbarvý plyn,bez chuti,málo reaktivní,reaktivita výrazně stoupá s rostoucí teplotou:
NaNH2 + N2O → NaN3 + H2O (t = 200 °C) - reakce průmyslové výroby azidu sodného, z kterého se vyrábějí ostatní azidy

§         může vystupovat jako ligand a může nahradit H2O v aquakomplexech:
[Ru(NH3)5H2O]2+ + N2O(aq) → [Ru(NH3)5N2O]2+ + H2O

§         rozpustný v rostlinných tucích za zvýšeného tlaku

§         dříve anestetikum

§         hnací plyn do bombiček na přípravu šlehačky

§         oxid dusnatý (NO)

§         příprava - reakcí mědi se zředěnou kyselinou dusičnou:
3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
nebo redukcí okyselených vodných roztoků dusitanů jodidy:
KNO2 + KI + H2SO4 → NO + K2SO4 + H2O + 1/2I2

§         průmyslová výroba:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Pt/800 °C)

§         bezbarvý paramagnetický plyn

§         nestálý, při vyšší teplotě se rozkládá na prvky

§         vzdušným kyslíkem se oxiduje na oxid dusičitý (NO2) a zbarvuje se dohněda:
2NO + O2 → 2NO2

§         při vysokých tlacích a mírných teplotách (50 °C) rychle disproporcionuje:
3NO → N2O + NO2

§         reakcí s alkalickými hydroxidy vznikají dusitany, oxid dusný a voda:
2NaOH + 4NO → 2NaNO2 + N2O + H2O

§         snadno reaguje s mnoha sloučeninami přechodných kovů za vzniku nitrosylových komplexů např. [Fe(H2O)5NO]2+ nebo Na2[Fe(CN)5NO]·2H2O – nitroprussid sodný

§         většina nitrosylových komplexů je zbarvena tmavě rudě, hnědě nebo černě

§         oxid dusitý (N2O3)

§         příprava - kondenzací oxidu dusnatého (NO) a oxidu dusičitého (NO2) při t = -20 °C

§         modrá pevná látka, bez technického významu

§         podléhá disproporcionaci:
N2O3 → NO + NO2

§         reaguje s H2O na kyselinu dusitou:
N2O3 + H2O → 2HNO2

§         s alkalickým hydroxidem na dusitan:
2NaOH + N2O3 → 2NaNO2 + H2O

§         oxid dusičitý (NO2)

§         příprava - oxidací oxidu dusnatého:
2NO + O2 → 2NO2
nebo reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou:
Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
termickým rozkladem dusičnanu olovnatého:
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2

§         hnědočervený, paramagnetický plyn

§         silně jedovatý

§         charakteristický zápach

§         ochlazením pod t = -11 °C tuhne na ledový dimér N2O4:
2NO2 → N2O4

§         reaguje s vodou za vzniku kyseliny dusičné a dusité:
N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2
protože tvoří směs kyselin, nazývá se smíšeným anhydridem

§         oxid dusičný (N2O5)

§         příprava - dehydratací kyseliny dusičné např. oxidem fosforečným:2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + N2O5

§         bezbarvá krystalická látka

§         snadno se rozkládá:N2O5 → NO2 + O2 + NO

§         při 30 °C sublimuje

§         jako oxidační činidlo reaguje prudce s mnoha kovy:
N2O5 + Na → NaNO3 + NO2

§         reaguje s vodou na kyselinu dusičnou:
N2O5 + H2O → 2HNO3

§         s H2O2 reaguje za vzniku kyseliny dusičné a kyseliny peroxodusičné:
H2O2 + N2O5 → HNO3 + HOONO2

§         Oxidy NO a NO2 hrají spolu s oxidy síry hlavní roli při tvorbě kyselého deště. V Evropě způsobují asi 1/3 okyselení dešťových srážek. Oxid dusičitý navíc způsobuje snižování odolnosti vůči virovým onemocněním, bronchytýdě a zápalu plic.

    • kyseliny:

§         kyselina didusná (H2N2O2)

§         příprava - působením bezvodého chlorovodíku na didusnan distříbrný v etherovém roztoku:
2HCl + Ag2N2O2 → H2N2O2 + 2AgCl↓

§         bezbarvá krystalická látka

§         snadno se rozkládá

§         slabá dvojsytná kyselina

§         soli didusnany (N2O2)2-

§         příprava - redukcí roztoků dusičnanů amalgamem Na nebo Mg:
4H2O + 2NaNO3 + 8Na/Hg → Na2N2O2 + 8NaOH + 8Hg

§         redukční činidla

§         kyselina dusitá (HNO2)

§         příprava - působením kyseliny chlorovodíkové na roztok dusitanu sodného:
NaNO2 + HCl → HNO2 + NaCl

§         slabá kyselina

§         stálá jen ve zředěných roztocích

§         podléhá disproporciaci:
3HNO2(aq) → HNO3 + 2NO + H2O

§         diazotace

§         soli: dusitany (NO2)-

§         příprava - mírnou redukcí dusičnanů pomocí C, Fe nebo Pb za zvýšené teploty:
NaNO3 + Pb → NaNO2 + PbO

§         rozpustné ve vodě

§         něktěré hygroskopické (NaNO2, KNO2)

§         snadno se redukují oxidem siřičitým na NO a N2O

§         oxidují se manganistanem draselným (KMnO4na dusičnany

§         dusitan sodný (NaNO2)

§         nakládací sůl na maso

§         výroba hydroxylaminu

§         v kyselém roztoku při diazotaci primárních aromatických aminů

Fosfor (15P)

Fosfor se v přírodě nikdy nevyskytuje volný, vždy jenom vázaný v organických a anorganických sloučeninách:

Ca5(PO4)3F

fluoroapatit

Ca5(PO4)3Cl

chloroapatit

Ca5(PO4)3OH

hydroxoapatit

Je to biogenní prvek - je obsažen v bílkovinách, nukleových kyselinách, v kostech a zubech.

Fosfor se vyskytuje ve třech základních modifikacích: bílý, červený, černý.

Bílý fosfor P4

Je to žlutobílá voskovitá hmota nerozpustná ve vodě. Je velmi jedovatý, na vzduchu se vzněcuje a hoří na P4O10.

Červený fosfor Pn

Je poměrně stálý, není jedovatý. Je to červenohnědý prášek. Získává se zahříváním bílého fosforu za nepřítomnosti vzduchu po několik dní při teplotě kolem 300 °C. Používá se k výrobě zápalek.

Černý fosfor

Má makromolekulární strukturu a je elektricky vodivý.

Výroba

Fosfor se vyrábí z fosfátů v elektrické peci při teplotě 1400 °C redukcí uhlíkem za přítomnosti křemene:

2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C 6 CaSiO3 + P4 + 10 CO

  • výroba kyseliny fosforečné
  • výroba fosforečných hnojiv
  • výroba zápalek

Sloučeniny

Oxid fosforečný P2O5

Tvoří dimer P4O10, lze jej připravit hořením bílého fosforu. Je velmi hygroskopický. Používá se jako sušicí prostředek pro teploty do 100 °C.

Uvedené oxokyseliny fosforu jsou středně silné.

Kyselina fosforná H3PO2

Má silné redukční vlastnosti, je jednosytná kyselina, její soli jsou fosfornany.

Kyselina fosforitá H3PO3

Je dvojsytná kyselina, její soli jsou fosforitany a hydrogenfosforitany.

Kyselina fosforečná H3PO4

Je trojsytná kyselina. Většinu kovů nerozpouští, ale vytváří na jejich povrchu vrstvu neropustných fosforečnanů, a proto slouží k povrchové úpravě kovů. Její soli jsou důležitá fosforečná hnojiva. Vyrábí se reakcemi:

P4 + 5 O2 P4O10

P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4

Arsen (33As)¨

V přírodě se arzen vyskytuje ve sloučeninách (např. realgar (As4S4), auripigment (As2S3) nebo arzenopyrit, který je jeho hlavní rudou).

Tvoří 4 alotropické modifikace:

  1. žlutý arzen
  2. černý arzen
  3. hnědý arzen
  4. šedý arzen - nejdůležitější

Jinak je to stálý a lehký polokov, který je velmi křehký. Arzen a jeho sloučeniny jsou prudce jedovaté.

Průmyslová výroba

Tepelný rozklad a sublimace z hlavní rudy arzenopyritu.

Používá se hlavně ve slitinách s olovem (broky).

Sloučeniny

1. bezkyslíkaté sloučeniny

AsH3 - arzan
AsCl3 - chlorid arzenitý
bezbarvá dýmající kapalina
As2S3 - sulfid arzenitý
citrónově žlutá látka používaná jako pigment (královská žluť)

2. kyslíkaté sloučeniny

a) oxidy

As2O3 - oxid arzenitý (arzenik)
ve vodě rozpustný bílý prášek, který se používá proti škůdcům
As2O5 - oxid arzeničný

b) kyseliny

HAsO2 - kyselina arzenitá
velmi slabá kyselina
H3AsO4 - kyselina trihydrogenarzeničná
středně silná kyselina

Antimon (51Sb)

Antimon, chemická značka Sb, (lat. Stibium) patří mezi kovy, které jsou známy lidstvu již od starověku. Slouží jako součást různých slitin, používá se ve výrobě elektronických prvků, barviv a keramických materiálů.

Kovový až polokovový prvek, známý již od starověku. Ve sloučeninách se vyskytuje v mocenství: Sb-3, Sb+3 a Sb+5.

Vůči působení silných minerálních kyselin není antimon příliš odolný. Velmi rychle se rozpouští především v kyselině chlorovodíkové za přítomnosti i malých množství oxidačních činidel (HNO3, H2O2 ). Ochotně reaguje s halogeny a sulfanem (sirovodíkem).

Kovový antimon se vykytuje v několika alotropních modifikacích: modro-bílý kovový antimon a nestálé nekovové formy žlutého a černého antimonu. Kovový 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.

Antimon je v zemské kůře poměrně vzácným prvkem. Průměrný obsah činí pouze 0,2 - 1 ppm (mg/kg).V mořské vodě činí jeho koncentrace pouze 0,3 mikrogramy v jednom litru. Předpokládá se, že ve vesmíru připadá na jeden atom antimonu přibližně 300 miliard atomů vodíku.

Hlavní rudou antimonu je antimonit, chemicky sulfid antimonitý Sb2S3. Dalším minerálem antimonu je ullmanit o složení NiSbS. Vzácně se v přírodě můžeme setkat i elementárním, kovovým antimonem. Obvykle je také přítomen jako příměs v rudách stříbra, mědi a olova.

Průmyslově se antimon nejprve pražením svých sulfidických rud za přístupu vzduchu za vzniku oxidů, které se dále redukují žárově uhlím (koksem). Z roztoků je možno získat elementární antimon elektrolyticky.

Významné uplatnění nalézá antimon jako složky různých slitin. Obvykle v nich však tvoří pouze minoritní součást, která pouze zlepšuje vlastnosti základní slitiny – např. zvýšení mechanické pevnosti a odolnosti proti chemickým vlivům.

Slitiny antimonu

Nové typy olověných akumulátorů jsou často vyráběny ze slitin olova s jinými kovy. Např. výroba pozitivních desek ze slitiny olova, antimonu a selenu značně prodlužuje životnost akumulátoru v důsledku vyšší mechanické pevnosti této slitiny.

Významný je podíl antimonu při výrobě pájek na bázi olova a cínu. Přídavky antimonu, kadmia a stříbra získávají tyto pájky lepší vodivost, zvyšuje se pevnost svaru i když za cenu zvýšení bodu tání slitiny.

Slitina o přibližném složení 75% olova, 15% cínu a 10% antimonu – liteřina byla po dlouhá léta základním materiálem pro výrobu tiskařských liter - forem sazby tisku. Tuto slitinu vytvořil ve 14. století proslulý zlatník Johannes Gutenberg, otec knihtisku a výrobce světoznámé Gutenbergovy bible.

Ložiskový kov obsahuje přibližně 80 - 90 % cínu a dále 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.

Známá soška filmového Oskara je od roku 1930 vyráběna ze slitiny cínu, mědi a antimonu, pokrytá vrstvou niklu, stříbra a konečně čistého 24-karátového zlata.

Vzácně je antimon legován do dentálních slitin, používaných v zubním lékařství. Hlavními kovy dentálních slitin s obsahem antimonu jsou palladium a stříbro.

S vodíkem vytváří antimon plynný antimonovodík neboli stibin SbH3, zapáchají a snadno zápalný. Hořením stibinu vzniká oxid antimonitý Sb2O3.

Sulfidy antimonu jsou ve vodě nerozpustné sloučeniny. Sulfid antimonitý Sb2S3 je jednou ze sloučenin používaných při výrobě zápalek. Sulfid antimoničný Sb2S5 se používá k vulkanizaci kaučuku.

Již ve středověku byl znám vinan antimonylo-draselný K[C4H2O6Sb(OH)2].H2O jako dávivý kámen. Tato sloučenina je dobře rozpustná ve vodě a po požití vyvolává zvracení. Je stejně jako všechny rozpustné soli antimonu jedovatý.

Chloridy antimonu snadno hydrolyzují i vzdušnou vhkostí. SbCl3 je měkká, na vzduchu dýmající látka používaná v medicíně pro leptání. SbCl5 je nažloutlá olejovitá kapalina, nalézající uplatnění především v organické syntéze.

Oxidy antimonu slouží při přípravě různých barevných pigmentů a barvení keramiky.

Bismut (83Bi)

Výsky Bismut (dříve vizmut) patří mezi těžké kovy, které jsou známy lidstvu již od starověku. Slouží jako součást různých slitin, používá se při výrobě barviv a keramických materiálů.

Těžký kovový prvek bílé barvy se slabým růžovým leskem, známý již od starověku. Jeho sloučeniny nejsou na rozdíl od většiny ostatních těžkých kovů toxické, vyskytuje se v nich v mocenství: Bi+3 a méně často jako Bi+5.

Snadno se rozpouští především v kyselině chlorovodíkové za přítomnosti i malých množství oxidačních činidel (HNO3, H2O2 ).

Elementární bismut má největší diamagnetickou konstantu ze všech známých kovových prvků, značně vysoký elektrický odpor a vykazuje nejvyšší hodnotu Hallova efektu ze všech kovů. Společně se rtutí má nejnižší tepelnou vodivost ze známých kovových prvků.

Po dlouhou dobu byl bismut 209Bi pokládán za stabilní, neměnný izotop, přestože to odporovalo teoretickým výpočtům stability atomových jader. Teprve v roce 2003 byl francouzskými atomovými fyziky ve Výzkumném institutu astrofyziky v Orsay podán důkaz, že bismut podléhá radioaktivní přeměně. Bismut je tedy nestabilním prvkem, který podléhá alfa-rozpadu s poločasem přibližně 2 × 1019 let, což z něj činí jeden z nejpomaleji se přeměňujících přirozených radioizotopů.

Bismut je v zemské kůře velmi vzácným prvkem. Průměrný obsah činí pouze 0,2 ppm (mg/kg). V mořské vodě činí jeho koncentrace pouze 0,017 mikrogramy v jednom litru. Předpokládá se, že ve vesmíru připadá na jeden atom bismutu přibližně 300 miliard atomů vodíku.

Hlavními minerály bismutu jsou bismutinit (psáno též bismutin), chemicky sulfid bismutitý Bi2S3, bismit jako oxid Bi2O3 a zásaditý uhličitan bismutit [(BiO) 2CO3]. Obvykle se vyskytuje jako příměs v rudách stříbra, zlata, cínu, mědi a olova, nichž se také nejčastěji průmyslově získává redukcí uhlím (koksem).

Významné uplatnění nalézá bismut jako legovaný prvek v různých slitinách.

Některé slitiny bismutu mají velmi nízký bod tání, často i pod bodem varu vody. Tohoto jevu se využívá při konstrukci automatických hasicích systémů (tzv. sprinklerů), které jsou montovány do výškových budov a automaticky začnou rozprašovat vodu při náhlém nárůstu teploty v okolí.

Vzhledem ke své nízké toxicitě se bismut stále častěji používá jako náhrada olova v nejrůznějších aplikacích – především jako složka pájek pro instalatérské práce, ale i při výrobě střeliva a broků.

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.

Slitiny bismutu obvykle při chladnutí mírně zvyšují svůj objem a slouží proto k lití do forem pro vytváření přesných replik a kopií různých předmětů.

V chemickém průmyslu je bismut součástí katalyzátorů pro výrobu akrylátových vláken. Při výrobě keramiky slouží bismut jako náhrada olova při přípravě glazur a barviv pro keramické materiály.

Slitina s manganem s názvem bismanol slouží pro výrobu velmi silných permanentních magnetů.

Ve sloučeninách se bismut vyskytuje především v mocenství Bi+3.

Praktický význam má např. oxichlorid bismutitý BiOCl, netoxické barvivo známé jako perlová běloba nebo oxidusičnan BiO(NO3) s názvem španělská běloba.

