Anorganická chemie

Členění

Látky a soustavy látek
Základní veličiny a výpočty
Periodická soustava prvků
Struktura a vlastnosti prvků a sloučenin
Chemický děj a jeho zákonitosti
Vodík, kyslík a vzácné plyny
Prvky 17. skupiny – HALOGENY
Prvky 16. skupiny – CHALKOGENY
Prvky 15. skupiny - PENTELY
Prvky 14. a 13. skupiny - TETRELY a TRIELY
S-prvky, I. a II. skupina
Prvky skupiny železa, mědi a zinku

Látky a soustavy látek

LÁTKA – hmota skládající se z částic (atomy, ionty, molekuly), má své charakteristické vlastnosti (chemické a fyzikální)
  chemické – pH, reaktivita, hořlavost
   fyzikální – hustota, teplota tání/varu, vodivost, barva, skupenství

ATOM –  a)jádro – protony (p+), ozn. Z
                            – neutrony (n0), ozn. N                                    nukleonové číslo: A = Z + N
AXz      221U92    N = 221 – 92
                        N = 129

-jádro zabírá 99,9% hmotnosti, obal zabírá většinu velikosti
             
              b)elektronový obal – elektrony (e–)

IZOTOP – částice se stejným protonovým číslem, ale různým nukleonovým číslem
                  1H1 – lehký vodík protium    2H1 – těžký vodík deuterium   3H1 – radioaktivní vodík tritium

IONTY – a)kationty +, vznikají odštěpením elektronů
               b)anionty –

MOLEKULY – částice tvořená 2 a více atomy (H2O, NaOH, CH4)

 

Látky:

1)chemicky čisté látky – obsahují pouze 1 prvek/molekulu/iont, jsou tvořeny stejnými částicemi, mají stálé vlastnosti

        a)prvek – atomy se stejným protonovým číslem, vyskytuje se atomárně (vzácné plyny); vázaně v molekulách (dusík, kyslík,…);v krystalické struktuře (diamant, síra, kovy)
        b)sloučenina – tvořena několika prvky v jedné moleklule

2)směs – tvořeny více prvky nebo sloučeninami 

Směsi:

-rozdělení směsí podle velikosti částic   

                                                                                                      10-9                                               10-7

                                                                                          homogenní       koloidní         heterogenní
1)homogenní směsi – stejnorodá, pravý roztok
   a)plynný – propanbutan, vzduch
   b)kapalný – šťáva, osolená voda
   c)pevný – slitiny kovů

2)koloidní směsi –
  a)aerosol – něco rozpuštěného v plynu
                      – mlha = kapalina (l) v plynu (g)
                      – dým = pevná látka (s) v plynu (g)
                      – kouř = (l) + (s) v (g)

   b)koloidní roztok – organické látky v tekutině (krev)
   c)emulze – kapalina v kapalině (olej ve vodě – záleží na rozpustnosti)
   d)gel – částečky plynu v (s)

3)heterogenní směsi –
    a)pěna – plyn v kapalině
    b)suspenze – pevná látka v kapalině 

Separační metody

Krystalizace – z roztoku se vylučují rozpuštěné krystalizující pevné látky v podobě krystalů. (roztok kuchyňské soli)
-vytváření pravidelné struktury, při které dochází k pravidelnému uspořádání částic pevné látky do krystalové mříže

Filtrace – metoda oddělování pevné látky od kapaliny pomocí filtru (filtrační papír, látka, písek)

Destilace – oddělování kapalných látek na základě různé teploty varu

 








Odstředění – rychlejší než usazování, využití odstředivé síly (výroba smetany, ždímačka)

Chromatografie – metoda barevné chromatografie je založena na oddělování jednotlivých barviv z roztoku
-barevné složky směsi jsou unášeny rozpouštědlem různou rychlostí na filtračním papíře




Sedimentace (usazování) – oddělování vzájemně nerozpuštěných složek  s různou hustotoi

Výsledek obrázku pro usazování

Elektrolýza-Výsledek obrázku pro elektrolýza

Soustava látek 

-soubor látek v určitém vymezeném prostoru
-podle interakce s okolím: a)soustava izolovaná – nevyměňuje ani energii ani částice
                                                 b)soustava uzavřená – jenom výměna energie
                                                 c)soustava otevřená – výměna energie i částic

 

-podle vlastností: a)homogenní – v celém objemu stejné vlastnosti
                                 b)heterogenní – topení v 10-ti patrovém baráku – dole u kotle teplejší voda než nahoře; lahev, která je poloprázdná (vzduch má jiné vlastnosti než voda)

Základní veličiny a výpočty

Hmotnost – značka m , základní jendotka kg , míra setrvačných účinků v tíhovém poli Země

Objem – značka V , základní jednotka m^3 , trojrozměný prostor

látkové množství – značka n , základní jednotka mol – vyjadřuje obsah částic v dané látce ; 1 mol je 12 g C

 vzorec n = N/Na = počet částic; Na = 6,023.1023 molt Na

 Na = Avogadrona konstanta, vyjadruje množstvé cassic.

 

molární hmostnost – značka M , jednotka g/mol , M= m/n

látková koncentrace – značka c , jednotky mol/dm^3 , c= n/V

hmotnostní zlomek – značka W(A) , v procentech, W(A) = m(A)/m

 

Periodická soustava prvků


  • -prvek – chemicky čistá látka tvořená atomy se stejným protonovým číslem

    Periodická soustava prvků – Mendělejev
    -periodický zákon: vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla 

    -prvky uspořádány s rostoucím protonovým číslem
    -7 period a 18 skupin

    Prvky nepřechodné:

        -1. a 2. skupina = ns
        -13. až 18. skupina = np 

    Prvky přechodné:

        -3. až 12. skupina = (n-1) d

     

    -6. a 7. skupina = (n-2) f

    +Lanthanoidy a Aktinoidy

    Rozdělení podle fyzikálních vlastností:

    -nekovy – elektronová afinita (schopnost přijmout elektron, nevedou elektrický proud, tvoří anionty)
    -polokovy – závisí na teplotě (polovodič), tvoří anionty i kationty
    -kovy – nízká ionizační energie (snadno odštěpí elektron -> tvoří kationty)

     

    -velikost atomu: ve skupinách roste velikost směrem dolů
                                    v periodě  se velikost zvyšuje směrem doleva
                                    elektronegativita roste směrem doprava

     


    Stavba atomu

    -nejmenší stavební jednotka částic (viz otázka č. 1)

    Obal:
    -skládá se z orbitalů – místo s nejvyšší pravděpodobností výskytu elektronů

    orbitaly:
                      s – tvar koule, má 2 elektrony, 1 rámeček
                       p – 6 elektronů, 3 rámečky
                      d – 10 elektronů, 5 rámečků
                      f – 14 elektronů, 7 rámečků 

     

    Kvantová čísla

    -popis stavu elektronů 

    a)Hlavní kvantové číslo – ozn.: n, popisuje velikost energie atomu a elektronu (ns, np, (n-1)d, (n-2)f)

    b)Vedlejší kvantové číslo – ozn.: l, popisuje tvar orbitalu (s, p, d, f)

    c)Magnetické kvantové číslo – ozn.: m, popisuje natočení orbitalu do prostoru (rámečky)Obal atomu, uspořádání elektronů - ppt stáhnout

    d)Spinové kvantové číslo – ozn.: s, rotační impuls elektronů (natočení šipky v rámečkách) Obal atomu, uspořádání elektronů - ppt stáhnout

     

    Valenční elektron

    -elektrony v poslední vrstvě
    -při přidání energie – pokus elektron přeskočí do jiné vrstvy -> excitovaný stav

    Elektronová konfigurace

    -obsazování orbitalů elektrony

    a)Pauliho princip – nemůže existovat elektron, který má všechny kvantová čísla stejná, musí se lišit aspoň spinem

    b)Hundovo pravidlo – nejprve se orbitaly obsazují jedním elektronem se stejným spinem, pak dalším s opačným spinem

    c)Výstavbový princip – nejprve se zaplní orbitaly s nižší energií (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d,…)

     

    -elektronový oktet: valenční vrstva je zcela zaplněna 



    Radioaktivita

    -rozpad jader, doprovázen vyzařováním energie -> způsobeno hmotností jádra, větší počet neutronů

    Alfa záření – uvolňování Hélia (jádra He), zastaveno papírem, nebezpečné po vdechnutí

    Beta záření – a)Beta+ – e+ (pozitrony) – vzniká rozpadem protonu na pozitron a neutron
                             b)Beta– – elektrony
    -zastavení ocelovou deskou

    Gama záření – tvořeno proudem fotonů, zastavení betonem a H2O

    -poločas rozpadu: doba, za kterou se rozpadne přesně polovina jader, pomocí radioaktivního uhlíku se určuje stáří organického materiálu, využití v nemocnici, důkaz teorie relativity

                     

     

  • Image result for chalkogeny

Struktura a vlastnosti prvků a sloučenin

-Chemická vazba: spojují se atomy dohromady pomocí valenčních elektronů
-chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích
-dodaná energie = vazebná energie

-disociační energie: potřebná k roztržení vazeb, mají stejnou absolutní hodnotu, akorát se liší ve znaménku, udává se v kJ/mol
-čím pevnější vazba se vytváří, tím větší energie
-podmínkou pro vznik vazeb je dostatečné přiblížení atomů (protnutí valenčních vrstev)C:\Users\Linda\AppData\Local\Microsoft\Windows\INetCache\IE\GK7MKULQ\Greek_lc_sigma1[1].png

-vazba sigma – vytváří se jako první, na spojnici jader, u všech jednoduchých vazeb

-vazba pí – vazba mimo spojnici jader, vzniká až po vazbě sigma, vrstvy pí jsou dvěC:\Users\Linda\AppData\Local\Microsoft\Windows\INetCache\IE\9FIWECGO\248px-Pi-symbol.svg[1].png

-vazba tvoří elektronový pár
-elektronový pár tvořící vazbu se navzájem odpuzují -> započítávají se i volné elektronové páry prvků

Elektronegativita 

-schopnost atomů přitahovat elektrony
-nejvyšší F, nejnižší Fr
– v periodě směrem doprava roste (těžší jádro)
-čím níž ve skupině – větší obal
-čím větší elektronegativita prvků, tím blíž je vazebný elektronový pár

-podle rozdílů elektronegativit, rozdělení vazeb:

1)Kovalentní – oba dva prvky elektronového páru tvořící chemickou vazbu
  a)nepolární – rozdíl elektronegativit je od 0 – 0,4
      – elektronový pár se nachází téměř ve středu vazby, př.: CH4, O2

    b)polární – vzniká dipól
       -elektronový pár se posouvá k více elektronegativnímu prvku
       – rozdíl elektronegativity je od 0,4 – 1,7

2)Iontová – rozdíl elektronegativity je 1,7+, elektronový pár si přitáhne elektronegativnější prvek do své valenční vrstvy, př.: NaCl – Na+ – Cl– 

3)Koordinačně kovalentní – jeden z atomů dává volný elektronový pár (donor) a druhý atom poskytuje volný orbital (akceptor) -> vznik komplexních sloučenin