Řada různých sloučenin bismutu se používá v kosmetice a medicíně jako součást zásypů na poranění, součást různých desinfekčních prostředků a léků používaných při léčení žaludečních a střevních chorob.




10) Prvky 6. hlavní skupiny, jejich vlastnosti a sloučeniny.

Prvky VI. skupiny - jsou např. O, S, Se, Te, Po,
Prvky p4 – chalkogeny

Chalkogeny je souhrnný název pro chemické prvky, zařazené do tzv. VI.A neboli 16. skupiny periodické soustavy prvků - tedy kyslík (O), síru (S), selen (Se), tellur (Te)a polonium (Po).

Tento název znamená ¨rudotvorné¨, čímž je vystiženo, že tyto prvky se vyskytují hlavně v rudách.

Z hlediska elektronové konfigurace se jim také říká p4 prvky, protože mají čtyři valenční elektrony v orbitalech typu p.

Z hlediska vlastností je významný rozdíl mezi prvním prvkem - kyslíkem - a ostatními následujícími prvky, které jsou si v určitých charakteristikách podobné.

Kyslík (8O)

Kyslík je nejrozšířenějším prvkem na Zemi.

     Je součástí

o       atmosféry (21 objemových procent vzduchu),

o       hydrosféry,

o       litosféry (minerály a horniny)

o       a biosféry –

     je to významný biogenní prvek.

     Volně se kyslík vyskytuje v atmosféře ve formě dvouatomových (O2 - dikyslík) a tříatomových (O3 - ozón, trikyslík) molekul.

     Ozón tvoří tzv. ozónovou vrstvu, která je asi 25-30 km nad zemským povrchem a která chrání živé organizmy před škodlivými ultrafialovými paprsky.

Vlastnosti


     Je to vysoce reaktivní a bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu.

     V malém množství se rozpouští ve vodě (3,08 cm3 ve 100 cm3 vody). S rostoucí teplotou, ale rozpustnost klesá.

     Kyslík je velmi reaktivní, a proto se přímo slučuje s většinou prvků za vzniku oxidů:

o       2Hg + O2 -> 2HgO

o       4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3

o       S + O2 -> SO2

     Tyto reakce jsou silně exotermní, což znamená, že při nich dochází k uvolňování velkého množství tepla.

      Většina reakcí je provázena také uvolňováním světla.

     Oxidační číslo kyslíku v oxidech je vždy -II.

     Oxidy můžeme dělit podle různých hledisek, ale nejčastěji se dělí podle svého chemického chování:

1.    kyselinotvorné oxidy - např. oxid uhličitý - CO2, oxid dusičitý - NO2, ale i oxid chromový - CrO3, apod.

2.    zásadotvorné oxidy - oxidy elektropozitivních prvků (oxid sodný - Na2O, oxid vápenatý - CaO, aj.)

3.    amfoterní oxidy - oxidy kovů s nižšími oxidačními čísly; reagují s kyselinami i se zásadami (např. oxid zinečnatý - ZnO)

4.    neutrální oxidy - nereagují s kyselinami ani se zásadami (např. oxid uhelnatý - CO), oxid dusnatý - NO)

o       Můžeme je dělit i podle jejich struktury:

1.    iontové oxidy - především oxidy kovů (např. oxid vápenatý - CaO)

2.    molekulové oxidy - složené z jednotlivých molekul; převážně oxidy nekovů

3.    polymerní oxidy - tvoří obrovské celky o velkém počtu atomů (např. oxid křemičitý - SiO2)

o       Tříatomový kyslík neboli ozón je lehce namodralý plyn, který je silně bakteriocidní (používá se k dezinfekci H2O - tzv. ozonizace pitné vody). Pohlcuje škodlivé UV záření, ale ve větším množství je zdraví škodlivý. Má silné oxidační účinky:

o       PbS + 2O3 -> PbSO4 + O2

 

 

Laboratorní příprava


V laboratoři se kyslík připravuje tepelným rozkladem některých kyslíkatých sloučenin:

    2HgO -> 2Hg + O2

    2BaO2 -> 2BaO + O2

    2KClO3 -> 2KCl + 3O2

Průmyslová výroba


Průmyslově se kyslík vyrábí frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo elektrolýzou vody.

Použití


Kyslík má celou řadu nejrůznějších použití. Používá se například ke

  • svařování a řezání kovů (tzv. kyslíkoacetylénový plamen - až 3000°C),
  • v hutnictví při pražení rud,
  • do dýchacích přístrojů
  • kapalný kyslík se využívá jako raketové palivo.
  • k výrobě různých chemických sloučenin (např. formaldehyd, acetaldehyd, kyselina dusičná - HNO3, atd.).

Kyslík se skladuje a přepravuje stlačený v ocelových lahvích označených modrým pruhem.

Sloučeniny


 

H2O - voda
nejběžnější a nejrozšířenější chemická sloučenina

KO2 - superoxid draselný
oxidační číslo kyslíku je -1/2

OF2 - fluorid kyslíku
oxidační číslo kyslíku je II

1. oxidy

Podrobnější informace o konkrétních oxidech viz. jednotlivé stránky o chemických prvcích, dělení oxidů viz. oddíl Vlastnosti.

2. peroxidy a hydrogenperoxidy

H2O2 - peroxid vodíku
bezbarvá sirupovitá kapalina, která má dezinfekční účinky

Na2O2 - peroxid sodný

BaO2 - peroxid barnatý

NaHO2 - hydrogenperoxid sodný

Síra

Síra se v přírodě vyskytuje

     volná: v blízkosti sopek a je také obsažena v sopečných plynech (sulfan - H2S, oxid siřičitý - SO2).

     vázaná ve sloučeninách ve formě sulfidů a síranů.

     síra je také významný biogenní prvek - v organických sloučeninách je obsažena v bílkovinách.

Vlastnosti


     pevná a krystalická látka,

     má žlutou barvu.

     vyskytuje se v několika alotropických modifikací –

o       kosočtverečná síra, je stálá při laboratorní teplotě,

o       síra jednoklonná vzniká při 95°C ze síry kosočtverečné

o       obě tyto modifikace vytvářejí cyklické molekuly S8. Vzájemně se liší pouze uspořádáním těchto molekul v krystalové struktuře.

o       zahříváním jednoklonné síry nad 119°C připravíme tzv. kapalnou síru (hustá, viskózní kapalina), jejímž dalším zahříváním vznikají hnědé páry.

o       prudkým ochlazením těchto par vzniká sirný květ, který má podobu žlutého prášku.

o       při prudkém ochlazení kapalné síry dostaneme síru plastickou, která však není stálá a postupně přechází na modifikaci kosočtverečnou. Molekuly plastické síry vytvářejí dlouhé polymerní řetězce, které jsou také příčinnou její plastičnosti.

     síra je středně reaktivní látka, která se přímo slučuje téměř se všemi prvky. Má oxidační i redukční účinky:

o       Fe + S -> FeS (oxidační účinky)

o       S + 2HNO3 -> H2SO4 + 2NO (redukční účinky)


Síra se používá převážně k

     výrobě střelného prachu,

     zápalek

     jako dezinfekční prostředek k tzv. síření sudů (popř. včelích plástů).

     v lékařství ve formě sirných mastí, které se používají proti kožním chorobám.

     významné využití síry je také vulkanizace kaučuku

     výroba dalších chemických sloučenin (např. kyselina sírová - H2SO4, sirouhlík - CS2, atd.).

Síra, její vlastnosti a použití - souhrn

      žlutá, křehká krystalická látka, vyskytuje se v různých modifikacích - nejčastější z nich je síra kosočtverečná, popř. jednoklonná, základní stavební strukturou síry za běžných podmínek jsou osmiatomové molekuly S8

      ochlazením par vroucí síry se získá sirný květ

      je nerozpustná ve vodě, ale dobře rozpustná v nepolárních rozpouštědlech (např. v sirouhlíku CS2)

      za běžné teploty je poměrně stálá, při vyšší teplotě reaguje s mnoha kovy i nekovy

      zapálená síra shoří na SO2, reakcí práškového železa s rozetřenou sírou vzniká FeS

      ve sloučeninách s prvky o srovnatelné nebo větší hodnotě elektronegativity (kyslík, halogeny) má kladná oxidační čísla II, IV, VI

      používá se při výrobě pryže z kaučuku, k výrobě zápalek, střelného prachu, prostředků proti rostlinným škůdcům, je základní surovinou pro výrobu kyseliny sírové, sirouhlíku, siřičitanů a sulfidů

Důležité sloučeniny síry

Sulfan, sulfidy

      sulfan (dříve sirovodík) H2S - prudce jedovatý plyn, zápachem připomínající zkažená vejce, vzniká při rozkladu bílkovin, obvykle se připravuje rozkladem sulfidu železnatého zředěnou kyselinou chlorovodíkovou: FeS + 2 HCl   FeCl2 + H2S, má silně redukční účinky, na vzduchu shoří na oxid siřičitý SO2 a vodu, při nedostatku kyslíku vzniká síra, sulfan je slabá dvojsytná kyselina, odvozují se od ní dvě řady solí: sulfidy MIS a hydrogensulfidy MIHS

      sulfidy - sulfidy kovů (kromě s1-kovů) jsou ve vodě nerozpustné, charakteristicky zabarvené, zahříváním sulfidů kovů na vzduchu vznikají odpovídající oxidy nebo i kovy: 2 ZnS + 3 O2            2 ZnO + 2 SO2  

Kyslíkaté sloučeniny síry

      oxid siřičitý SO2 - bezbarvý plyn dráždící dýchací cesty, vzniká spalováním síry, sulfanu a oxidací (pražením) kovových sulfidů, např. pyritu:                            4 FeS2 + 11 O2     2 Fe2O3 + 8 SO2, připravuje se rozkladem siřičitanu silnější kyselinou, např.: Na2SO3 + H2SO4        Na2SO4 + SO2 + H2O, do ovzduší se SO2 dostává spalováním uhlí a topných olejů, působí silně redukčně - má dezinfekční a bělící účinky, dobře se rozpouští ve vodě a tento roztok se chová jako slabá dvojsytná kyselina, odvozují se od ní hydrogensiřičitany MIHSO3, siřičitany MI2SO3 a disiřičitany MI2S2O5 krystalizujíc v roztoku

      siřičitany - mají silně redukční účinky, v roztoku se snadno oxidují na sírany, používají se k bělení papíru, vlny a jako dezinfekční prostředek

      oxid sírový SO3 - vzniká slučováním oxidu siřičitého a kyslíku (obyčejně za přítomnosti katalyzátoru), s vodou reaguje za uvolnění tepla na kyseinu sírovou: MIHSO3 + H2O    H2SO4

      kyselina sírová H2SO4 - silná dvojsytná kyselina, s vodou se mísí v libovolném poměru, přičemž sesilně zahřívá, koncentrovaná je bezbarvá olejovitá, slně hygroskopická kapalina, která má mohutné dehydratační účinky, koncentrovaná kyselina sírová působí oxidačně zejména za vyšší teploty, reaguje se všemi kovy kromě olova (na jeho povrchu vzniká nerozpustný síran olovnatý PbSO4) a kromě zlata a platiny, například s mědí probíhá reakce : Cu + H2SO4   CuO + SO2 + H2O, v zředěném roztoku kyselina projevuje své kyselé vlastnosti větší měrou, ale oxidační  vlastnosti ztrácí, reaguje proto jen s méně ušlechtilými kovy za vzniku síranu a vodíku: Fe + H2SO4           FeSO4 + H2, odvozují se od ní dvě řady solí: sírany (sulfáty) MI2SO4 a hydrogensírany MIHSO4, většina síranů a všechny hydrogensírany jsou ve vodě dobře rozpustné (známé výjimky jsou BaSO4 a PbSO4), podvojné sírany, např. Kamenec - dodekahydrát síranu draselno-hlinitého Kal(SO4)2 . 12 H2O, lze získat společnou krystalizací jednoduchých síranů z vodného roztoku

Výroba kyseliny sírové

      první stupeň výroby je oxidace síry na oxid siřičitý, ten se průmyslově vyrábí spalováním síry, sulfanu nebo pražením sulfidů, druhý stupeň je oxidace SO2 na SO3 vzdušným kyslíkem: SO2 + 1/2 O2   SO3, potom se SO3 rozpouští v kyselině sírové, vzniká dýmavá kyselina sírová (oleum), která obsahuje zejména kyselinu disírovou H2S2O7, z olea lze ředěním vodou získat kyselinu sírovou požadovaného složení, výroba kyseliny sírové je ze všech chemických výrobna světě největší,

      použití kys. sírové: kys. sírová se používá hlavně k výrobě průmyslových hnojiv (superfosfátu, síranu amonného), barviv a pigmentů, viskózových vláken, polymerů, k moření železných plechů, jako elektrolyt do akumulátorů, při zpracování ropných produktů, rud, aj.

Celkový přehled sloučenin síry

1. bezkyslíkaté sloučeniny

H2S – sulfan

ve větším množství jedovatý plyn, který svým zápachem připomíná zkažená vejce; vzniká při rozkladu bílkovin

CS2 – sirouhlík

těkavá, jedovatá a zapáchající kapalina; používá se k výrobě hedvábí a celofánu; nepolární rozpouštědlo

sulfidy

podrobnější informace o konkrétních sulfidech viz. jednotlivé stránky o chemických prvcích

2. kyslíkaté sloučeniny

a) oxidy

SO2 - oxid siřičitý

bezbarvý a jedovatý plyn štiplavého zápachu

SO3 - oxid sírový

b) kyseliny

H2SO3 - kyselina siřičitá

H2SO4 - kyselina sírová

silná dvojsytná kyselina, která má významné průmyslové využití

c) soli kyseliny siřičité (HSO3-, SO32-)

MIHSO3hydrogensiřičitany

M2SO3 - siřičitany

d) soli kyseliny sírové (HSO4-, SO42-)

MIHSO4hydrogensírany

M2ISO4 - sírany (sulfáty)

 

 

Výroba síry

01.

Oxidací sirovodíku jodem vzniká síra a jodovodík
H2S + I2 --› S + 2HI

02.

Oxidací kyselého roztoku sulfidu vzdušným kyslíkem vzniká síra
2S-2 + O2 + 4H3O+1 --› 2S + 6H2O

03.

Oxidací kyselého roztoku disulfidu peroxidem vodíku vzniká síra
S2-2 + H2O2 + 2H3O+1 --› 2S + 4H2O

04.

Redukcí oxidu siřičitího oxidem uhelnatým vzniká síra (též oxid uhličitý)
SO2 + 2CO --› S + 2CO2

05.

Redukcí oxidu siřičitího vodíkem vzniká síra
SO2 + 2H2 --› S + 2H2O

06.

Redukcí oxidu siřičitího kyselinou jodovodíkovou vzniká síra (též jod)
SO2 + 4HI --› S + 2I2 + 2H2O

07.

Z thiosíranu se v okyseleném roztoku vylučuje síra a oxid siřičitý
S2O3-2 + 2H3O+1 --› S + SO2 + 3H2O

08.

Síra vzniká synproporcionační reakcí ze sirovodíkové vody a oxidu siřičitého
2H2S + SO2 --› 3S + 2H2O

09.

Síra vzniká oxidací sirovodíku kyselinou sírovou
H2S + H2SO4 --› S + SO2 + 2H2O

10.

Sulfan se oxiduje reakcí na trihydrátu oxidu železitého na síru (vzniká též sulfid železnatý)
Fe2O3.3H2O + 3H2S --› 2FeS + S + 6H2O

11.

Sulfid železnatý je za vzniku síry oxidován vzdušným kyslíkem na trihydrát oxidu železitého
4FeS + 6H2O + 3O2 --› 2Fe2O3.3H2O + 4S

12.

Sulfan je vzdušným kyslíkem (za katalýzy oxidem hlinitým) oxidován na síru
2H2S + O2 ---Al2O3---› 2S + 2H2O

13.

Sulfan je bromem oxidován na síru (vzniká též bromovodík)
H2S + Br2 --› S + 2HBr

14.

Reakcí sirovodíku s kyselinou dusičnou vzniká síra a oxid dusnatý
3H2S + 2HNO3 --› 3S + 2NO + 4H2O

 

Sulfidy

15.

a) Sulfid železnatý se oxiduje vzdušným kyslíkem na trihydrát oxidu železitého a síru
4FeS + 6H2O + 3O2 --› 2Fe2O3.3H2O + 4S
b) Sulfid sodný se oxiduje vzdušným kyslíkem na thiosíran
2Na2S + H2O + 2O2 --› Na2S2O3 + 2NaOH

16.

Síra reaguje se sulfidem na polysulfid
(x-1)S + S -2 --› Sx-2
Síra reaguje se sulfidem sodným na polysulfid sodný
(x-1)S + Na2S --› Na2Sx

17.

I. a) Sulfid arsenitý se rozpouští v polysulfidu na trithioarsenitan
As2S3 + 3Sx -2 --› 2AsS3-3 + 3(x-1)S
b) Sulfid arsenitý se rozpouští v polysulfidu amonném na trithioarsenitan amonný
As2S3 + 3(NH4)2Sx --› 2(NH4)3AsS3 + 3(x-1)S
II.a) Sulfid arsenitý se rozpouští v polysulfidu na tetrathioarseničnan
As2S3 + 3Sx -2 --› 2AsS4-3 + (3x-5)S
b) Sulfid arsenitý se rozpouští v polysulfidu amonném na tetrathioarseničnan amonný
As2S3 + 3(NH4)2Sx --› 2(NH4)3AsS4 + (3x-5)S

18.

a) Sulfid arseničný se rozpouští v polysulfidu na tetrathioarseničnan
As2S5 + 3Sx -2 --› 2AsS4-3 + 3(x-1)S
b) Sulfid arseničný se rozpouští v polysulfidu amonném na tetrathioarseničnan amonný
As2S5 + 3(NH4)2Sx --› 2(NH4)3AsS4 + 3(x-1)S

19.

I a) Sulfid antimonitý se rozpouští v polysulfidu na trithioantimonitan
Sb2S3 + 3Sx -2 --› 2SbS3-3 + 3(x-1)S
b) Sulfid antimonitý se rozpouští v polysulfidu amonném na trithioantimonitan amonný
Sb2S3 + 3(NH4)2Sx --› 2(NH4)3SbS3 + 3(x-1)S
II a)Sulfid antimonitý se rozpouští v polysulfidu na tetrathioantimoničnan
Sb2S3 + 3Sx -2 --› 2SbS4-3 + (3x-5)S
b) Sulfid antimonitý se rozpouští v polysulfidu amonném na tetrathioantimoničnan amonný
Sb2S3 + 3(NH4)2Sx --› 2(NH4)3SbS4 + (3x-5)S

20.

a) Sulfid antimoničný se rozpouští v polysulfidu na tetrathioantimoničnan
Sb2S5 + 3Sx -2 --› 2SbS4-3 + 3(x-1)S
b) Sulfid antimoničný se rozpouští v polysulfidu amonném na tetrathioantimoničnan amonný
Sb2S5 + 3(NH4)2Sx --› 2(NH4)3SbS4 + 3(x-1)S

21.

I a) Sulfid cínatý se rozpouští v polysulfidu na trithiocíničitan
SnS + Sx -2 --› SnS3-2 + (x-2)S
b) Sulfid cínatý se rozpouští v polysulfidu amonném na trithiocíničitan amo

Selen (34Se)

chemická značka Se, (lat. Selenium) je nekovový prvek za skupiny chalkogenů, významný svými fotoelektrickými vlastnostmi

Elementární selen se vyskytuje v několika krystalických formách, jejichž barva je buď šedá nebo tmavě červená. Je prakticky nerozpustný ve vodě, poměrně dobře se rozpouští v sirouhlíku.

Selen obvykle doprovází síru a tellur v jejich rudách. Je proto také obvykle získáván z odpadů po spalování síry při výrobě kyseliny sírové nebo ze zbytků po elektrolytické výrobě mědi ze sulfidických rud.

Elementární selen je za normálních podmínek stálý, poměrně snadno se slučuje s kyslíkem a halogeny. Ve sloučeninách se selen vyskytuje v mocenství Se 2-, Se 2+, Se 4+ a Se6+ .

Oxidy selenu vytváří reakcí s vodou příslušné kyseliny a existují i jejich soli s elektropozitivními prvky, nejstálejší z nich jsou selenany, seleničitany alkalických kovů.

Technologický význam selenu spočívá v současné době ve výrobě fotočlánků. Jedná se o zařízení, která za využití fotoelektrického jevu po ozáření světlem přímo produkují elektrickou energii. Selenidy mědi, galia a india jsou v tomto směru velmi perspektivními sloučeninami a dnes fungují fotoelektrické články na bázi selenu jako zdroje elektrické energie především v kosmickém výzkumu pro napájení přístrojů na oběžné dráze pomocí tzv. solárních panelů.

Fotočlánky s obsahem selenu se však používají i pro měření intenzity dopadajícího světla jako expozimetry např. ve fotoaparátech a kamerách. Také většina kopírovacích a reprodukčních přístrojů je osazena selenovými fotočlánky.

Selen se také používá v laserových tiskárnách na výrobu světlocitlivého válce, který možňuje samotný tisk. Při tisku se opotřebovává, obvykle se udává jeho životnost počtem výtisků.

Přestože většina sloučenin selenu je značně toxická, je zvláště v posledních letech intenzivně zkoumán vliv nedostatku selenu v každodenním potravinovém příjmu.

Polonium (84Po)

Polonium (Po, lat. Polonium) je nestabilní radioaktivní prvek, nejtěžší za skupiny chalkogenů. Byl objeven roku 1898 Marií Sklodovskou-Curie a pojmenován na počest její vlasti – Polska. Chemicky patří mezi kovy.

Polonium je členem uran-radiové, neptuniové i thoriové rozpadové řady a v přírodě se proto vyskytuje v přítomnosti uranových rud. Právě z uranové rudy – jáchymovského smolince bylo polonium poprvé získáno jako elementární prvek, přestože se jeho koncentrace pohybuje v množství 0,1 mg na tunu.

Uměle se připravuje ozařováním bismutu 209 Bi neutrony v jaderných reaktorech.

Praktické využití nalézají izotopy polonia jako alfa zářiče v medicíně a při odstraňování statického náboje v textilním průmyslu a výrobě filmů.


11) Výroba amoniaku, kyseliny dusičné a kyseliny fosforečné.

amoniak (NH3)

  • bezbarvý alkalický plyn,charakteristický pronikavý zápach,snadno zkapalnitelný,přítomen v nepatrném množství ve vzduchu a v sopečných plynech,snadno se rozpouští ve vodě,
  • vodné roztoky jsou slabě bazické – vzhledem k rovnováze:
    NH3(aq) + H2O → NH4+(aq) + OH-(aq)
  • příprava - reakcí amonných solí s roztoky silných zásad (NaOH, KOH, Ca(OH)2):NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O
  • průmyslová výroba - Haberova-Boschova vysokotlaká redukce dusíku vodíkem (p = 20 MPa, t = 400 °C, katalyzátor Fe):N2 + 3H2 → 2NH3
  • dále se získává z plynárenských nebo koksárenských čpavkových vod
  • volný el. pár na Nzpůsobuje jeho zásaditý charak:NH3 + HCl → NH4+Cl-
  • při pokojové teplotě stálý,při vysokých teplotách, zejména v přítomnosti katalyzátorů, se rozkládá na dusík a vodík - tímto způsobem se vysvětlují redukční vlastnosti amoniaku za zvýšené teploty,reakce se využívá k redukci oxidů ušlechtilých kovů:3CuO + 2NH3 → 3Cu + 3H2O + N2
    halogeny se redukují již za pokojové teploty:3Cl2 + 2NH3 → 6HCl + N2
  • reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí:
    2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 - síran amonný
  • na vzduchu hoří žlutým plamenem:
    • neúplné spalování:4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
    • úplné spalování:
      4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Pt, t = 800°C)
      2NO + O2 → 2NO2 (Pt, t = 400°C)
  • ve fluoru hoří za vzniku fluorodusíku (NF3),s chlorem poskytuje v závislosti na podmínkách několik produktů: chlorid amonný (NH4Cl), chloramin (NH2Cl), chlorimin (NHCl2), chlorodusík (NCl3)
    reakce poskytující chloramin (NH2Cl) je důležitá pro městské i domácí systémy čištění vody,za žáru reaguje s uhlíkem za vzniku kyanidu amonného a vodíku (NH4CN a H2),s fosforem vzniká fosfan a dusík (PH3 a N2),se sírou vzniká sulfan (H2S) a N2S4,s kovy reaguje za zvýšené teploty za vzniku nitridů,kapalný NH3 je nejznámější nevodné rozpouštědlo,rozpouští alkalické kovy za vzniku zbarvených elektricky vodivých roztoků,
  • vodné roztoky amoniaku nasycené vzduchem způsobují korozi mědi v mosazi, niklu,může být vázán jako ligand v koordinačních sloučeninách např.: anion tetraaminnměďnatý [Cu(NH3)4]2-,
  • kapalný NH3 má nižší teplotu tání i varu, nižší hustotu a elektrickou vodivost než H2O, je to zčásti způsobeno slabší vodíkovou vazbou v NH3 a dále tím, že tato vodíková vazba nemůže tvořit stejné sítě jako H2O (pouze jeden elektronový pár proti dvěma u H2O),
  • NH3 podléhá autoprotolýze - vzniká kation amonný (amonium) a anion amidový,2NH3 → NH4+ + NH2-
    • výroba kyseliny dusičné,výroba uhličitanu sodného Solvayovou metodou,v chladírenství jako cirkulační kapalina do chladicích zařízení (vysoké skupenské teplo vypařování),v různých formách jako hnojivo,


12) Výroba kyseliny sírové a peroxidu vodíku.

Výroba kyseliny sírové

Ø      první stupeň výroby je oxidace síry na oxid siřičitý, ten se průmyslově vyrábí spalováním síry, sulfanu nebo pražením sulfidů, druhý stupeň je oxidace SO2 na SO3 vzdušným kyslíkem: SO2 + 1/2 O2           SO3, potom se SO3 rozpouští v kyselině sírové, vzniká dýmavá kyselina sírová (oleum), která obsahuje zejména kyselinu disírovou H2S2O7, z olea lze ředěním vodou získat kyselinu sírovou požadovaného složení, výroba kyseliny sírové je ze všech chemických výrobna světě největší,

Ø      použití kys. sírové: kys. sírová se používá hlavně k výrobě průmyslových hnojiv (superfosfátu, síranu amonného), barviv a pigmentů, viskózových vláken, polymerů, k moření železných plechů, jako elektrolyt do akumulátorů, při zpracování ropných produktů, rud, aj.

Ø     

Ø      peroxidy - dvouprvkové sloučeniny obsahující dva atomy kyslíku navzájem spojené kovalentní vazbou -O-O - (skupina peroxo-), oxidační č. atomů kyslíku je -I

Ø      peroxid vodíku H2O2 - nejběžnější peroxosloučenina, kapalina ve vodě neomezeně rozpustná, chová se jako velmi slabá kyselina, lze od ní odvodit soli -peroxidy M2IO2 nebo hydrogenperoxidy MIHO2, peroxid vodíku je nestálý, většinou má oxidační účinky, na některá silná oxidační činidla však působí redukčně (např.na KmnO4, Cl2), vodný roztok H2O2 se používá jako bělící a dezinfekční prostředek


13) Prvky 7. hlavní skupiny, jejich vlastnosti a sloučeniny.

Prvky VII. skupiny, halogeny - jsou např. F, Cl, I, Br, At,

Fluor (9F)

  • kazivec - CaF2
  • kryolit - Na3AlF6
  • fluoroapatit - Ca5F(PO4)3
  • malá množství obsažena i ve vzácných minerálech, například:
    • sellait - MgF2
    • villiaumit - NaF
  • stopové množství obsaženo v mořské vodě, vodě slaných bažin
  • v kostech a zubech

průmyslová výroba

Jediným prakticky používaným způsobem výroby je Moissanova metoda, která je založena na elektrolýze směsi fluoridu draselného (KF) a bezvodého fluorovodíku (HF).

V elektrolyzérech, které pracují při středních teplotách (80 – 100 °C) je poměr KF : HF 1 : 2, ve vysokoteplotních (240 °C) je poměr 1 : 1. Elektrolyzéry pracující při středních teplotách mají oproti vysokoteplotním několik výhod - uvnitř komor nižší tlak HF, snížená možnost koroze, delší životnost anody.

H2 a F2 spolu reagují velmi explozivně, a proto musí být prostor mezi katodou a anodou oddělen diafragmou. Teplota i výška hladiny elektrolytu jsou řízeny automaticky. Nádoba z měkké oceli je zároveň katodou. Anoda je tyč z kompaktního negrafitizovaného uhlíku.

Fluor se dodává v tlakových lahvích (230 g2,7 kg). Kapalný v nádržích o obsahu 2,27 t. Tyto nádrže jsou vybaveny chladícím obalem naplněným kapalným dusíkem.

fyzikální vlastnosti

  • světle žlutý plyn,kondenzuje na hnědavou kapalinu,molekula biatomická,nejčastěji v plynném stavu,jedovatý, pronikavě dráždivý zápach,jeden z jeho izotopů radioaktivní (18F), poločas rozpadu 109,8 min,

chemické vlastnosti

  • nejreaktivnější ze všech prvků,reaguje se všemi prvky vyjma helia, argonu a neonu, s některými za vzniku tepla a světla ,často se slučuje přímo a to s takovou rychlostí, že reakce mívá až explozivní průběh,
  • velmi silné oxidační činidlo,s vodíkem se slučuje i v temnu a při velmi nízkých teplotách explozivně
  • tendence odebírat vodík jiným sloučeninám:2H2O + 2F2 → O2 + 4HF
  • z oxidů kovů uvolňuje kyslík nebo se s nimi slučuje na fluorid-oxidy,
  • velmi prudce rozrušuje organické sloučeniny,nepůsobí na sklo pokud je suchý a dokonale zbavený stop fluorovodíku,
  • fluorovodík (HF)
    • silně páchnoucí bezbarvý plyn,
    • bezvodý fluorovodík se vyrábí působením kyseliny sírové na kazivec:
      CaF2(s) + H2SO4(l) → 2HF(g) + CaSO4(s)
      reakce endotermická, proto se provádí za zvýšené teploty,
    • vodný roztok fluorovodíku = kyselina fluorovodíková (nejslabší halogenvodíková kyselina), disociace:HF + H2O → F- + H3O+
      může být i ve formě diméru (jako jediná halogenvodíková kyselina vytváří hydrogensoli):H2F2 + H2O → (HF2)- + H3O+
    • fluorovodík i kyselina fluorovodíková leptají sklo:
      SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O,
      proto se uchovávají v lahvích z umělé hmoty,
    • kyselina fluorovodíková je bezbarvá kapalina, vroucí při laboratorní teplotě a na vzduchu dýmající,páry fluorovodíku i jeho vodného roztoku jsou velmi jedovaté a silně leptají tkáně,
      • citlivost i neškodně vyhlížejících popálenin způsobených HF se projevuje později,charakteristická bílá poranění jsou mimořádně bolestivá,
      • původně se z HF vyráběly freony využívané v chladících systémech a tlakových rozprašovačích, v některých zemích je jejich výroba zastavena pro poškozování ozónové vrstvy Zemědnes se používá k výrobě syntetického kryolitu (zvýšená výroba hliníku)katalyzátor při alkylaci ropy,
      • při leptání skla,opalizování žárovek a televizních obrazovek,
  • fluoridy
    • příprava
      • reakcí kyseliny fluorovodíkové s většinou kovů (mimo Au a platinový kovů),
      • reakcí kyseliny s oxidy, hydroxidy nebo uhličitany příslušných kovů,
      • fluoridy alkalických kovů jsou ve vodě rozpustné s výjimkou fluoridu lithného,
      • fluoridy kovů podskupin B barevné, podskupin A bezbarvé,
      • fluoridy jednak normální (např. NaF), jednak hydrogenfluoridy, které můžeme získat adicí fluorovodíku na normální fluorid:
        KF + HF → KHF2
    • fluorid sodný (NaF)
        • fluoridace vody,konzervování dřeva,výroba insekticidů a fungicidů,
    • fluorid cínatý (SnF2)
        • do zubních past k prevenci tvorby zubního kazu
  • oxid fluoru (OF2), peroxid fluoru (O2F2)
    • látky velmi reaktivní
  • kyselina tetrafluoroboritá (H[BF4]) a tetrafluoroboritany [BF4]-
      • elektrické pokovování,,katalyzátory a tavidla při výrobě kovů a povrchové úpravě kovů
  • kyselina hexafluorokřemičitá (H2[SiF6]) a hexafluorokřemičitany ([SiF6]2-)
      • výroba skla a keramiky,úprava rud,fluoridace vody,
  • kyselina fluorná (HFO)
    • bílá pevná látka, která taje při -117 °C na světle žlutou kapalinu,
    • rychle reaguje s vodou na HF, H2O2 a O2,
      ve zředěných kyselých roztocích vzniká převážně H2O2
      v alkalických roztocích je vedle HF hlavním produktem O2

Chlor (17Cl)