4)Kovová vazba – obklopeny více atomy -> více volných elektronů
   -každý atom kovu je obklopen více atomy, než se kterými je schopen vytvořit vazbu -> vznikají volné elektrony, které se mohou volně pohybovat napříč orbitaly těchto prvků -> tím dokážou vést elektrický proud
   -vznik v krystalických mřížkách kovů, grafit

Slabé vazebné interakce

-slabší vazebné síly, než je chemická vazba
-ovlivňují vlastnosti sloučenin
-vodíkové můstky: potřeba silné polární vazby, volný elektronový pár

 

-mezi elektronovým párem vzniká můstek
-zvyšují teplotu tání a varu
-význam u bílkovin, polysacharidů, DNA

-Van der Waalsovy síly: fungují na základě vzniku dipólů

 

Vliv chemické vazby na vlastnosti látek

a)Nepolární vazba – rozpustné v nepolárních rozpouštědlech, špatně se trhá, stabilnější, nevedou proud

b)Polární a iontová – rozpustné v polárních rozpouštědlech, vedou proud v roztoku nebo v tavenině

 

c)Kovová vazba – vede proud a teplo, kujné a tažné 

Chemický děj a jeho zákonitosti

děj, při kterém za vhodných vnějších podmínek se mění reaktanty na produkty

-reaktanty: látky do reakce vstupující (v rovnici nalevo)
-produkty: látky z reakce vystupující (v rovnici napravo)

-chemická rovnice popisuje chemickou reakci, ale pouze popisuje počáteční a konečný stav

-na levé i na pravé straně musí být stejný počet prvků

Hlavní zákony:

             1)Zákon Zachování Hmotnosti: hmotnost reaktantů se musí rovnat hmotnosti produktů

             2)Zákon Zachování Energie: energie izolované soustavy je konstantní

             3)Zákon stálých poměrů slučovacích: poměr prvků ve sloučenině je vždy stejný, nezáleží na způsobu přípravy

 

Typy chemických reakcí:

-podle způsobů:
                             1) Podle vnějších změn při reakci
                                  a)syntéza: reaktanty se slučují            3H2+N2 -> 2NH3
                                  b)analýza: rozštěpení složitějších látek na jednodušší     CaCO3 -> CO2+CaO
                                  c)vytěsnění: náhrada skupiny atomů             CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
                                  d)podvojná záměna: výměna skupiny atomů ve sloučeninách 
                                                                                                                NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgC

-podle reakčního mechanismu:
                                                          1) Substituce: dochází k nahrazení atomu nebo funkční skupiny substrátu za jiný atom nebo funkční skupinu. Podle typu činidla rozlišujeme substituci radikálovou, elektrofilní a nukleofilní
                                                          2) Adice: dochází k navázání činidla na násobné vazby substrátu. Řídí se Markovníkovým pravidlem. Řadíme sem např. hydrataci, halogenaci, hydrogenaci atd.
                                                           3) Eliminace: dochází k odštěpení zpravidla jednoduché anorganické sloučeniny za vzniku násobné vazby. Řídí se Zajcevovým pravidlem. Mezi eliminační reakce řadíme např. dehydrogenaci, dehydrataci apod.
                                                            4) Přesmyk: neboli izomerace – při reakci dochází pouze ke změně struktury látky, nemění se ani počet, ani druh atomů tvořících molekulu. 

-podle druhu přenášených částic:
                                                              1) Oxidačně redukční reakce: přenos elektronů
                                                                   -odevzdávají – oxidace, zvyšování oxidačního čísla
                                                                   -přijímají – snižování oxidačního čísla, redukce
                                                                                      4 KClO3 → 3 KClO4 + KCl
                                                                                            2CO2 -> C2 +2O2

                                                              2) Acidobazické reakce: přenos H+
                                                                   -Kyseliny odštěpují; zásady přijímají
                                                                     CaCO3 + 2HCl -> CaCl2 + H2O + CO2

                                                              3) Komplexotvorné reakce: přenos celé skupiny atomů
                                                                    CuSO4 + 4 H2O → [Cu(H2O)4]SO4

Reakční kinetika:

-studuje rychlost chemické reakce v závislosti na podmínkách

-vnější faktory: teplota: +teplota = +rychlost; +10°C = 2-4x vyšší rychlost
                             tlak: +tlak = +rychlost (zvláště u plynů)
                             katalyzátor/inhibitor

        -koncentrace reaktantů a produktů: rychlost reakce se zvýší koncentrací reaktantů

-reaktanty nejprve vytvářejí AK (aktivovaný komplex), k čemuž potřebují EA (aktivační energie), aby komplex vznikl
                    -> komplex je nestálý, rozpadá se buď zpět na reaktanty, nebo vytváří produkty 

ER > EP – exotermická (uvolňuje energii)
EP > ER – endotermická (spotřebovává energii)






                 




Katalyzátor

-urychluje reakci, z reakce vystupuje nezměněn, snižuje EA

1) A + K -> AK                    2) AK + B -> AB + K
    A – reaktant                      AB – produkt
    K – katalyzátor 

-vytváří s jedním reaktantem meziprodukt, ten snadněji reaguje s druhým reaktantem, vzniká produkt a katalyzátor se uvolní
A+B -K-> AB

Termochemie

-tepelné jevy při chemických reakcích
-jednotka: reakční teplo (teplo, které systém při reakci přijme/odevzdá)

                  a)exotermická: typická exotermická reakce je hoření látek. Při tomto ději se uvolňuje teplo a světlo
-konkrétním příkladem je slučování plynného vodíku s kyslíkem za vzniku vodní páry:
                                                              2H2 + O2 → 2H2O

                  b)endotermická: příkladem je hoření síry nebo fotosyntéza
                                                              2H2O → 2H2 + O2

Beketova elektrochemická řada napětí kovů

-popisuje redoxní schopnosti kovů (redukovat se/oxidovat se)
  -> schopnost přijmout/odštěpit elektronVýsledek obrázku pro beketova řada kovů

 

Vodík, kyslík a vzácné plyny

  • Vodík 

    -výskyt: nejrozšířenější prvek ve vesmíru (91%)
                   vázaný vodík ve všech živých organismech a ve všech organických sloučeninách 

    -vlastnosti: nejjednodušší prvek, lehký, bez chuti, zápachu, ve směsi se vzduchem výbušný, tvoří dvouatomové molekuly, izotopy
    H1 – prothium (lehký vodík)
    H2 – deuterium (těžký vodík)
    H3 – tritium (radioaktivní vodík)

    -příprava: vytěsněním z kapaliny
                      Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
                   2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

    -výroba: reakcí vodní páry s koksem: C + H2O -t=1000°C-> H2 + CO
                    rozkladem methanu: CH4 → C + 2 H2
                    elektrolýzou vodního roztoku NaCl: 2 NaCl + 2 H2O–› 2 NaOH + H2 + Cl2

    Děj na záporné katodě: 2 Na+1 + 2 H2O + 2 e– –› 2 NaOH + H2
    Děj na kladné anodě: 2 Cl-1 – 2 e– –› Cl2

     
     

    -použití: výroba amoniaku v průmyslu, raketové palivo, sváření kovů, ztužování tuků, redukční činidlo, výroba technického methanolu

    -sloučeniny: vytváří ze všech prvků nejvíce sloučenin, nejčastější ox. číslo +I, v hydridech -I (dvouprvková sloučenina H a kovu z I. a II. skupiny)

                          1) Hydridy:
                                               a)iontové: sloučeniny H + kovy 1./2. skupiny
                                                  – Na+H– (hydrid sodný), Ca+H– (hydrid vápenatý)
                                                  -nestále, při reakci s vodou vzniká vodík
                                              b)kovalentní: H + prvky 14. až 17. skupiny
                                                  – amoniak NH3, sulfan H2S, fosfan PH3, silan SiH4
                                               c)kovové: H + D/F prvky
                                                  -hydrid uranitý UH3



    Kyslík

    -výskyt:
                    vázaný v H2O, alkoholy, anorganické látky, biogenní prvek (nezbytný pro dýchání,    součást všech stavebních látek)
                    volný v atmosféře (21%), jako O2 a O3

    -vlastnosti: bezbarvý, bez zápachu, vyšší hustota než vzduch, nepatrně rozpustný ve vodě, oxidační činidlo (sám sebe redukuje)

    -příprava: rozkladem peroxidu: 2 H2O2 -> 2 H2O + O2 (katalyzace burelem MnO2)

    -výroba: frakční destilace kapalného vzduchu

    -použití: výroba oceli, pomáhá odstranit nežádoucí prvky v surovém železe, dýchací přístroje, sváření a řezání kovů, raketové pohony

    -sloučeniny: 

                         OXIDY: dvouprvkové sloučeniny kyslíku, chemicky významné, často jako rudy, meziprodukty výroby (např.: SiO2, NO2, SO3), produkty výroby (CaO, CO2)
                                      a) kyselinotvorné: většinou nekovy, části P prvků
                                           – při reakci s vodou tvoří kyselinu SO3 + H2O -> H2SO4
                                           – při reakci se zásadou vzniká sůl SO3 + 2NaOH -> 2Na2SO4 + H2O

                                      b) zásadotvorné: při reakci s H2O tvoří zásadu CaO + H2O -> Ca(OH)2
                                                            při reakci s kyselinou vznikají soli  CuO + H2SO4 -> CuSO4 +H2O

                                      c) amfoterní: s kyselinou reagují jako zásadu ZnO + HCl -> ZnCl2 +H2O
                                                               se zásadou reagují jako kyselina Na2 [Zn(OH)4]  
                                                                                                                  (tetrahydroxyzinečnatan sodný)

                                      d) netečné: nereagují s ničím – CO, NO, N2O

                          PEROXIDY: nejvýznamnější je H2O2 (peroxid vodíku)
                                               -velmi reaktivní, bezbarvá olejovitá kapalina, ředitelná vodou, slabá kyselina, koncentrovaný (30%) žíravina, oxidační účinky, zředěný jako desinfekce a bělící účinky, účinkem světla a katalyzátorů se rozkládá na vodu a molekulární kyslík (desinfekce), 6% použití v kosmetice, zdravotnictví, 

                          VODA: nejrozšířenější chemická sloučenina, 2/3 povrchu Země, neleze najít čistou v přírodě, tvoří ze 70% organismy, 3 skupenství, polární rozpouštědlo, kovalentní polární vazba, mezi molekuly vody vznikají vodíkové můstky – zvyšují teplotu tání a varu, bezbarvá, bez zápachu, vázaná v krystalických látkách
                                      Druhy vody:
                                                            a) destilovaná voda: chemicky čistá, chladící kapalina
                                                             

                                                             b) pitná voda: ionty, minerály, podle typu solí různá tvrdost, přechodná tvrdost- hydrogenuhličitany; trvalá tvrdost – sírany, chemicky se odstraňuje chlorem a ozonem
                                                            c) užitková voda: praní, hygiena, zalévání
                                                             d) voda odpadní: splašky