  • chlor je v pořadí výskytu prvků v zemské kůře na dvacátém místě,vyskytuje se pouze ve sloučeninách,největší zásoby chloridů jsou v mořské vodě,menší množství chloridů je ve vodách některých vnitrozemských moří a slaných jezer
  • sylvín - KCl
  • halit - NaCl
  • karnalit - KCl·MgCl2·6H2O
  • kainit - KCl·MgSO3·3H2O

laboratorní příprava

oxidací kyseliny chlorovodíkové (Např.: oxidem manganičitým, manganistanen draselným, dichromanen didraselným):
MnO2 + 4HCl → Cl2 + MnCl2 + 2H2O
16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O
14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

průmyslová výroba

  • elektrolytická oxidace chloridových iontů
  • elektrolýza taveniny NaCl:
    A: Cl- - e- → Cl
    2Cl → Cl2
  • K: Na+ + e- → Na
  • elektrolýza roztoku NaCl (s diafragmou):
    A: Cl- - e- → Cl
    2Cl → Cl2
    K: Na+ + e- → Na
    2Na + 2H2O → 2NaOH(aq) + H2
  • vedlejší produkt při výrobě hydroxidu sodného amalgámovým způsobem:
    A: Cl- - e- → Cl
    2Cl → Cl2
    K: Na+ + e- → Na
    Na + xHg → 2NaHgx + 2H2O → 2NaOH(aq) + H2 + 2xHg
    při této výrobě protéká roztok chloridu sodného (NaCl) v elektrolyzéru s grafitovými elektrodami po vrstvě rtuti (Hg), vzniká plynný chlór (Cl2) a amalgám sodíku (NaHgx)

fyzikální vlastnosti

  • žlutozelený plyn charakteristického zápachu ,ve vyšších koncentracích toxický (malé množství dráždí ke kašli a může způsobit nebezpečné záněty dýchacích orgánů) ,biatomická molekula, dvaapůlkrát těžší než vzduch,

chemické vlastnosti

  • velmi reaktivní ,reaguje se všemi prvky kromě kyslíku, dusíku, vzácných plynů a platinových kovů,oxidační vlastnosti ,z bromidů vytěsňuje brom a z jodidů jod ,
  • ve vodě rozpustný na tzv. chlorovou vodu:Cl2 + H2 → HCl + HClO
    na světle pokračuje rozklad kyseliny chlorné na kyselinu chlorovodíkovou a kyslík:HClO → HCl + O
    chlorová voda má oxidační vlastnosti
  • směs stejných objemů chlóru a vodíku při náhlém intenzivním osvětlení vybuchuje a nazývá se chlorový třaskavý plyn (ve tmě dochází k velmi pomalému slučování)
  • výroba chlorovaných organických sloučenin (alkylchloridy, vinylchlorid),bělení papíru, textilu a celulózy ,dezinfekce pitné a užitkové vody (v plaveckých bazénech a odpadních stokách) ,
  • výroba anorganických sloučenin (HCl, HClO, NaClO3 atd.)
  • chlorovodík (HCl)
    • výroba
      • spalováním vodíku v chloru:H2 + Cl2 → 2HCl
      • vedlejší produkt při průmyslové chloraci uhlovodíků
      • vytěsňování chlorovodíku z chloridu sodného koncentrovanou kyselinou sírovou:2NaCl + H2SO4 → 2HCl + Na2SO4 (600 °C)
    • bezbarvý plyn ostře štiplavého zápachu ,těžší než vzduch ,poměrně snadno zkapalnitelný ,
      • výroba bezvodého chloridu amonného (NH4Cl),syntéza bezvodých chloridů kovů,výroba chloridu chloričitého (ClO2), výroba oxidu hlinitého (Al2O3), výroba oxidu titaničitého (TiO2)
  • kyselina chlorovodíková (HCl(aq))
    • výroba - rozpouštěním chlorovodíku ve vodě,
    • jednosytná silná kyselina,moření oceli a jiných kovů, při kterém se odstraňuje krusta oxidů,koagulace latexu,rozklad kostí, které se používají jako surovina k výrobě želatiny,výroba chloroprenu,výroba PVC,příprava chloridů,
  • chloridy (Cl-)
    • příprava - reakcí kovu, oxidu, hydroxidu nebo uhličitanu kovu s kyselinou chlorovodíkovou,
    • podle způsobu vazby rozdělujeme chloridy
      • iontové - do této skupiny patří chloridy alkalických kovů, kovů alkalických zemin,lanthanoidů, tvoří krystaly dobře rozpustné ve vodě (např. NaCl, CaCl2)
      • kovalentní - tuto skupinu tvoří chloridy nekovů a chloridy kovů s oxidačním číslem ≥ III (např. TiCl4, SiCl4, SnCl4, PCl5)
      • přechodné kovy s vysokými teplotami tání tvoří halogenidy, které mají charakter klastrů
    • podle rozpustnosti ve vodě
      • chloridy nerozpustné ve vodě (Ag, Hg, Pb)
      • chloridy rozpustné ve vodě (CaCl2, FeCl3)
      • chloridy s vodou reagující:
        TiCl4 + 2H2O → TiO2 + 4HCl
        PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl
  • oxidy
    • oxid chlorný (Cl2O)
      • hnědožlutý plyn ,kondenzuje na červenohnědou kapalinu nebo pevnou látku,při zahřívání nebo zapálení exploduje ,
      • příprava reakcí suchého chloru s suchým oxidem rtuťnatým při 0 °C:HgO + 2Cl2 → Cl2O + HgCl2
      • rozpustný ve vodě, roztok obsahuje kyselinu chlornou:
        Cl2O + H2O → 2HClO
        • výroba chlornanů,bělení celulózy,chlorovaná rozpouštědla
    • oxid chloritý (Cl2O3)
      • tmavohnědá pevná látka,
      • exploduje při teplotách pod 0 °C
        • oxidační činidlo
    • oxid chloričitý (ClO2)
      • výroba - redukcí silně kyselého roztoku chlorečnanu chloridem:
        ClO3- + Cl- + 2H+ → ClO2 + ½ Cl2 + H2O
      • žlutý paramagnetický plyndimér Cl2O4 - světle žlutá kapalina
      • silné oxidační vlastnosti – cukr nebo fosfor ve styku s ním vzplanou

výroba papíru

      • bělení celulosy
    • oxid chlorový (Cl2O6)
      • příprava - redukcí oxidu chloričitého ozonem
        2ClO2 + 2O3 → Cl2O6 + 2O2
      • tmavočervená kapalina ,snadno se rozkládá na ClO2 a O2
      • hydrolýzou vzniká kyselina chlorečná a chloristá
        Cl2O6 + H2O → HCLO3 + HCLO4
    • oxid chloristý (Cl2O7)
      • příprava - opatrná dehydratace kyseliny chloristé kyselinou fosforečnou při -10 °C,
      • bezbarvá olejovitá kapalina,anhydrid kyseliny chloristé ,
  • kyseliny
    • kyselina chlorná (HClO)
      • slabá kyselina,málo stálá ,známá pouze ve vodných roztocích ,
      • silnější roztoky podléhají disproporcionaci:
        3HClO → HClO3 + 2HCl
      • příprava
        • hydrolýzou chloru:
          Cl2 + H2O → HClO + HCl (Cl- se z reakční směsi odstraňují přidáním HgO nebo Ag2O)
        • reakcí oxidu chlorného s vodou při 0 °C:
          Cl2O + H2O crarr; 2HClO
      • soli - chlornany (ClO)-
        • silná oxidační činidla ,desinfekční a bělící činidla ,
        • vznikají zaváděním chlóru do roztoků hydroxidů:
          2NaOH(aq) + Cl2 → NaClO(aq) + NaCl + H2O
        • chlornan sodný (NaClO) – bělení
        • chlorovaný fosforečnan trisodný (Na3PO4 · 11H2O)4 · NaClO – detergent v myčkách nádobí
          s chloridem vápenatým CaCl2 tzv. bělící korek
        • chlornan vápenatý (Ca(ClO)2) – bělení celulózy a papíru
        • chlorové vápno Ca(ClO)2·CaCl2·Ca(OH)2 · 2H2O – bělení a desinfekce
    • kyselina chloritá HClO2
      • příprava - vytěsněním ze suspenze chloritanu barnatého kyselinou sírovouBa(ClO2)2 + H2SO4 → 2HClO2 + BaSO4
      • slabá kyselina,nejméně stálá oxokyselina chlóru,jen ve vodném roztoku,
      • rozkládá se:
        5HClO2 → 4ClO2 + HCl + 2H2O
      • 3HClO2 → 2HClO3 + HCl
      • soli - chloritany (ClO2)- - oxidační a bělící činidla
    • kyselina chlorečná (HClO3)
      • příprava reakcí chlorečnanu barnatého s kyselinou sírovou:
        Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO3
      • jen ve vodném roztoku,silná kyselina ,při vyšší koncentraci než 40% nestálá a rozkládá se:
        8HClO3 → 4HClO4 + 2Cl2 + 3O2 + 2H2O
        3HClO3 → HClO4 + 2ClO2 + H2O
      • soli - chlorečnany (ClO3)-
        • vznikají zaváděním chlóru do hydroxidu:
          6KOH + 3Cl2 → KClO3 + 5KCl + 3H2O
        • chlorečnan sodný (NaClO3)- herbicid, sušení sojových bobů ,
        • chlorečnan draselný (KClO3)- složka zápalných směsí pro hlavičky zápalek,
    • kyselina chloristá (HClO4)
      • příprava - reakcí chlorečnanu barnatého s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou:
        Ba(ClO4)2 + 2HCl → 2HClO4 + BaCl2 (vysráží se a odfiltruje)
      • nejstálejší kyselina z kyslíkatých kyselin chloru,dá se připravit bezvodá,bezbarvá kapalina,velmi silné oxidační činidlo,při nárazu vybuchuje ,reaguje explozivně s organickými látkami,
      • soli - chloristany (ClO4)-,
        • silná oxidační činidla ,
        • chloristan amonný (NH4ClO4) - oxidační činidlo pro raketové palivo,
        • chloristan draselný (KClO4)- - hlavní složka pyrotechnických směsí pro ohňostroje, signalizační světla,
          směs KClO4, S a Al – vytváření bílých záblesků a zvukových efektů hromu,
          směs KClO4 a Mg – světelné efekty (divadlo, rockové koncerty),

Brom (35Br)

  • je velmi reaktivní proto se vyskytuje pouze ve sloučeninách,,brom se obvykle vyskytuje s chlorem, ale v podstatně menší koncentraci,
  • minerály:
    • bromkarnalit - KBr·MgBr2·6H2O
    • bromargyrit AgBr

laboratorní příprava

  • laboratorně se získává zahřívání bromidu draselného s oxidem manganičitým:
    2KBr + MnO2 + 2H2SO4 → Br2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O

průmyslová výroba

  • oxidací bromidů chlorem, vzniklý brom se z roztoku vytěsní proudem vodní páry nebo vzduchu, kondenzuje a nakonec se přečišťuje,brom se z bezpečnostních důvodů původně přepravoval v nádobách, které obsahovaly 3 až 4 kg bromu,

fyzikální vlastnosti

  • tvoří biatomické molekuly,tmavě červená kapalina, pronikavého zápachu,leptá sliznice a dráždí ke kašli,rozpustný ve vodě – nasycený roztok se nazývá bromová voda,lépe než ve vodě se rozpouští v sirouhlíku, chloroformu atd.

chemické vlastnosti

  • reaktivní prvek (reaktivita klesá od fluoru k jódu),s vodíkem se slučuje až za zvýšené teploty,reaguje prudce s nekovy (např. fosforem), některými kovy (K, Al),má oxidační vlastnosti
  • výroba bromovaných organických sloučenin – účinné nematocidy (prostředek h hubení červů), pesticidy (herbicidy, insekticidy, fungicidy),výroba organických kapalin s velkou hustotou pro vrtné výplach,výroba léčiv a barviv,dezinfekce vody,
  • výroba anorganických sloučenin, např. bromid stříbrný pro fotografické účely
  • bromovodík (HBr)
    • vyrábí se katalyzovanou syntézou vodíku a brómu
      H2 + Br2 → 2HBr (200 - 400 °C/Pt)
    • laboratorně se připraví reakcí bromu s červeným fosforem a vodou:
      3Br2 + 3P + 6H2O → 6HBr + 2H3PO3
      2H3PO3 + H2O + Br2 → 2HBr + H3PO4
    • mezi molekulami nedochází k vytváření vodíkových vazeb,bromovodík je bezbarvý plyn pronikavého zápachu,vzdušným kyslíkem se vlhký bromovodík oxiduje
      • výroba anorganických bromidů,syntéza alkylbromidů z alkoholu nebo přímou adicí na alkeny,katalyzátor v organické chemii,
  • kyselina bromovodíková (HBr(aq))
    • roztok bromovodíku ve vodě,patří mezi silné kyseliny,je snadno oxidovatelná: 2HBr + H2O2 → 2H2O + Br2
  • bromidy
    • většinou bezbarvé látky, pokud zabarvení není způsobeno kationem,většina bromidů je rozpustných ve vodě ,nerozpustný je bromid stříbrný, rtuťný a měďný,alkalické bromidy vznikají reakcí alkalického hydroxidu s bromem; vznikají bromičnany a ty se na bromidy rozloží buď přímo nebo s příměsí dřevěného uhlí
      6NaOH + 3Br2 → 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
      NaBrO3 + 3C → NaBr + 3CO
    • nerozpustné bromidy vznikají reakcí příslušné soli s alkalickým bromidem:NaBr + AgNO3 → AgBr + NaNO3
  • oxid bromný (Br2O)
    • příprava - působením par bromu na oxid rtuťnatý:
      2HgO + 2Br2 → Br2O + HgBr2 · HgO
    • rozpouští se v alkalických hydroxidech za vzniku bromnanů (BrO)-:
      Br2O + 2OH- → 2(BrO)- + H2O
  • oxid bromičitý (BrO2)
    • žlutá krystalická látka
    • při teplotě 0 °C se rozkládá na prvky
    • v alkalických roztocích dochází k disproporcionaci:
      6BrO2 + 6OH- → 5BrO3- + Br- + 3H2O
  • kyselina bromná (HBrO)
    • velmi reaktivní,málo stálá, známá pouze ve vodných roztocích,slabá kyselina,
    • nejčastěji se připravuje disproporcionační hydrolýzou:
      Br2 + H2O → H+ + Br- + HBrO
      halogenidové ionty se odstraní přidáním oxidu rtuťnatého (HgO) nebo oxidu stříbrného (Ag2O),
    • roztok HBrO se rozkládá dvěma způsoby:
      2HBrO → 2H+ + 2Br- +O2
      3HBrO → 3H+ + 2Br- + (BrO3)-
    • soli se nazývají bromnany (BrO)-,
      jsou málo stálé a rychle se rozkládají na bromičnany a bromidy:
      3NaBrO → NaBrO3 + 2NaBr
    • bromnany se používají jako oxidační činidla
  • kyselina bromitá (HBrO2)
    • pokud vůbec existuje pak jen velmi krátkou dobu ve zředěných roztocích,soli bromitany (BrO2)- jsou nestálé látky,
  • kyselina bromičná (HBrO3)
    • příprava - reakcí bromičnanu barnatého a kyseliny sírové:,
      Ba(BrO3)2 + H2SO4 → 2HBrO3 + BaSO4
    • vodný roztok může být zahuštěn asi na 50% koncentraci, pak dochází k rozkladu:4HBrO3 → 2Br2 + 5O2 + 2H2O
    • ve vodném roztoku je silnou kyselinou,má oxidační vlastnosti,soli se nazývají bromičnany (BrO3)-,
      připravují se disproporcionací bromu v horkých roztocích hydroxidů:
      3Br2 + 6OH- → BrO3- + 5Br- + 3H2O
    • při zahřátí se bromičnany rozkládají:2KBrO3 → 2KBr + 3O2
    • jsou to silná oxidační činidla
  • bromistany (BrO4)-
    • příprava - oxidací vodných alkalických roztoků bromičnanů plynným fluorem:BrO3- + F2 + 2OH- → BrO4- + 2F- + H2O
      fluoridy se odstraní vysrážením ve formě CaF2, nezareagovaný bromičnan jako nerozpustný bromičnan stříbrný (AgBrO3),,
    • roztoky bromistanů (BrO4)- jsou při normální teplotě stálé,jsou to velmi silná oxidační činidla,silnější než všechny ostatní oxoanionty halogenů ve vodném roztoku

Jod (53I)

  • ve vodách moří a oceánů; v malém množství v horninách, vodách a ovzduší;ve vodních řasách.

Jod je za normálních podmínek temně fialový krystalický prvek, složený z molekul I2. Sublimuje už při laboratorní teplotě na fialové jedovaté páry. Ve vodě se rozpouští nepatrně, snadno se rozpouští v organických rozpouštědlech (CHCl3, CCl4).
Je součástí hormonu, který vylučuje štítná žláza. Tento hormon má vliv na růst, metabolismus, činnost srdce a cév. Živý organismus ho přijímá v zelenině (cibule), v mléku mořských rybách. Nedostatek jodu se projeví nemocí zvanou struma. Kuchyňská sůl se joduje přídavkem NaI.

Čistý jod se připravuje reakcí jodidů, např. s peroxidem vodíku:

2 KI + H2O2 + H2SO4 I2 + K2SO4 + 2 H2O

Redukcí kyslíkatých sloučenin halogenů

2 IO3- + 5 HSO3- + 2 H3O+ I2 + 5 HSO4- + 3 H2O

Hlavním zdrojem elementárního jodu jsou matečné louhy po zpracovíní chilského ledku.

NaIO3 + NaHSO3 + Na2SO3 I2 + Na2SO4 + H2O

Jod přítomný ve formě jodidů ve vodném výluhu popelu mořských chaluh se získává např. oxidací dichromanem.

6 I- + Cr2O72- + 14 H3O+ 3 I2 + Cr23+ + 21 H2O

Jod se získává z několika přírodních zdrojů. Jedním z nich jsou přírodní solanky. Jodidy obsažené v těchto solankách se oxidují chlorem na jod.

2 I- + Cl2 I2 + 2 Cl-

  • v medicíně se používá zředěný roztok jodu v ethanolu jako jodová tinktura; AgI na výrobu fotografických materiálů; na přípravu organických sloučenin jodu; k výrobě stabilizátorů barviv a pigmentů.

14) Prvky 1. a 2. vedlejší skupiny - vlastnosti a sloučeniny.

Měď (29Cu)

  • Sloučeniny na mnoha místech: Cu2S – chalkosin = leštěnec měďnatý, CuFeS2 – chalkopyrit, Cu2O – kuprit
  • Ryzí měď – zřídka

Sirníková ruda Cu (nutno zbavit přimíšenin = obohatit rudu)

-oxidace: CuO - redukce C: Cu

výroba:                                              2Cu2S + 3O2 → 2Cu2O + 2SO2

                                                         Cu2S + 2Cu2O → 6Cu + SO2

výroba v laboratoři:                            Fe + CuSO4 Cu + FeSO4

pražení:

odstraní podíl S (-SO2

  1. Cu2S + O2 - Cu2O + SO2
  2. Cu2O + Cu2S  SO2 + Cu

 

tavení:

v šachtových pecích za přidání koksu:

CuO + FeS + C + SiO2 - Cu2S + FeSiO3 + CO

  • Kov červené barvy,V tenkých vrstvách prosvítá zelenomodře,Houževnatá, tažná,Měkká,Znečištění (i malé) velice snižuje vodivost
  • reakce Cu s kyselinami:                   Cu + 2H2SO4 konc. → CuSO4 + SO2 + 2H2O

                                                         3Cu + 8HNO3 zřed. → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

                                                         Cu + 4HNO3 konc. → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2

  • Po Fe a Al nejdůležitější kov,Je drahá,Přístroje,Součásti strojů, nářadí, nástroje,Umělecká řemesla,Pokrývání střech,Obkládání lodí,Největší význam: dráty elektrického vedení 

       sloučeniny měďné

jodometrické stanovení Cu2+              2Cu2+ + 4I- → 2CuI + I2

                                                         2Na2S2O3 + I2 → Na2S4O6 + 2NaI

disproporcionace Cu2O                     Cu2O + H2SO4Cu + CuSO4 + H2O

 

      sloučeniny měďnaté

vznik Cu(OH)2                                  Cu2+ + 2OH- Cu(OH)2

tepelný rozklad Cu(OH)2                   Cu(OH)2CuO↓ + H2O

srážecí reakce                                    Cu2+ (aq) + 2OH- (aq) → Cu(OH)2

působení roztoku NH3                       Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2       modré zbarvení

rozklad dusičnanu měďnatého            2Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2

 

      rozpustné soli měďnaté

výroba modré skalice                         Cu + 2H2SO4 konc. → CuSO4 + SO2 + 2H2O

                                                         3Cu + 3H2SO4 + 2HNO3 + 11H2O → 3CuSO4 . 5H2O + 2NO

změna barvy modré skalice                CuSO4 . 5H2O modrý → CuSO4 bezbarvý (bílý)   - za vys.teploty

výroba CuCl2 . 2H2O                        CuO + 2HCl + H2O → CuCl2 . 2H2O

 

      nerozpustné soli měďnaté

vznik CuS                                          Cu2+ + H2S → CuS + 2H+

 

[Cu(H2O)4]2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+ + 4H2O

světle modrý                              sytě modrý

Stříbro (47Ag)

  • ryzí ,ve sloučeninách
    • argentit Ag2S
    • kerargyrit AgCl ,

průmyslová výroba

  • Většina dnes vyráběného stříbra je vedlejším produktem odpadajícím při zpracování neželezných kovů (např. Cu, Pb, Zn). Například při výrobě Cu se anodové kaly zpracovváají horkou H2SO4 za současného prohánění reakční směsi vzduchem. Zbytek, který zůstává nerozpuštěn, se zahřívá s vápnem nebo křemenem, přičemž zbývající kovy přecházejí do strusky. Stříbro o čistotě 99,9% se z roztoku vyloučí elektrolyticky.
  • Je-li Ag v rudě ryzý, většinou zarostlé do křemene) nebo je-li ruda bohatá na sulfid nebo chlorid stříbrný a není Pb, získává se způsobem kyanidovým.
    Na dobře rozmělněnou rudu se působí roztokem kyanidu sodného, takže se tvoří kyanid stříbrný který s nadbytkem roztoku kyanidu sodného přechází v rozpustný komplexní kyanostříbrnan sodný:
    AgCN + NaCN  Na[Ag(CN)2].
    Roztok se zfltruje a dále zpracuje elektrolyticky nebo se sráží Zn:
    Na[Ag(CN)2] + Zn  2Ag + Na[Zn(CN)4].

fyzikální vlastnosti

  • bílý kov ,lesklý ,kujný, tažný ,nejlepší vodič tepla a elektrřiny ,ve vodě nepatrně rozpustný ,2 izotopy ,

chemické vlastnosti

  • stálé vůči kyslíku ,s halovými prvky reaguje již za obyčejné teploty ,se sírou vzniká černý Ag2S ,účinkem H2S, který je ve vzduchu přítomen ve stopách, pomalu hnědne a černí vrstvičkou sulifdu ,nerozpustný ve zředěné H2SO4 a kys. HCl ,
  • reaguje s kys. HNO3 a horkou H2SO4,
    3Ag + 4HNO3  3AgNO3 + 2H2O + NO
    2Ag + 2H2SO4  Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
  • v přítomnosti vzduchu se snadno rozpouští v roztocích alkalických kyanidů ,
  • z veškerého vyrobeného stříbra jedna třetina na fotografiké účely ,
  • ze zbytku,
    • výroba uměleckých a ozdobných předmětů ,elektrotechnika stříbření zrcadel ,výroba baterií Ag-Zn, Ag-Cd ,zubní amalgám (Hg + Ag, Sn) ,koloidní roztoky stříbra a roztoky stříbrných solí mají baktericidní účinky i ve velkém zředění - dezinfekce studní
  • halogenidy
    • AgF - žlutý, nerozpustný
    • AgCl - bílý, nerozpustný
    • AgBr - světle žlutý, nerozpustný
    • AgI - žlutý, nerozpustný
    • AgF2 - hnědý
    • Ag2F - žlutozelený
    • vznikají reakcí Ag+ iontů s ionty halogenidovými
    • AgCl a AgBr reagují s příslušnými halogenvodíkovými kyselinami, s NH3 i alkalickými kyanidy za vzniku komplexních iontů
    • význam ve fotografii
  • oxid stříbrný (Ag2O)
    • srážením stříbrných iontů alkalickými hydroxidy
      2AgNO3 + 2NaOH  Ag2O + H2O + 2NaNO3
    • při vyšší teplotě nestálý ,snadno se redukuje vodíkem ,rozpouští se v NH3 ,
    • z amoniakálních stříbrných roztoků, které jsou delší dobu na vzduchu, se může vylučovat nebezpečná tmavá sraženina obsahující tzv. 'třaskavé stříbro'
  • hydroxid stříbrný (AgOH)
    • existuje pouze ve vodním roztoku ,v pevném stavu se redukuje na kov
  • dusičnan stříbrný (Ag(NO)3)
    • reakcí stříbra s kyselinou dusičnou ,pevná bílá látka ,
    • rozpustná v H2O i alkoholu ,antiseptické a leptavé účinky - lékařství ,
    • při styku s organickou látkou se rozkládá a zanechává tmavé skvrny vyredukovaného kovu ,kys. vinná vylučuje stříbro v lesklé a souvislé vrstvě z amoniakálního roztoku - výroba zrcadel ,
    • v analytické chemii činidlo pro důkaz halogenidů

Zlato (79Au)

  • ryzí - v nerostech, buď v křemeni nebo v pyritu, zvětráváním hornin se dostalo do řek, které vytvořily nánosy zlatonosného písku ,ve sloučeninách
    • sylvanit AuAgTe4
    • calaverit AuTe2

průmyslová výroba

  • rýžováním z vodního písku
  • dolováním - vytěžená hornina se drtí na prášek, uvolní se zrnka kovu a ta se z tohoto materiálu extrahují buď amalgamací Hg (ze vzniklého amalgamu se Au získává oddestilováním Hg) nebo kyanidovým způsobem za současného vhánění vzduchu
    4Au + 8NaCN + O2 + 2H2O  4Na[Au(CN)2] + 4NaOH.
    Z roztoku, se zlato vysráží zinkem. Zlato se může elektrolyticky přečistit na kov čistoty 99,5%.

fyzikální vlastnosti

  • světle žlutý lesklý kov ,měkký ,dokonale tažný ,dobrý vodič tepla a elektřiny
  • ze zředěných vodních roztoků AuCl3 působením redukčních činidel se získává koloidní zlato (roztoky červené, modré, falové) př. 'Cassiův purpur' - vzniká redukcí SnCl2 (barvení skla a keramiky) ,jeden izotop

chemické vlastnosti

  • vůči kyslíku stálé ,odolává kyselinám ,rozpouští se v lučavce královské (koncentrovaná HCl a HNO3 v poměru 1:3), rozpouští se v kyselinách, je-li přítomna oxidující směs, např. volný brom
  • v mezinárodním obchodu ,výroba šperků (ve slitinách s příměsí Cu, Ag, někdy Pd) ,zubní lékařství, revmatologie, léčba nádorů ,v průmyslu elektroniky (materiál na nekorodující kontakty) ,
  • kosmický výzkum stavebnictví - folie tloušťky 20 pm na vnitřních stranách oken jako tepelná izolacce (v zimě zabraňuje ztrátám tepla, v létě odráží infračervené záření)
  • jsou odvozeny od jednomocného a trojmocného Au
  • halogenidy
    • AuF3 - žlutooranžový
    • AuBr3 - červenohnědý
    • AuCl - žlutý
    • AuI - žlutý
    • AuCl3
      • červený, rozpustný ,působením lučavky nebo chloru na práškové Au ,
      • v jeho vodném roztoku je obsažena komplexní kys. H2[AuCl3(O)] - trichloro-oxozlatitá ,
      • redukcí - 'Cassiův purpur' - viz fyzikální vlastnosti ,
      • reaguje s HCl,
        AuCl3 + HCl  H[AuCl4] - kys. tetrachlorozlatitá - krystaluje jako tetrahydrát - žluté silně hygroskopické jehličky Na[AuCl4]·2H2O - sklářský průmysl, zdobení porcelánu, výroba léčiv, galvanické pozlacování
  • oxid zlatitý (Au2O3)
    • hnědočený prášek ,vzniká při zahřívání Au(OH)3
  • hydroxid zlatitý (Au(OH)3)
    • srážení - z chloridu zlatitého alkalickým hydroxidem nebo uhličitanem
      AuCl3 + 3NaOH  Au(OH)3 + 3NaCl
      AuCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O  2Au(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl
    • má amfoterní charakter, převládá charakter kyseliny
      Au(OH)3 + OH-  [Au(OH)4]- [AuO2]- + 2H2O
  • kyanid zlatný (AuCN)
    • žlutá barva ,nerozpustný ,
    • snadno vytváří komplexní sloučeniny s alkalickými kyadnidy
      AuCN + NaCN  Na[Au(CN)2] - dikyanozlatnan sodný
    • zahříváním se rozkládá2AuCN  2Au + (CN)2 - dikyan


15) Titan a vanad, jejich vlastnosti a sloučeniny.

Titan (22Ti)

  • ilmenit - FeTiO3 (Kanada, USA)
  • rutil - TiO2 (Austrálie)

průmyslová výroba

Výroba je založena na redukci rutilu nebo ilmenitu uhlíkem v proudu chloru (Cl2. Vzniklý chlorid titaničitý (TiCl4) se oddestiluje od chloridu železitého (FeCl3).
Poté se redukuje v argonové atmosféře roztaveným hořčíkem nebo vápníkem. Chlorid hořečnatý se odstraňuje vyluhováním vodou rozpouštěním ve zředěné kyselině chlorovodíkové (HCl) případně destilací (Krollova metoda):
2FeTiO3+7Cl2+6C → 2TiCl4+2FeCl3+6CO (t = 900 °C)
TiCl4+2Mg → Ti+2MgCl2 (t = 900-1150 °C)

fyzikální vlastnosti

  • stříbrolesklý kov,vysoká teplota tání,mechanické vlastnosti závislé na přítomnosti nečistot (O, N, C),jemně práškový je samozápalný,

chemické vlastnosti

  • za vyšší teploty reaguje s většinou nekovů,odolný vůči korozi (vrstva oxidu),
  • nerozpouští se v kyselinách ani za tepla s výjimkou kyseliny fluorovodíkové (HF) - vzniká rozpustný fluorokomplex,nereaguje ani s horkými roztoky hydroxidů,
  • oxidační činidla (např.: kyselina dusičná (HNO3)) kov pasivují - ochranná vrstva oxidu
  • letecký průmysl - konstrukční materiál, výroba motorů,námořní zařízení,konstrukce v chemickém průmyslu
  • halogenidy titaničité (TiX4)
    • fluorid titaničitý (TiF4)
      • příprava - působení bezvodého fluorovodíku (HF) na chlorid titaničitý (TiCl4) 4HF + TiCl4 → TiF4 + HCl
      • bílá netěkavá látka,hygroskopická látka
    • chlorid titaničitý (TiCl4)
      • příprava – působením chloru (Cl2) na zahřátý oxid titaničitý (TiO2) v přítomnosti redukčního činidla (např. uhlík)
        TiO2 + 2Cl2 + 2C → TiCl4 + 2CO
      • bezbarvá kapalina,při teplotě t = 320 - 340 ºC sublimuje,
      • hygroskopická a hydrolyzovatelná látka
        TiCl4 + 2H2O → TiO2 + 4HCl
      • tvoří komplexy s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) ,
      • užití – meziprodukt při výrobě oxidu titaničitého (TiO2) ,
      • výchozí látka pro přípravu organických sloučenin
    • bromid titaničitý (TiBr4)
      • příprava a vlastnosti stejné jako u chloridu titaničitého (TiCl4) ,oranžová látka
    • Jodid titaničitý (TiI4)
      • příprava – působením jodidu hlinitého (AlI3) na oxid titaničitý (TiO2) při teplotě t = 130 - 400 ºC
        4 AlI3 + 3TiO2 → 3TiI4 + 2Al2O3
      • tmavě hnědá látka
      •  užití – výroba čistého kovu
  • halogenidy titanité (TiX3)
    • příprava – redukcí halogenidů titaničitých titanem za vysoké teploty
    • barevné látky polymerní povahy ,vodné roztoky jsou za nepřístupu vzduchu (v inertní atmosféře) stálé
    • redukční účinky až na fluorid titanitý (TiF3)
    • z roztoků krystalizují jako hexahydráty TiX3 · 6H2O
      • chlorid titanitý (TiCl3)
        • vykazuje hydrátovou izomerii
          fialový [Ti(H2O)6]Cl3 - chlorid hexaaquatitanitý
          zelený [Ti(H2O)4Cl2]Cl · 2H2O - dihydrát chloridu tetraaqua–dichlorotitanitého ,
  • halogenidy titanaté (TiX2) (X = Cl, Br, I)
    • připravují se obtížně, protože při vyšších teplotách jeví sklon k disproporcionaci ,černé pevné látky ,rozkládají vodu ,mimořádně silné redukční schopnosti
  • oxid titaničitý (TiO2)
    • nejedovatý ,bílý pigment (titanová běloba) ,vysoký index lomu – velké krystaly jsou průhledné, jemné částice rozptylují světlo tak silně, že mohou být využity k vytváření vysoce neprůhledných vrstev ,
    • chemicky odolný (nečerná působením atmosféry jako olověná běloba (2PbCO3 · Pb(OH)2) ,
    • výroba křídového papíru a nátěrových hmot ,plnidlo kaučuku a plastů ,
    • oxid titaničitý (TiO2) nacházející se v přírodě je zbarven nečistotami, aby se získal kvalitní bílý pigment musí se čistit ,čištění TiO2 pro výrobu pigmentu:
      2TiO2 + 3C + 4Cl2 → 2TiCl4 + CO2 + 2CO
      TiCl4 + O2 → TiO2 + 2Cl2
    • spalováním se stechiometrickým množstvím příslušného oxidu při vysokých teplotách někdy až (2500 ºC) tvoří 'titaničitany'
      CaO + TiO2 → CaTiO3
      2CaO + TiO2 → Ca2TiO4
  • dva typy titaničitanů
    • (TiO4)4- - tetraoxotitaničitany
    • (TiO3)2- - trioxotitaničitany
  • titaničitan barnatý (BaTiO3)
    • feroelektrické a piezoelektrické vlastnosti ,tepelně stálá látka ,pevností se podobá křemeni
      • výroba kompaktních kondenzátorů (vysoká permitivita) ,keramické snímače v mikrofonech ,
  • „titanový bronz“
    • příprava - redukcí titaničitanu sodného (Na2TiO3) vodíkem za vysoké teploty – NaxTiO2 (x = 0,2 až 0,25) ,
    • modročerný kovový vzhled ,vynikající elektrická vodivost ,inertní vůči chemickým činidlům (odolávají dokonce kyselině fluorovodíkové)