                            OZON: ostře zapáchající, nestálý jedovatý plyn, bazbarvý, vzniká ve vyšších vrstvách atmosféry účinkem UV záření (bouřky), ozonová vrstva chrání před UV zářením z vesmíru, rozkládají ji skleníkové plyny (freony), využití jako desinfekce (O), silně oxidující 


    Vzácné plyny

    -vlastnosti: zaplněná valenční vrstva (elektronový oktet), stabilní, inertní, téměř netvoří sloučeniny, atomární, jádra hélia produktem alfa záření

    -výskyt: atmosféra, radon se také vykytuje v zemi/vodě

    -výroba: frakční destilace kapalného vzduchu

    -použití: reklamní výbojky (hlavně radon), chlazení, inertní atmosféra při svařování

Prvky 17. skupiny – HALOGENY

  • -7 valenčních elektronů (do elektronového oktetu jim chybí jeden)
    -mají vysokou elektronegativitu, která klesá od F dolů
    -nevyskytují se volně, vázané v solích
    -F, Cl plyny; Br kapalina; I, As pevné látky
    -halogen s nižším protonovým číslem je schopen ze sloučeniny halogen s větším protonovým číslem 

    Fluor

    -výskyt: v kazivci (fluorid vápenatý CaF2), v mořské vodě, v kostech (biogenní prvek)
    -vlastnosti: plyn, žlutozelený, toxický, dvouatomový, největší elektronegativita v tabulce, reaguje se všemi prvky kromě vzácných plynů
    -výroba/příprava: elektrolýza taveniny KF
    KF -> K+ + F–      anoda: 2F–– 2e– -> F2       katoda: 2K+ +2e– -> 2K

    -použití: fluoridové soli – přídavky do past na zuby, organické sloučeniny – teflon, freony
    –sloučeniny:
                          HF – ostře páchnoucí plyn, leptá sliznici, se směsi s vodou tvoří středně silnou kyselinu, výroba reakcí CaF2 + H2SO4 -> CaSO4 + 2HF, z bezkyslíkatých kyselin je nejslabší, leptá sklo
                           freony – flór a chlór s uhlíkem, stálé, netoxické, inertní, nízká hustota, ve vyšší vrstvě atmosféry se rozpadá na radikály CCl2F2 -UV->      CClF2 +    Cl (radikály silně napadají ozonovou vrstvu)

    CF2=CF2  -> — CF2 -CF2 –

    Chlor

    -výskyt: chloridy alkalických kovů, halit (NaCl), sylvín (KCl), zdrojem mořská voda
    -vlastnosti: biogenní prvek (HCl), ionty v krevní plazmě, zapáchající žlutozelený plyn, jedovatý
    -výroba: elektrolýza vodního roztoku solanky (NaCl)
    -příprava: působením oxidačního činidla na HCl
    MnO2 + 4HCl -> Cl2 + MnCl2 + 2H2O
    -použití: 70% na výrobu organických látek – PVC; rozpouštědla, léčiva, desinfekce vody (savo), sterilizace pitné vody
    -sloučeniny:
                          HCl – kyselina solná, koncentrovaná 35%, štiplavě páchnoucí plyn, silná kyselina, užití na moření kovů, odstranění zoxidované vrstvy, čistící prostředky
    -výroba: 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl

                           Lučavka královská – HCl:HNO3 v poměru 3:1 jako jediná dokáže rozpustit zlato a platinu

                      Chlorečnany: sodný – bělidlo, herbicid, hydroskopický, nehoří,
                                              draselný – silné oxidační činidlo, rychlé vzplanutí, ohňostroj/zápalky
                      Kyselina chloristá: HClO4, nejsilnější kyselina, hmotnostní zlomek 1, reaguje s organickými látkami
                     Chloristan amonný: NH4ClO4, oxidovadlo paliv
                     Kyselina chlorná: HClO, silné oxidační účinky, nestálá


     Brom

    -výskyt: mořská voda vázaný
    -vlastnosti: červenohnědá kapalina, nepříjemný zápach, leptá biologické tkáně, mírně rozpustná ve vodě, velmi reaktivní
    -výroba: z mořské vody vytěsněním
                    2NaBr + Cl2 → Br2 + 2NaCl
    -použití: světločivné materiály, léčiva, pesticidy

    Jód

    -výskyt: moře a oceány, vázaný v jodidech, biogenní (štítná žláza)
    -vlastnosti: fialová krystalická látka, sublimuje, jedovatá
    -použití: jodizace soli, jodová tinktura, jodisol
    -sloučeniny:
                          HI: jodovodík, nejsilnější z halogenvodíkových kyselin
                           KI3: Lugolův roztok ( KI + I2 –> KI3–, důkaz škrobu)
                           AgI: fotografický materiál

    Astat

    -pevná radioaktivní látka, rychlý rozpad 

  •  

Prvky 16. skupiny – CHALKOGENY

-rudotvorné prvky, ox. čísla -II až +VI
-s rostoucím protonovým číslem roste kovový charakter
-pevné látky (kromě O2)

Síra

-výskyt: vázaný v anorganických sloučeninách – pyrit FeS2 (disulfid železnatý)
                                                                                     galenit PbS (sulfid olovnatý)
                                                                                     sfalerit ZnS (sulfid zinečnatý)
                                                                                     rumělka HgS (sulfid rtuťnatý)
                                                                                     sádrovec CaSO4*2H2O
               volný – sírová ložiska v okolí sopek

-vlastnosti: biogenní prvek – disulfidické můstky, bílkoviny
                    žlutá křehká látka, nerozpustná ve vodě, rozpustná v nepolárních rozpouštědlech
                     stálá, reaguje za zvýšené teploty
                     dvě alotropické modifikace – kosočtverečná a jednoklonná (různá krystalická m.)
                     vytváří dvě amorfní formy
                                                                  a) plastická síra (zahřátí)
                                                                   b) sirný květ (kondenzace a krystalizace par)