Vanad (23V)

  • patronit - VS4
  • vanadinit - PbCl2 · 3Pb3(VO4)2
  • v ropě především, mohou kumulovat v krvi někteří bezobratlí (pláštěnci)

průmyslová výroba

  • Rozdrcená ruda se praží s chloridem sodným (NaCl) nebo uhličitanem sodným
    Pokud se má vyrobit čistý vanad, redukuje se chlorid vanadičný (VCl5) vodíkem (H2) nebo hořčíkem (Mg) popř. se redukuje oxid vanadičný (V2O5) vápníkem (Ca). Může se získávat i elektrolyticky.

fyzikální vlastnosti

  • stříbrolesklý kov ,měkký, tažný

chemické vlastnosti

za zvýšené teploty se slučuje s většinou nekovů, často za vzniku produktů nestechiometrické povahy,odolný vůči korozi,rozpouští se v horkých minerálních kyselinách,s roztavenými hydroxidy nereaguje

  • přísada do oceli - dodává jí, zvláště za vysokých teplot, větší odolnost proti opotřebení (výroba pružin, nožů vysoké řezné rychlosti)
  • halogenidy
    • vanadnaté (VX2)
      • fluorid vanadnatý (VF2) (modrý)
      • chlorid vanadnatý (VCl2) (světle zelený)
      • bromid vanadnatý (VBr2) (hnědooranžový)
      • jodid vanadnatý (VI2) (červenofialový)
      • příprava - redukcí halogenidů vanaditých (VX3)
      • hygroskopické látky ,silné redukční účinky
      • jejich vodné roztoky obsahují kationty hexaaquavanadnaté [V(H2O)6]2+ (levandulově zbarvené)
    • vanadité (VX3)
      • flurid vanaditý (VF3) (žlutozelený)
      • chlorid vanaditý (VCl3) (červenofialový)
      • bromid vanaditý (VBr3) (šedohnědý)
      • jodid vanaditý (VI3) (hnědočerný)
      • příprava - fluorid - působení fluorovodíku (HF) na zahřátý chlorid vanaditý (VCl3)
        VCl3 + 3HF → VF3 + 3HCl
      • ostatní halogenidy se připravují přímou syntézou z prvků
        2V + 3Cl2 → 2VCl3
      • fluorid nepodléhá oxidaci ,málo rozpustný ve vodě
      • ostatní halogenidy - látky hygroskopické
        snadno se oxidují vzdušným kyslíkem, rozpouštějí se ve vodě na roztok obsahující kation hexaaquavanaditý [V(H2O)6]3+
    • vanadičité (VX4)
      • fluorid vanadičitý (VF4) (citrónově zelený)
      • chlorid vanadičitý (VCl4) (červenohnědý)
      • bromid vanadičitý (VBr4) (červenofialový)
      • příprava - přímou syntézou prvků
    • vanadičné (VX5)
      • florid vanadičný (VF5)
      • příprava - slučováním fluoru se zahřátým vanadem
        2V + 5F2 → 2V5
      • bezbarvá, těkavá a hydrolyzovatelná látka
  • od halogenidů se odvozují halogenoxidy (dva typy)
    • dihalogenid-oxid vanadičitý (VX2O) - relativně stálý
    • trihalogenid-oxid vanadičný (VX3O) - hygroskopický, vodou se hydrolyticky štěpí za vzniku oxidu vanadičného (V2O5)
    • tvoří různé sulfidy, selenidy, teluridy - odlišné stechiometrie a struktury než mají oxidy
  • oxidy
    • oxid vanadnatý (VO)
      • příprava – redukcí oxidu vanaditého (V2O3) šedá látka
    • oxid vanaditý (V2O3)
      • příprava – redukcí oxidu vanadičitého (VO2) vodíkem (H2), uhlíkem (C) nebo oxidem uhelnatým (CO)
        2 VO2 + H2 → V2O3 + H2O
      • zásaditý oxid ,rozpuštěním v kyselinách vznikají modré nebo zelené roztoky ,vanaditých solí se silnými redukčními účinky
    • oxid vanadičitý (VO2)
      • amfoterní charakter
        je-li rozpuštěn v neoxidujících kyselinách dává soli zabarvené modrým kationem oxovanadičitým (vanadylem) (VO)2+
        s roztoky hydroxidů reaguje za vzniku žlutých až hnědých tetravanadičitanových anionů (V4O9)2-, při vysokém pH přecházejí na anionty tetraoxovanadičitanové (VO4)4-
    • oxid vanadičný (V2O5)
    • příprava
      • tepelným rozkladem vanadičnanu amonného (NH4VO3)
        2NH4VO3 → V2O5 + 2NH3 + H2O
      • zahříváním kovového vanadu (V) v nadbytku kyslíku (O2)
        4V + 5O2 → 2V2O5
    • žlutooranžová látka ,zahříváním vratně uvolňuje kyslík - katalyzátor (např. výroba kys. sírové komorovým způsobem ),
    • amfoterní charakter
      • v kyselinách se rozpouští za vzniku sloučenin obsahujících světle žlutý kation dioxovanadičný (VO2)+ ,
      • s roztoky alkalických hydroxidů dává bezbarvé roztoky, které obsahují aniony tetraoxovanadičnanové - (VO4)3- ,
    • slabé oxidační účinky (jeho vodné roztoky jsou redukovány halogenvodíkovými kyselinami na oxid vanadičitý (VO2)) ,
    • vanadičnany
      • příprava - reakcí oxidu vanadičného (V2O5) s oxidy, hydroxidy, uhličitany kovů:
        V2O5 + 6NaOH → 2Na3VO4 + 3H2O - vanadičnan trisodný
      • okyselením (VO4)3- + H+ → (HVO4)2- - hydrogenvanadičnanový anion (2-)
      • 2(HVO4)2- → (V2O7)4- + H2O - divanadičnanový anion (4-)
      • (HVO4)2- + H+ → (H2VO4)- - dihydrogenvanadičnanový anion (1-)
      • 3(H2VO4)- → (V3O9)3- + 3H2O - trivanadičnanový anion (3-)
      • 4(H2VO4)- → (V4O12)4- + 4H2O - tetravanadičnanový anion (4-)
    • vanad vytváří heteropolyanionty např.: Na7(PV12O36) · 38H2O


16) Výroba halogenů a halogenovodíků.

Halogenovodíky a halogenidy

Ø      halogenovodíky - pronikavě páchnoucí bezbarvé plyny, všechny je lze připravit přímou syntézou z prvků: H2 + Cl2                           2 HCl, vznikají též působením silných netěkavých kyselin na halogenidy

Ø      halogenovodíkové kyseliny - vodné roztoky halogenovodíků - s výjimkou kys. fluorovodíkové HF jsou velmi silné, ve zředěném vodném roztoku zcela disociované

Ø      kyselina fluorovodíková HF - středně silná kyselina (v důsledku silných vodíkových vazeb molekuly asociují), leptá sklo

Ø      kyselina chlorovodíková HCl - známá pod názvem kyselina solná, používá se v chemickém průmyslu a v laboratořích, jako složka žaludečních šťáv má významnou funkci při trávení

Ø      halogenidy - sloučeniny halogenů a prvků s menší elektronegativitou, existují iontové, kovalentní a molekulové halogenidy, připravují se přímým slučováním prvků nebo reakcí neušlechtilých kovů, oxidů, hydroxidů nebo uhličitanů kovů s příslušnými halogenovodíkovými kyselinami, např.:  Fe + Cl2            FeCl2, většina halogenidů se dobře rozpouští ve vodě

Ø      fluorouhlíky - zvláštní skupina kovalentních fluoridů, odvozují se od uhlovodíků náhradou všech atomů vodíků fluorem (např. polytetrafluorethylen - teflon)

Ø      freony - chlorofluorouhlíky (např. dichloriddifluorid uhličitý CCl2F2 - freon), používají se jako chladicí kapaliny v ledničkách a mrazácích a jako hnací plyny ve sprejích, ohrožují atmosférický ozon

Kyslíkaté sloučeniny halogenů

Ø      oxidy halogenů jsou nestálé, rozkládají se za obyčejné teploty, nejstálejší je I2O5

Ø      většina oxokyselin halogenů existuje pouze ve vodném roztoku, v bezvodném stavu jsou známé pouze kyselina chloristá a pevné kyseliny - jodičná, pentahydrogenjodistá a jodistá

Ø      kyselina chlorná HClO - v malé míře vzniká při zavádění chloru do vody (chlorování): Cl2(g) + H2O(l)                        HCl(aq) + HClO(aq), je nestálá, za běžné teploty se rozkládá: HClO(aq)        HCl(aq) + O, uvolněný atomový kyslík  . O . (biradikál s dvěma nepárovými elektrony) ničí svou aktivitou baktérie - má dezinfekční účinky, využívá se podobným způsobem jako bělícího činidla

Ø      chlornany - vznikají reakcí chloru s hydroxidy s-prvků ve vodném prostředí, např.: Cl2 + 2 NaOH                   NaClO + NaCl + H2O, směs chloridu a chlornanu sodného se nazývá bělící louh, slouží k bělení vláken stejně jako směs chloridu a chlornanu vápenatého - chlorové vápno

Ø      chlorečnany - vznikají tepelným rozkladem chlornanů nebo reakcí chloru s hydroxidy alkalických kovů: 3 Cl2 + 6 KOH     KClO3 + 5 KCl + 3 H2O, používají sek výrobě třaskavin, střelivin a zápalek, jejich směsi s organickými látkami jsou explozivní

Ø      kyselina chloristá HClO4 - je jednou z nejsilnějších kyselin, ve styku s organickými látkami se explozivně rozkládá

Ø      chloristany kovů - ve vodě jsou dobře rozpustné, výjimkou je málo rozpustný chloristan draselný KClO4, používají se v pyrotechnice místo nebezpečnějších chlorečnanů


17) Chrom a mangan, jejich vlastnosti a sloučeniny.

Chrom je světle bílý, lesklý, velmi tvrdý a zároveň křehký kov. Používá se v metalurgii jako při výrobě legovaných ocelí a dalších slitin, tenká vrstva chromu chrání povrch kovových předmětů před korozí a zvyšuje jejich tvrdost.

Chrom je nejtvrdším elementárním kovem a vyznačuje se mimořádně nízkou reaktivitou a vysokou chemickou odolností.

Ve sloučeninách se vyskytuje především v mocenství Cr+3 a Cr+6, sloučeniny Cr+2 jsou silnými redukčními činidly a za normálních podmínek jsou oxidovány vzdušným kyslíkem na trojmocné.

Přes svoji značnou chemickou stálost se chrom pomalu rozpouští v neoxidujících kyselinách (kyselina chlorovodíková), zatímco kyseliny s oxidačním působením povrch kovu pasivují.

V přírodě se chrom vyskytuje velmi často současně s rudami železa například jako ruda chromit, chemicky podvojný oxid železnato-chromitý FeO . Cr2 O3. Dalším důležitým minerálem chomu je krokoit, chemicky chroman olovnatý PbCrO4. Malá množství chromu přispívají k zabarvení drahokamů smaragdu a rubínu.

Největším světové zásoby chromu jsou v Jihoafrické republice, která vyrábí přibližně polovinu veškeré světové produkce tohoto kovu. Dalšími význačnými producenty chromu jsou Kazachstán, Indie a Turecko.

Hlavním postupem metalurgického získávání chromu je redukce chromitu uhlíkem (koksem) ve vysoké peci:FeCr2O4 + 4 C → Fe + 2 Cr + 4 CO

Výsledkem je přitom slitina chromu se železem – ferrochrom, který lze dále přímo používat při legování speciálních ocelí a slitin s obsahem Fe a Cr.

Výroba čistého chromu je poněkud komplikovanější. Nejprve je z chromové rudy působením roztaveného louhu sodného (NaOH) připraven dvojchroman sodný Na2Cr2O7, který je uhlíkem redukován za vzniku oxidu chromitého Cr2O3. Posledním krokem je redukce oxidu hliníkem nebo křemíkem za vzniku elementárního chromu.Cr2O3 + 2 Al → 2 Cr + Al2O3

Ve sloučeninách se chrom vyskytuje v mocenství Cr+2, Cr+3 a Cr+6, vyjíměčně se setkáme i se sloučeninami Cr+4 a Cr+5.

Sloučeniny dvojmocného chromu jsou silná redukční činidla, působením vzdušného kyslíku se samovolně oxidují za vzniku Cr+3. Prakticky se využívaji v analytické chemii při reduktometrických titracích jako jedny z nejsilnějších redukčních činidel. Obvykle se přitom připravují až v roztoku redukcí chromitých solí v kyselném prostředí zinkovým amalgámem, nad nímž jsou také dlouhodobě uchovávány bez přístupu vzduchu. Pokrytí kovového zinku rtutí přitom slouží ke zpomalení jinak bouřlivého rozpouštění zinku kyselinou a umožní uchovat kyselý roztok chromnaté soli nad amalgámem i po dobu několika měsíců.

Sloučeniny trojmocného chromu jsou neomezeně stálé a mají obvykle zelenou barvu. Oxid chromitý Cr2O3 se používá jako barevný pigment pod označením chromová zeleň. Soli trojmocného chromu slouží také ve sklářském průmyslu k barvení skla a kožedělném průmyslu při činění kůží.

Šestimocný chrom je středně silným oxidačním činidlem. Prakticky se s nimi setkáme jako se solemi kyseliny chromové, chromany(CrO4)-2 nebo kyseliny dvojchromové, dvojchromany (Cr2O7)-2. Chromany a dvojchomany v roztocích mohou navzájem přecházet mezi sebou v závislosti na pH prostředí. Přitom platí, že chromany jsou stálé v alkalickém prostředí a mají obvykle žlutou barvu. Dvojchromany jsou oranžové a jsou stabilní v kyselém pH. V analytické chemii se dvojchroman draselný K2Cr2O7 používá jako primární oxidimetrický standard pro titrace, protože jej lze připravit ve velmi vysoké čistotě a je prakticky neomezeně stálý.

Při výrobě barev je důležitý hlavně chroman barnatý BaCrO4, známý pod označením žlutý ultramarín a chroman olovnatý PbCrO4 - chromová žluť.

Dostatečný obsah chromu v organizmu je důležitý pro správný metabolismus cukrů a tuků. Pomáhá stabilizovat hladinu krevního tuku a tlumí chuť na sladké potraviny. Farmaceutické přípravky s obsahem chromu jsou vhodné ke kontrole tělesné hmotnosti a také jako doplněk sportovní stravy pro růst svalové hmoty – viz kulturistika.