-výroba: oxidace sulfanu 2 H2S + O2 → 2 S + 2 H2O

-použití: na výrobu H2SO4, vulkanizace kaučuku, výroba pesticidů, střelný prach a zápalky

-sloučeniny:
                        sulfan – bezbarvý, jedovatý, prudce zapáchající plyn,
                                      dobře rozpustný ve vodě
                                       výskyt v minerálních vodách a zemním plynu
                                       má redukční účinky (sám sebe oxiduje)
                                       příprava – FeS + 2 HCl → H2S + FeCl2
                               oxidy síry – vznikají hořením síry
                                             SO2 – S + O2 -> SO2
                                                        bezbarvý plyn, vzniká při spalování uhlí, znečišťuje ovzduší
                                                        spalování ropy, dobře rozpustný ve vodě
                                                        způsobuje kyselé deště -> kyselinotvorný
                                                        SO2 + H2O → H2SO3
                                                         použití na síření sudů a včelařství, dráždí dýchací cesty
                       H2SO4 – silná dvojsytná kyselina, koncentrovaná 98%, žíravina, hydroskopická
                                      bezbarvá olejovitá kapalina, koncentrovaná má oxidační účinky
                                      ředěná reaguje s ušlechtilými kovy, koncentrovaná s neušlechtilými
                                      výroba: 1) S + O2 -> SO   2) 2SO2 + O2 -> 2SO3 (katalytická oxidace V2O5)
                                                    3) SO3 + H2SO4 -> H2S2O7 (oleum, kys. disírová)

                     sírany – příprava neutralizací
                                    BaSO4 – kontrastní látka
                                    KSO4; (NH4)2SO4 – minerální hnojiva
                     hydráty – CuSO4*5H2O – modrá skalice, použití jako důkaz vody
                                                                   desinfekce v bazénu, poměďování
                                        CaSO4*1/2H2O – sádra, použití v lékařství, stavařství
                                        ZnSO4*7H2O – bílá skalice, použití jako impregnace
                                        FeSO4*6H2O – zelená skalice, hubení hub a lišejníků
                     sulfidy – soli, ve vodě nerozpustné, spalováním vznikají příslušné oxidy/kovy
                                     význam pro výrobu kovů ze sulfidů

Ostatní prvky 

 

-selen a tellur v malém množství provázejí síru
-pollonium v uranových rudách, radioaktivní 

Prvky 15. skupiny - PENTELY

-5 valenčních elektronů, oxidační čísla -III až +V
-pevné látky, kromě dusíku
-s rostoucím protonovým roste kovový charakter

Dusík

-výskyt: volný dusík v atmosféře (78%)
               vázaný v minerálech – ledek chilský, amonný, draselný
               biogenní prvek – DNA (dusíkaté báze), bílkoviny, AMK, alkaloidy 

-vlastnosti: bezbarvý plyn, bez chuti, nehořlavý (dusí plamen), tvoří dvouatomové molekuly
                     stála, krátká, pevná vazba -> téměř netečný
                     s většinou látek reaguje až za zvýšené teploty
                     málo rozpustný ve vodě

-výroba: frakční destilace kapalného vzduchu

-příprava: tepelný rozklad dusitanu amonného NH4NO2 -> N2 + 2H2O             

-použití: lékařství (zamrazování vajíček), chlazení supravodičů
               plynný – inertní atmosféra, hašení hořlavin, výroba amoniaku, výroba dusíkatých hn.

-sloučeniny:
                      NH3 – amoniak/čpavek
                                 toxický plyn, zapáchá, bezbarvý, v přírodě vzniká rozkladem dus. org. lát.
                                chová se jako zásada (schopen přijmout kationt H) (donor-akceptor)
                                 kationt amonný (NH4+) se nachází v solích
                                 výroba přímou syntézou: N2 + 3H2 -> 2NH3 (za působení tlaku)
                                 použití na výrobu dusíkatých hnojiv, první mezikrok ve výrobě HNO3
                     oxidy dusíku – ox. č. +I až +V, příčina kyselých dešťů (+SO2), kyselinotvorné oxidy
                                                při kontaktu se zásadou tvoří sůl
                                                NO2 – toxický plyn, červenohnědý, oxidační činidlo do paliv
                                                N2O – využití v rajském plynu (85%), stavy veselosti, při porodech
                                                           hnací plyn do šlehaček, ox. činidlo do raketových motorů
                                                NO – jedovatý pro člověka, výroba airbagů
                      HNO3 – silná kyselina, koncentrovaná 68%, silné oxidační účinky
                                    reaguje s ušlechtilými kovy kromě Au a Pt
                                    produkty závisí na síle kyseliny
                                    

 

                                    výroba: 1) Výroba amoniaku N2 + 3H2 -> 2NH3
                                                  2) Katalyt. Ox. amoniaku 4NH3 + 5O2 -Pt-> 4NO + 6H2O
                                                   3) Oxidace NO 2NO + O2 -> 2NO2
                                                   4) Dimer NO2 2NO2 -> N2O4
                                                  5) Zavádění dimeru do vody N2O4 + H2O -> HNO2 + HNO3
                                    použití: výroba dusíkatých hnojiv, výroba roztoků
                                                  Lučavka královská (jediná umí rozpustit Au a Pt) HNO3:HCl
                                                  HNO3 + H2SO4 -> nitrační směs, nitrace – vnášení NO2 do org. lát.
                                                                             -trinitrotoluen/nitroglycerin
                                    soli: NH4NO3 – minerální hnojivo, výroba vháněním amoniaku do HNO3
                                             NaNO2 – konzervant, rozklad na karcinogenní nitrosamin
                                            AgNO3 – roztok jako Tolensovo činidlo, fotografické materiály
                                                             antibakteriální látka v lékařství