Mangan (25Mn)

  • pyroluzit (burel) - MnO2
  • dialogit - MnCO3
  • braunit - Mn2O3

průmyslová výroba


  Rudy se zpracovávají na ferromangan - redukcí rudy (MnO2 a Fe2O3) koksem. Slitina obsahuje 80% Mn.
Aluminotermie - MnO2 se vyžíhá na tzv. červený oxid Mn3O4, protože MnO2 by reagoval s Al příliš prudce:
3MnO2  Mn3O4 + O2
3Mn3O4 + 8Al  9Mn + 4Al2O3
  Čistý mangan se vyrábí elektrolyticky z okyseleného roztoku síranu manganatého.

fyzikální vlastnosti

  • šedobílý kov ,tvrdý, ale křehký ,pouze jeden izotop vyskytující se v přírodě snadněji tavitelný než prvky první přechodné řady

chemické vlastnosti

  • reaktivní kov, zvláště tehdy není-li čistý ,na vzduchu se oxiduje na povrchu ,je schopen rozkládat vodu a uvolňovat z ní vodík ,snadno se rozpouští ve zředěných kyselinách na manganaté soli ,s nekovy reaguje za zvýšené teploty (F, Cl, S, P, C, Si)
  • do manganových bronzů ,manganová ocel - velmi tvrdá a houževnatá ,součást všech ocelí - odstraňuje síru a kyslík ,manganin - slitina s Cu a Ni - téměř neměřitelný teplotní součinitel odporu - využívá se v elektrických přístrojích
  • ve sloučeninách Mn v oxidačních číslech I až VII ,nejdůležitější jsou sloučeniny manganu dvojmocného, čtyřmocného a sedmimocného ,
  • MnI
    • kyanomangannany - např. Na5[Mn(CN)6]
  • MnII
    • halogenidy
      • MnF2 (světle růžový), MnCl2, MnBr2, MnI2 (růžové) ,
      • vznikají rozpouštěním kovového manganu ve vodných roztocích HX
    • Oxid (MnO)
      • vzniká redukcí vyšších oxidů manganu vodíkem nebo oxidem uhelnatým:
        MnO2 + CO  MnO + CO2
        MnO2 + H2  MnO + H2O
      • má bazický charakter, proto se rozpouští v kyselinách na roztoky příslušných manganatých solí:
        MnO + H2SO4  MnSO4 + H2O
      • nerozpustný ve vodě
    • hydroxid (Mn(OH)2)
      • bílá látka ,vzniká srážením roztoků manganatých solí roztoky alkalických hydroxidů:
        MnSO4 + 2NaOH  Mn(OH)2 + Na2SO4
      • na vzduchu hnědne, protože se oxiduje na hydroxid manganitý, resp. podle podmínek až na hydrátový oxid manganičitý ,rozpouští se v kyselinách na manganaté soli (růžová barva)
    • sulfid (MnS)
      • vzniká reakcí manganaté soli s alkalickým sulfidem:
        MnCl2 + Na2S  MnS + 2NaCl
      • na vzduchu se oxiduje - tmavne ,rozpouští se ve zředěných kyselinách
    • Dále od MnII existují síran, uhličitan, dusičnan, fosforečnan
      • připravují se reakcí manganaté soli s příslušnou kyselinou ,
      • krystalují jako hydráty ,nerozpustný je MnS a MnCO3,
      • stopová množství Mn2+ jsou nezbytná pro výživu rostlin, u zvířat způsobuje nedostatek manganu deformaci kostí
  • MnIII
    • halogenidy
      • MnF3
        • purpurově červený ,tepelně stálá látka ,
        • připravuje se působením fluoru na halogenidy MnII:
          2MnF2 + F2  2MnF3
    • oxid (Mn2O3)
      • vzniká oxidací roztoků manganatých solí vzdušným kyslíkem a následnou dehydratací vysráženého hydroxidu:
        Mn2O3
      • H2O - použití jako barva, tzv. manganová hněď Mn3O4 (MnIIMnIII2O4) - vzniká zahříváním kteréhokoli z oxidů manganu asi na 1000 stupňů celsia
      • Ionty Mn3+ ve vodném roztoku disproporcionují na Mn2+ a MnO2
  • MnIV
    • halogenidy
      • MnF4
        • modrý ,vzniká přímou syntézou z prvků
    • Oxidy
      • MnO2
        • vzniká tepelným rozkladem dusičnanu manganatého:
          Mn(NO3)2  MnO2 + 2NO2
        • nad 500 stupňů celsia se rozkládá na Mn2O3
        • slouží jako oxidační činidlo
        • horká kyselina sírová nebo chlorovodíková s ním reaguje za vzniku manganaté soli:
          2MnO2 + 2H2SO4  2MnSO4 + 2H2 + O2
          MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2H2O
        • nerozpustný oxid, málo reaktivní
        • amfoterní oxid:
          MnO2 + 2H2SO4  Mn(SO4)2 + 2H2O - soli manganičité nestálé přecházejí na soli manganaté
          MnO2 + KOH + 2H2O  K[Mn(OH)5] - manganičitany jsou proměnného složení
        • výroba různých článků (LeClancheův)
        • výroba cihel (dodává řadu odstínů od červeného až po hnědý)
        • odbarvovací prostředek při výrobě skla
        • keramické ferity (MnIIFe2O4) - větší měrný odpor, nízká cena (měkké ferity (Mn,Zn), výroba televizních přijímačů)
        • katalyzátor
      • MnO2·nH2O
        • vzniká oxidací manganatých solí nebo redukcí mangananů nabo manganistanů v alkalickém prostředí
        • je reaktivnější než bezvodý oxid
        • oxidační činidlo
  • MnV
    • tyto sloučeniny jsou velmi vzácné a nestálé
    • Modrý roztok obsahující MnO3- resp. MnO43- ionty vzniká přidáním několika krystalů manganistanu draselného do velmi koncentrovaného roztoku hydroxidu draselného, přičemž jsou ionty MnO4- redukovány na MnO3- za uvolnění kyslíku:
      MnO4-(aq) + H2O + 2e-  MnO3-(aq) + 2OH-(aq)
      2OH-(aq)  H2O + ½O2 + 2e-
  • MnVI
    • manganany se odvozují od neznámé kyseliny manganové H2MnO4
    • vznikají tavením oxidu manganičitého s alkalickým hydroxidem nebo uhličitanem na vzduchu nebo za přítomnosti okysličovadla (alkalický dusičnan, chlorečnan):
      2MnO2 + 4KOH + O2  2K2MnO4 + 2H2O
      MnO2 + 2KOH + KNO3 K2MnO4 + KNO2 + H2O
    • manganany mají zelenou barvu. Alkalické manganany jsou ve vodě rozpustné, ale disproporcionují se za vzniku manganistanu a oxidu manganičitého:
      3MnO42- + 4H+  2MnO4- + MnO2 + 2H2O
      BaMnO4 - nejedovatá zelená barva - manganová zeleň
  • MnVII
    • oxid (Mn2O7)
      • zelená olejovitá kapalina ,stáním pozvolna uvolňuje kyslík a přechází na MnO2 ,většinu organických látek oxiduje za současné exploze ,získává se působením konc. H2SO4 na manganistany:
        2KMnO4 + H2SO4  Mn2O7 + K2SO4 + H2O
    • kyselina (HMnO4)
      • nedá se získat čistá, protože se v koncentrovanějším roztoku rozkládá ,ve zředěném stavu úplně disociována, je tedy velmi silná ,oxidační činidlo
    • soli (manganistany)
      • fialová barva ,oxidační činidlo ,manganistany se dají připravit oxidací manganatých solí velmi silným oxidačním činidlem (PbO2, NaBiO3) ,v průmyslovém měřítku se vyrábějí elektrolytickou oxidací mangananů:
        2K2MnO4 + 2H2O  2KMnO4 + 2KOH + H2
      • manganistan draselný (KMnO4)
        • tmavě fialové krystaly ,výroba tavením MnO2 s KOH a silným oxidačním činidlem; vzniká zelený manganan draselný:
          MnO2 + 2KOH + KNO3 K2MnO4 + KNO2 + H2O
        • extrahuje se vodou a oxiduje na manganistan (buď etherem, nebo elektrolyticky):
          2K2MnO4 + Cl2  2KMnO4 + 2KCl
        • při zahřátí nad 240 stupňů celsia se rozkládá:
          2KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2
        • silné oxidační činidlo (výroba sacharinu, kys benzoové)
        • dezinfekční prostředek ,KMnO4 se redukuje do různého stupně podle prostředí
          1. kyselé prostředí (fialová barva roztoku mizí v důsledku vzniku iontu Mn2+):
            MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O
          2. neutrální prostředí (tvoří se hnědý nerozpustný oxid manganičitý):
            MnO4- + 4H+ + 3e-  MnO2 + 2H2O
          3. zásadité prostředí:
            MnO4- + e-  MnO42-


18) Komplexní sloučeniny chromu, vzácné plyny.

inertní plyn (také netečný plyn nebo vzácný plyn) je kterýkoliv člen skupiny 18 periodické tabulky. V pořadí podle atomového čísla to jsou hélium, neon, argon, krypton, xenon a radon.

Jsou bez barvy a zápachu. Velmi lehké plyny, o kterých se předpokládalo, že jsou zcela netečné - tzn. že se nezúčastňují žádných chemických reakcí. Přesto se podařilo vytvořit některé sloučeniny např. fluorid kryptonu, xenonu a radonu. Chemická reaktivita těchto plynů je velmi malá.

Inertní plyny se někdy nazývají také vzácné plyny, přestože argon rozhodně vzácný není - představuje asi 1 % zemské atmosféry a běžně se získává destilací zkapalněného vzduchu.

V obecnějším smyslu lze mezi inertní plyny zařadit i dusík, který sice tvoří řadu chemických sloučenin, ale jako plyn je velmi málo reaktivní a často se používá jako ochranná atmosféra v chemickém nebo metalurgickém průmyslu.

Helium (2He)

  • druhý nejrozšířenější prvek ve vesmíru,malé množství v zemské atmosféře (0,5 ml na 100 l vzduchu),v radioaktivních horninách, zemním plynu,

průmyslová výroba

  • vedlejší produkt při frakční destilaci vzduchu.ze zemního plynu (pokud je jeho obsah vyšší než 0,4 %) po zkapalnění uhlovodíků a jiných přítomných plynů

fyzikální vlastnosti

monoatomické molekuly,bezbarvý, bez chuti, bez zápachu,těžko zkapalnitelný z důvodu nízké teploty tání (velmi slabé van der Waalsovy vazby)schopnost difundovat řadou materiálů (např. pryž, PVC, sklo)

chemické vlastnosti

  • chemicky mimořádně netečný plyn,netvoří žádné sloučeniny
  • k dosažení velmi nízkých teplot — kryogenní chladivo (např. studium supravodivosti)plnění osvětlovacích trubic a výbojek
  • příprava speciální vzduchové směsi pro hloubkové potápěče (nedochází ke vzniku tzv. kesonové nemoci)plnění meteorologických balónů
  • vytvoření inertní atmosféry při svařování hliníku a hořčíku, popř. jejich slitin
  • při práci s hořlavinami,nosný plyn v plynové chromatografii

Neon (10Ne)

  • v zemské atmosféře (1,8 ml ve 100 l vzduchu)

průmyslová výroba

  • vedlejší produkt při frakční destilaci vzduchu

fyzikální vlastnosti

  • monoatomické molekuly,bezbarvý, bez chuti, bez zápachu

chemické vlastnosti

  • chemicky mimořádně netečný plyn,netvoří žádné sloučeniny
  • převážně na plnění žárovek, osvětlovacích trubic a výbojek
  • ve výbojkách se používá ve směsi s heliem nebo parami rtuti

Argon (18Ar)

  • v zemské atmosféře (1 l ve 100 l vzduchu)
  • produkt radioaktivního rozpadu — vzniká záchytem elektronů izotopem 40K

průmyslová výroba

  • jako vedlejší produkt při frakční destilaci vzduchu
  • část argonu se získává při výrobě amoniaku (kumuluje se jako nečistota ze vstupních plynů N2 a H2

fyzikální vlastnosti

  • monoatomické molekuly,bezbarvý, bez chuti, bez zápachu

chemické vlastnosti

  • chemicky netečný plyn,tvoří klathráty s hydrochinonem a s vodou
  • převážně na plnění žárovek, osvětlovacích trubic a výbojek
  • inertní atmosféra při vysokoteplotních metalurgických procesech
  • klathráty umožňují skladování argonu

Krypton (36Kr)

  • malém množství v zemské atmosféře (0,114 ml ve 100 l vzduchu)

průmyslová výroba

  • jako vedlejší produkt při frakční destilaci vzduchu

fyzikální vlastnosti

  • pouze jednoatomové molekuly,těžko zkapalnitelný z důvodu nízké teploty tání (velmi slabé van der Waalsovy vazby)

chemické vlastnosti

  • chemicky netečný plyn,tvoří pouze jednoatomové molekuly
  • převážně na plnění žárovek, osvětlovacích trubic a výbojek

Xenon (54Xe)

  • malém množství v zemské atmosféře (0,008 ml na 100 l vzduchu)

průmyslová výroba

  • vedlejší produkt při frakční destilaci vzduchu

fyzikální vlastnosti

  • bezbarvý plyn,dioaktivní (s poločasem rozpadu 3,823 dne)
  • těžko zkapalnitelný z důvodu nízké teploty tání (velmi slabé van der Waalsovy vazby)

chemické vlastnosti

  • chemicky netečný, přesto ale vytváří několik sloučenin
  • plnění žárovek, osvětlovacích trubic a výbojek
  • fluorid xenonatý (XeF2)
  • fluorid xenoničitý (XeF4)
  • fluorid xenonový (XeF6)
  • oxid xenonový (XeO3)
    • v pevném stavu velmi explozivní (srovnatelný s TNT)
  • hydrogenxenonan sodný (NaHXeO4)
  • xenoničelan sodný (Na4XeO6)

Radon (86Ra)

  • v malém množství v zemské atmosféře
  • v přírodě spíše společně s radiem, z něhož také vzniká radioaktivním rozpadem

průmyslová výroba

  • vedlejší produkt při frakční destilaci vzduchu

fyzikální vlastnosti

  • bezbarvý plyn,radioaktivní (s poločasem rozpadu 3,823 dne),těžko zkapalnitelný z důvodu nízké teploty tání (velmi slabé van der Waalsovy vazby)

chemické vlastnosti

  • mimořádně chemicky netečný,tvoří pouze jednoatomové molekuly
  • dříve při léčbě rakoviny k ozařování, ale z důvodu jeho krátkého poločasu rozpadu od něj bylo upuštěno

19) Prvky triád 8.vedlejší skupiny, jejich vlastnosti a  sloučeniny.

Prvky VIII. skupiny, vzácné plyny - jsou např. He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn,
- Helium (He) : - je to bezbarvý plyn bez zápachu, nachází se v atmosféře a je nehořlavý
- je zcela nereaktivní, neexistuje žádná jeho sloučenina
- helium se používá k plnění vzducholodí
- Neon (Ne) : - je to plyn bez chuti, zápachu a nachází se v atmosféře
- je zcela nereaktivní a nejsou známi žádné jeho sloučeniny
- používá se v reklamních výbojkách
- Argon (Ar) : - je to plyn bez barvy a záp


20) Výroba železa a oceli, technicky důležité kovy a slitiny.

Železo (26Fe)

  • hematit (krevel) - Fe2O3
  • limonit (hnědel) - 2FeO3·3H2O
  • magnetit (magnetovec) - Fe3O4
  • siderit (ocelek) - FeCo3
  • pyrit - FeS2
  • minerální vody [Fe(HCO3)2]
  • železo je esenciální prvek, 70% v lidském těle je součástí hemoglobinu a 20-25% se nachází v podobě zásobních bílkovin

průmyslová výroba


  Čisté železo se vyrábí redukcí čistého oxidu nebo hydroxidu vodíkem, po případě karbonylovým způsobem, při kterém se Fe nejprve zahřívá v atmosféře CO za tlaku a takto vzniklý Fe(CO)5 se potom rozkládá při 250 °C na práškový kov.
  Větší význam než čisté Fe mají nejrozmanitější oceli. První fáze přeměny železné rudy na ocel se odehrává ve vysoké peci. Pec se zaváží směsí rudy (obvykle hematitem), koksu a vápence. 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 křemičitá hlušina účinkem vápence přichází na strusku (v podstatě CaSiO3).
  Redukce nepřímá (redukce CO) - probíhá v rozmezích asi 400 - 1000 °C ve vyšší části pece:
3Fe2O3+ CO  2Fe3O4 + CO2
Fe3O4 + CO  3FeO + CO2
FeO + CO  Fe + CO2
  Redukce přímá (redukce uhlíkem) - probíhá v nižší části pece v asi 1000-1800 °C
Fe2O3+ 3C  2Fe + 3CO
Fe3O4 + 4C  3Fe + 4CO
FeO + C  Fe + CO
  Roztavené železo a struska se hromadí na dně pece, odkud se odděleně vypouštějí. Takto uvolněný prostor se horem zaplňuje další zavážkou, takže celý proces je nepřetržitý.
  Takto vyredukované železo obsahuje značné množství uhlíku. Zároveň jsou koksem redukovány také jiné přítomné sloučeniny, hlavně manganu, fosforu a křemíku, takže surové železo, tak jak se získává z vysoké pece obsahuje i tyto prvky. Struska se využívá jako stavební materiál (výroba tvárnic) a také při výrobě určitých druhů cementů.
  Surové železo je buď šedé nebo bílé, v prvním případě obsahuje železo mnohem více křemíku než manganu a má barvu na lomu šedou, nebo je poměr obrácený a barva lomu je bílá. 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, tedy zušlechťuje, různými způsoby, které je mají zbavit přebytečného uhlíku, fosforu, síry, křemíku a jiných prvků, jež železu dodávají křehkosti. Stane se tak jejich oxidací a podle množství uhlíku, které v materiálu zbude, se získá kujné železo, nebo ocel.
  Děje se tak jednak způsobem Bessemerovým nebo Thomasovým - Gilchristovým proháněním vzduchu, resp. u druhého způsobu ještě vázáním oxidů uvedených prvků, zásaditou vyzdívkou pece, jednak nejdůležitějším způsobem Siemensovým - Martinovým s přídavkem železného šrotu. Po těchto operacích je však nutné opět určité množství uhlíku dodat a naopak odstranit kyslík vázaný v oxidu železnatém. Provádí se to přídavkem ferromanganu. Někdy se k dezoxidaci přidává ferrosilicium, ferroaluminium nebo slitiny Al a Si.
  Někdy se oceli ještě přetavují v kelímcích ze žáruvzdorného materiálu, aby se zvýšila jejich homogenita, produkt se nazývá ocel kelímková.
  Jestliže se bloky z kujného železa vloží do prášku z dřevného uhlí a zahřívají se dlouho za nepřítomnosti vzduchu do červeného žáru, prostupuje uhlík do povrchu žhavého kovu - žíhá se ocel. Metoda se nazývá cementování a používá se jí při tzv. tvrzení kujného železa, tj. při opatřování výrobků z něho vrstvou oceli.
  Tvrdost se zvyšuje kalením - zahřátí oceli a ochlazení ve vodě nebo oleji a opětné vyhřátí na různé teploty (popouštění ) podle druhu materiálu, který má být získán.
  Nitridováním, tzn. zahříváním oceli v atmosféře NH3 ( 450 - 500 °C), se získají výrobky s velice tvrdým povrchem obsahujícím nitrid Fe2N.
  Slitinové oceli nejrozmanitšjších fyzikálních vlastností se připravují přídavkem přísady (legury).