 

Fosfor

-výskyt: nevyskytuje se volně
               vázaný v apatitu Ca3(PO4)2
               biogenní prvek – fosfáty (zbytky od H3PO4)
                                              kosti, zuby, NK, ATP 

-vlastnosti: pevná látka
                    tvoří 3 alotropické modifikace: bílý – nažloutlá voskovitá látka
                                                                                        velmi reaktivní, samozápalný
                                                                                        uchovává se pod vodou, jedovatý
                                                                             červený – vznik zahříváním bílého fosforu
                                                                                               není jedovatá ani samozápalný
                                                                                               využití na výrobu hlavičky sirek
                                                                            černý – podobné vlastnosti kovů (vede teplo/pr.)

-výroba: z apatitu (inertní atmosféra)
                2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C → P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO

-využití: výroba zápalek, výroba H3PO4

-sloučeniny:
                      fosfan PH3-III– plynná látka, redukčnější vlastnosti než amoniak, jedovatý
                                               použití na vnášení fosforu do polovodičového křemíku
                                               soli – fosfidy
                      oxid fosforečný P4O10 – vzniká spalováním fosforu
                                                                použití pro sušení plynů (hygroskopický)
                                                                reakce s vodou: P4O10 + 6H2O -> 4H3PO4
                      H3PO4 – 85% (100% pevná látka), středně silná kyselina (než odštěpí jeden H)
                                     dobře rozpustná ve vodě, součástí DNA, enzymů
                                     použití: mycí prostředky, výroba léčiv, výroba hnojiv, zubní pasty
                                     výroba superfosfátu (hnojivo) – KH2PO4 + CaSO4
                                     soli: fosforečnany – rozpustnost klesá s počtem vodíků

Prvky 14. a 13. skupiny - TETRELY a TRIELY

TETRELY

-ox. čísla od -IV až +IV
-uhlík nekov, křemík + germánium polokovy, cín + olovo kovy
-čtyřvazné

Uhlík

-výskyt: volný, alotropické modifikace
               vázaně v organických látkách
              biogenní prvek – sacharidy, tuky, bílkoviny
               CaCO3 – kalcit
              MgCO3 – magnesit
              CaMg(CO3)2 – dolomit 

-vlastnosti: pevná látka
                     2 alotropické modifikace: grafit – tuha, hexagonální mřížka
                                                                   diamant – krychle, nejtvrdší nerost
                     čtyřvazný, dva izotopy (jeden z nich radioaktivní)

-výroba: z koksu a křemene za vysokých teplot (2500°C), SiC – karbid křemičitý
                SiO2 + C -> SiC + 2CO
                SiC -> Si + C (tuha)

-použití: grafit – tužky, moderátorové tyče v reaktorech, elektrotechnika (vede proud),
                diamant – šperkařství, řezání materiálů, výroba z tuhy, technické formy
                koks – redukční činidlo u vysokoteplotních dějů (výroba kovů)
                            váže na sebe kyslík, hoří na CO2
                saze – výroba pneumatik z pryže
                aktivní uhlí – absorpční schopnosti, vzduchové filtry, úprava vody, zdravotnictví

-sloučeniny: 95% sloučenin je organických
                       oxidy: CO – bezbarvý, bez zápachu, málo rozpustný ve vodě, prudce jedovatý
                                            vzniká při nedokonalém spalování uhlíku 2C + O2 -> 2CO
                                            redukční účinky
                                            použití při výrobě kovů

                                   CO2 – bezbarvý plyn, bez zápachu, kyselinotvorný, součástí atmosféry
                                              nedýchatelný, vznik při kvašení, skleníkový plyn
                                              dokonalé spalování uhlíku C + O2 → CO2

                                             H2CO3 – slabá kyselina, dvojsytná, nestálá – rozpadá se na vodu a CO2
                                                                         tvoří uhličitany a hydrogenuhličitany
                                 soli: sůl slabé kyseliny se chová jako zásada
                                         CaCO3 + H2SO4 -> CaSO4 + H2CO3
                                        Na(HCO3) – jedlá soda, použití jako kypřící prášek, neutralizace
                                        Na2CO3 – soda, odstranění trvalé tvrdosti vody, náhrada NaOH
                                                          CaSO4 + Na2CO3 -> CaCO3 + Na2SO4
                                        Karbidy – ox. číslo -IV, dvouprvkové sloučeniny C a elektropoziti. prvku
                                                          CaC2 – výroba ethinu – hubení krtků
                                        Kyanovodík – HCN, chová se jako kyselina, vytváří kyanidové soli
                                                                  toxické látky
                                        KCN – kyanid draselný, cyankáli  

 

Křemík 

-výskyt: křemen SiO2, druhý nejrozšířenější prvek na zemi

-vlastnosti: polokov (vede elektrický proud za určitých podmínek)
                     lesklý, kubická mřížka, pevná látka, šedočerná, odolný kyselinám (kromě HI)

-výroba: z křemene za vysokých teplot (2000°C)
                SiO2 + 2C -> 2CO +Si