fyzikální vlastnosti

  • bílý lesklý kov, měkký, kujný, tažný
  • do teploty 768 °C (Curieho teplota) je ferromagnetické

chemické vlastnosti

  • na suchém vzduchu stálé ,na vlhkém vzduchu se pokrývá vrstvou Fe(OH)3 - rezavění ,s kyslíkem reaguje za vzniku Fe2O3 nebo Fe3O4 ,snadno se rozpouští ve zředěných kyselinách, se kterými dává železnaté soli ,v oxidujících kyselinách (HNO3, H2CrO4) se pasivuje tvorbou nepropustné vrstvy oxidu ,snadno se slučuje s většinou nekovů
  • FeII
    • halogenidy
      • FeF2 (bílý), FeCl2 (světle žlutý), FeBr2 (žlutozelený), FeI2 (šedivý)
      • jodid vzniká přímou syntézou z prvků
      • ostatní halogenidy vznikají vedením halogenvodíků přes zahřáté železo
      • jsou rozpustné ve vodě a z vodných roztoků krystalizují v podobě hydrátů
    • oxid (FeO)
      • FeO
      • získává se zahříváním železa v atmosféře kyslíku o nízkém parciálním tlaku
      • zahříváním šťavelanu železnatého za nepřístupu vzduchu
      • stálý jen při zvýšené teplotě, pod teplotu 575 °C disproporcionuje na Fe a Fe3O4
    • hydroxid (Fe(OH)2)
      • reakcí vodného roztoku obsahujícího Fe2+ s hydroxidy - vzniká vločkovitá sraženina, která, je-li připravena za naprostého vyloučení vzduchu je bílá
      • rozpouští se v kyselinách na železnaté soli:
        2HCl + Fe(OH)2  FeCl2 + 2H2O
      • v přítomnosti kyslíku Fe(OH)2 tmavne a přechází na červenohnědý Fe(OH)3
    • sulfid (FeS)
      • vznikají přímým slučováním nebo reakcí vodných roztoků železnatých solí se sulfidem alakalického kovu:
        FeCl2 + Na2S  FeS + 2NaCl
      • na vzduchu se snadno oxiduje
      • rozpouští se ve zředěných kyselinách za vývoje H2S
      • oxiduje se až na síran
    • disulfid železnatý FeS2
      • může se připravit zahříváním Fe2O3 v atmosféře H2S
      • zahříváním za přístupu vzduchu vzniká Fe2O3 a SO2:
        4FeS2 + 11O2  2Fe2O3+ 8SO2
      • zahříváním ve vakuu vzniká FeS a S
      • FeS2  FeS + S
      • oxiduje se až na síran
    • železnaté soli oxokyselin
      • železo v oxidačním stavu II tvoří téměř se všemi běžnými kyselinami soli
      • obvykle se připravují rozpouštěním kovového železa v kyselině nebo redukcí příslušných železitých solí ve vodném roztoku
      • roztoky solí obsahují světle zelený kation [Fe(H2O)6]2+
      • nepodléhají hydrolýze.
      • podléhají oxidaci v případě, že jde o vodné roztoky je oxidace ještě závislá na pH
      • alkalické roztoky podléhají oxidaci velmi snadno, kyselé roztoky jsou mnohem stálejší
      • 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
      • FeCO3
        • bílá sraženina
        • na vzduchu hnědne, neboť se oxiduje
        • nerozpustný ve vodě, obsahuje-li však voda rozpuštěný CO2 tvoří se rozpustný Fe(HCO3)2, který je součástí mnohých pramenitých vod
    • komplexní sloučeniny
      • [FeX4]2- (X = Cl, Br, I, SCN)
      • [Fe(CN)6]4- - reakcí iontů Fe2+ s ionty CN- - komplexní ionty jsou velice stálé
      • H4[Fe(CN)6] - kys. hexakyanoželeznatá
        • připraví se reakcí některé své soli s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou
          K4[Fe(CN)6] + 4HCl  H4[Fe(CN)6] + 4KCl
        • krystalická bílá látka ve vodě dobře rozpustná
        • silná čtyřsytná kyselina
      • K4[Fe(CN)6] - hexakyanoželeznatan draselný (žlutá krevní sůl)
        • krystaluje jako trihydrát
        • připravuje se reakcí:
          FeSO4 + 6KCN  K4[Fe(CN)6] + K2SO4
        • ve vodě dobře rozpustný
        • není toxický
        • působením zředěných kyselin se rozkládá a uvolňuje HCN
        • reakcí se železitou solí vzniká - tmavě modrá sraženina - berlínská modř:
          3K4[Fe(CN)6] + 4FeCl3 Fe4[Fe(CN)6] + 12KCl
        • v aniontu [Fe(CN)6]4- lze nahradit jednu skupinu CN- molekulou H2O, CO, aniontem NO2- a kationtem NO+
      • [Fe(CN)5NO]2- - nitroprusidový anion
      • získá se působením 30% HNO3 na [Fe(CN)6]4-
      • reaguje s ionty S2- za vzniku červeného zabarvení, které pochází z [Fe(CN)5NOS]4- (reakce se využívá k důkazu síry)
      • Na2[Fe(CN)5NO]·H2O - nitroprusid sodný
  • FeIII
    • halogenidy
      • FeF3 (světle zelený), FeCl3 (červenohnědý), FeBr3 (červenohnědý)
      • dají se získat přímým slučováním prvků za zvýšené teploty
      • halogenidy krystalují z vodných roztoků v podobě hydrátů
      • FeCl3·6H2O
        • prostředek k leptání, zvláště důležitá je jeho schopnost leptat měď, čehož se využívá při výrobě tištěných elektrických obvodů
        • úprava vody slouží jako koagulační činidlo, (vytváří vločky , které sorpcí odstraní z vody rozpuštěné organické i suspendované látky)
    • oxidy
      • Fe2O3
        • znám v řadě modifikací, největší význam má forma  a .  forma se získává zahřátím Fe(OH)3 na 200 °C,  forma je nestabilní a dá se připravit opatrnou oxidací Fe3O4 (výroba magnetických pásků)
        • oxid je amfoterní - reaguje s kyselinami za vzniku železitých solí, s hydroxidy za vzniku železitanů obsahující ionty [Fe(OH4)]- nebo FeO2
        • použití: výroba železa, pigment, leštící prostředek
      • Fe3O4
        • vzniká působením páry na rozžhavené železo nebo zahříváním Fe2O3 ve vakuu na 1000 °C
        • feromagnetický
        • chová se jako směs oxidů FeO a Fe2O3
        • reaguje s kyselinami za vzniku železitých a železnatých solí:
          Fe3O4 + 8HCl  FeCl2+ 2FeCl3+ 4H2O
    • hydroxid (Fe(OH)3)
      • vzniká působením hydroxidových iontů na roztoky železitých solí
      • složení lépe vystihuje vzorec Fe2O3·nH2O
      • látka má amfoterní charakter
      • adsorpční vlastnost - čištění vod, v lékařství při otravách As2O3
    • sulfid (Fe2S3)
      • vzniká působením sirovodíku na oxid železitý (tato reakce je podstatou odstraňování sulfanu ze svítiplynu):
        Fe2O3+ 3H2S  Fe2S3+ 3H2O
      • sulfid železitý se rychle rozkládá:
        Fe2S3 FeS + FeS2
    • železité soli oxokyselin:
      • tyto soli jsou většinou žlutohnědé, krystalické, ve vodě se rozpouštějí za vzniku iontu [Fe(H2O)6]3+. Hydratované sloučeniny jsou světle růžové nebo světle fialové
      • Fe2(SO4)3
        • připravuje se reakcí Fe2O3 s kyselinou sírovou:
          Fe2O3+ H2SO4  Fe2(SO4)3+ H2SO4
        • v roztoku je hydrolyzován
        • používá se k moření v textilním průmyslu, výchozí látka pro výrobu železitých kamenců
        • krystaluje v podobě šesti různých hydrátů (12, 10, 9, 7, 6 a 3 H2O) , nejčastěji jako nonahydrát, používá se jako koagulační činidlo, při úpravě pitné vody, ale též při čištění odpadních vod
        • železité kamence RIFeIII(SO4)2·12H20 (R = K, Rb, Cs, Tl, NH4)
        • největší význam mají KFe(SO4)2·12H20
        • NH4Fe(SO4)2·12H2O (textilní průmysl, analytická chemie)
    • komplexní sloučeniny
      • thiokyanatany
        • ionty Fe3+ s ionty SCN- poskytují krvavě červené zabarvení
        • reakce se využívá k důkazu Fe3+ iontů
        • zbarvení je způsobeno směsí thiokyanatu železitého
        • Fe(SCN)3 a komplexních thiokyanatanů [Fe(SCN)4]-,
        • [Fe(SCN)6]3- a [Fe(H2O)5(SCN)]2+
      • H3[Fe(CN)6]
        • kyselina hexakyanoželezitá, z roztoku krystalizuje v hnědých jehlicovitých krystalech, které jsou na vzduchu nestálé
        • příprava : K3[Fe(CN)6] + dýmavá HCl  H3[Fe(CN)6] + 3KCl
      • K3[Fe(CN)6] - hexakyanoželezitan draselný (červená krevní sůl)
        • příprava oxidací hexakyanoželeznatanu draselného např. chlorem v roztoku okyseleném kyselinou chlorovodíkovou:
          2K4[Fe(CN)6] + Cl2  2K3[Fe(CN)6] + 2KCl
        • 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:
          2KI + 2K3[Fe(CN)6]  I2 + 2K4[Fe(CN)6]
        • reakcí s ionty železnatými dává modrou sraženinu - Turnbullova modř:
          3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6]  Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4
  • FeVI
    • železany (ferráty) - soli kyseliny železové H2FeO4
      • připraví se tavením železa s alakalickým dusičnanem:
        Fe + 2KNO3 K2FeO4 + N2 + O2
      • silná oxidační činidla, okyselením roztoku se však velmi rychle rozkládají
    • karbonyly železa: charakter kovalentních sloučenin
    • Fe(CO)5
      • vzniká zahříváním jemného praškového železa v oxidu uhelnatém pod tlakem ,žlutá kapalná látka, není příliš stálá ,jeho rozklad né produkty jsou ,enneakarboyl železa Fe2(CO)9 - žlutooranžové krystaly ,tetrakarbonyl železa [Fe(CO)4]3 - zelené krystaly

Slitiny

Ø      vznikají sléváním nebo vhodným mísením dvou nebo více kovů, většinou to jsou homogenní látky s kovovými vlastnostmi

Ø      většinou mají lepší vlastnosti než čisté kovy ze kterých se skládají (pevnost, tvrdost,..)

Koroze

Ø      koroze je rozrušování látky vlivem prostředí, v němž se látka nachází

Ø      chemická koroze - působení vzdušného kyslíku na kovy

Ø      ušlechtilé kovy jako zlato a platina s kyslíkem nereagují, méně ušlechtilé kovy, např. železo, hliník, chrom s kyslíkem reagují a na jejich povrchu vzniká vrstvička oxidu

Ø      pokud je vrstvička oxidu souvislá a na povrchu kovu dobře ulpívá (např. Al2O3 nebo Cr2O3) chrání kov před další korozí (pasivace), oxid železitý však takovou vrstvičku nevytváří

Ø      vrstva hydratovaného oxidu železitého )rez) odpadává z povrchu kovu, který se obnažuje, a koroze železa pokračuje

Ø      elektrochemická koroze - probíhá ve vlhkém prostředí, na povrchu kovového předmětu vystaveného účinku ovzduší se vytváří kondenzací vzdušné vodní páry tenká vrstvička vody, v níž jsou rozpuštěny látky ze vzduchu (CO2, SO2, oxidy dusíku), tento vodný roztok - elektrolyt - s kovy vytváří elektrody - vznikají místní elektrochemické články, v nichž probíhají elektrodové reakce

Ø      proti korozi se kovové předměty chrání různými nátěry (s obsahem pigmentů, olejů,…), zinkováním, cínováním, chromovými povlaky nebo vrstvičkami stálých nerozpustných sloučenin (např. fosforečnanu železnatého na povrchu železa - tzv. fosfatací)

Fe

- je to kujný, tažný, měkký kov, snadno podléhá korozi, má paramagnetické či ferromagnetické vlastnosti

- patří mezi neušlechtilé kovy, s neoxidujícími kyselinami (zředěné, jinak pasivuje) reaguje za vzniku vodíku a železnatých nebo železitých solí

- železo je poměrně rozšířený prvek, vyskytuje se např. jako hematit (Fe2O3), magnetit (Fe3O4), siderit (FeCO3), pyrit (FeS2)

- výroba železa a oceli :

                                               - je založena na redukci železných rud

- ve vysokých pecích se oxidické rudy redukují postupně uhlíkem (koksem) za přítomnosti struskotvorných přísad (vápenec, k odstranění nežádoucích křemičitanů atd.)

- v nižších částech probíhá :

FeO + C ® Fe + CO

Fe3O4 + 4 C ® 3 Fe + 4 CO            atd.

- ve vyšších částech (nižší teplota) :

FeO + CO ® Fe + CO2

Fe3O4 + 4 CO ® 3 Fe + 4 CO2       atd.

- dále probíhají reakce :

C + O2 ® CO2                     teplo

C + CO2 ® 2 CO                 endotermní, kat. oxidy železa

- ve spodní části se vhání vzduch, který podporuje hoření koksu

- surové železo obsahuje více než 3% uhlíku (jako karbid železa), není kujné, část se používá jako tzv. litina (odlévá se do forem)

- zbytek se užívá pro výrobu oceli – ta je založena na snižování nežádoucích příměsí (uhlíku – pod 1,7%) – dochází ke zkujnění

- výroba oceli probíhá  :

- v konvertorech za vysoké teploty vlivem kyslíku, který se do nich vhání (oxidace příměsí)

- v Martinských pecích – Fe se spolu s oxidy železa (šrot) zahřívá – opět oxidace

- v elektrických pecích – velmi vysoké teploty, kvalitní oceli, ale energeticky náročné

- pro zlepšení vlastností (žáruvzdornost, mech. odolnost, odolnost proti korozi) se do speciálních  (legovaných) ocelí přidávají další prvky (Cr, Ni, Mo, W,…)

- pro výrobu tvrdé a křehké oceli se provádí prudké ochlazení – kalení – kalená ocel

- sloučeniny Fe :           FeII – na vzduchu se oxidují na železité (stálé v alkalickém prostředí), např. FeO, různé soli železnaté ((NH4)2Fe(SO4)2.6H2O – Mohrova sůl)

                        FeIII – oxid Fe2O3, soli železité

                        - tvoří komplexní sloučeniny – krevní soli (červená K3[FeIII(CN)6], žlutá K4[FeII(CN)6])

DISTRIBUIE DOCUMENTUL

Comentarii


Vizualizari: 1353
Importanta: rank

Comenteaza documentul:

Te rugam sa te autentifici sau sa iti faci cont pentru a putea comenta

Creaza cont nou

Distribuie URL

Adauga cod HTML in site

Termeni si conditii de utilizare | Contact
© SCRIGROUP 2014. All rights reserved