-použití: k výrobě polovodičů, příměs do oceli, výroba silikonu

-sloučeniny:
                      silany – sloučeniny H a Si, nestabilní, nanášení tenkých vrstev
                                      elektrotechnika – tenké vrstvy
                       SiO2 – nemá krystalickou mřížku (amorfní), pevná látka
                                   kyselinotvorný
                                   při tavení ztratí svou krystalickou mřížku, při chladnutí už ji zpátky nezíská
                                   a vzniká křemenné sklo (pevné, čiré, skoro nevede proud/teplo)
                                   výroba optických vláken, odolný vůči vodě a kyselinám kromě HF
                                   šperkařství, výroba porcelánu
                      silikagel – hydroskopické vlastnosti
                      křemičitany – silikáty, výroba silikátních materiálů – sklo, keramika, porcelán
                                                porcelán – výroba z kaolinu
                                                sklo – amorfní, výroba tavením sklářského písku, vápence a sody
                                                           chemicky inertní, izolant (HF leptá sklo)
                      silikony – organické polymery, dlouhé řetězce (R2SiO)n,
                                        chemicky inertní, hydrofobní, olejovzdorné, odolné proti teplotě
                                        použití v lékařství, nátěrové hmoty, silikonové oleje

Cín a Olovo

-výskyt: Pb – galenit PbS
               Sn – cínovec SnO2
-cín: stříbrolesklý kov (staniol), slitiny, cínoví vojáčci, pájení kovů, tažný, kujný, bronz
-olovo: šedý, měkký kov, rozpustný pouze v HNO3, náboje, ochrana proti záření, pájka
             elektrotechnika, druhý nejtěžší kov v přírodě, který se rozkládá
                                                         

 

 

TRIELY                           ns2 np1
– kromě boru jsou všechny prvky typické kovy, mají tři elektrony, ox. čísla I až III

BOR                                  
-elektronová konfigurace: (He) 2s2  2p1
-ox. čísla: III, v některých situací umí být i čtyřvazný
-chová se jako polovodič, pevná, tvrdá, černá látka s kovovým leskem, nekov/polokov
-je málo reaktivní
-vytváří kovalentní vazby
-podobné vlastnosti jako křemík

Výskyt:
–pouze  ve formě kyslíkatých sloučenin
–SASSOLIN: H3BO3
–BORAX: Na2(B4O5(OH)4).8H2O (tetraboritan sodný)
–BORACIT: Mg3B7O13Cl
-KERNIT: Na2(B4O6(OH)2).3H2O

Výroba:
–elektrolýza roztavených boritanů
-redukcí oxidu boru silně elektropozitivním kovem   B2O3 + 3Mg → 2B + 3MgO
-příprava čistého boru je náročná, čistý bor se v praxi příliš nevyužívá

Použití:
-výroba pyrotechniky, zelená barva plamene
-výroba kuchyňského a chemického nádobí
-výroba řídicích tyčí v jaderných reaktorech

Sloučeniny:
Boridy: ox. číslo: -V
-sloučeniny boru s kovem
-vodivé, tvrdé, žáruvzdorné
-použití jako materiál na turbínové lopatky, vnitřní povrchy spalovacích komor a raketových trysek
Borany:
–sloučeniny boru s vodíkem
-reaktivní, samozápalné látky, např.: diboran B2H6
Oxidy:
Oxid boritý B2O3:
-bezbarvá, sklovitá látka
-vzniká hořením boru: 4 B + 3 O2 → 2 B2O3
–s vodou tvoří kys. boritou: B2O3 + 3 H2O→ 2 H3BO3

 

Kyselina boritá H3BO3
-tvoří bíle šupinkovité krystaly, málo rozpustná ve vodě
-slabá kyselina, používá se k přípravě borové vody (oční lékařství) a dalších sloučenin boru
-konzervant E 284, konzervace kaviáru
Výroba:
-(vzniká rozkladem boraxu kyselinami)
1) 4 B + 3 O2 → 2 B2O3
2) B2O3 + 3 H2O→ 2 H3BO3
-dehydratací H3BO3 vzniká sklovitá hmota HBO2
Boritany:
-ve vodě jsou rozpustné jen boritany alkalických kovů
-peroxohydrát boritanu sodného se přidává do pracích prášků – bělící účinky NaBO2.H2O2.3H2O
Borax: Na2(B4O5(OH)4).8H2O
-oktahydrát pentaoxo – tetrahydroxotetraboritanu disodného
-použití při pájení kovů, v analytické chemii, k úpravě glazur keramiky, při výrobě smaltovaných nádob, prací prášek
-výroba dalších sloučenin boru 

 

HLINÍK                          
-elektronová konfigurace (Ne) 3s2 3p1
-ox. čísla:0,III
-vlastnosti:
-lehký kov, dobře vodí elektrický proud a teplo, stříbrobílý, kujný, tažný
-poměrně reaktivní, na jeho povrchu se tvoří vrstvička Al2O3, která brání dalším reakcím(pasivace), nepodléhá korozi
-má redukční vlastnosti
-nevyskytuje se volně
-amfoterní vlastnosti: (může se chovat jako kationt i aniont, záleží na pH roztoku), reaguje tedy i jako kyselina i jako zásada
-v roztocích kyselin (pouze koncentrovanou HNO3 se pasivuje) za vzniku hlinitých solí:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
-v alkalických hydroxidech se rozpuští za vzniku hydroxohlinitanů:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
-výskyt v přírodě:
–bauxit (Al2O3·2H2O), kryolit (Na3AlF6), korund (Al2O3), součást hornin a různých minerálů (živec, slída, jíl,…)
-příprava:
1) příprava čistého Al2O3
4Al + 3O2 → 2Al2O3
2)elektrolýza taveniny Al2O3  s Na3AlF6 (kryolit snižuje bod tání)
Al2O3 + 6 NaOH + 12 HF = 2 Na3AlF6 + 9 H2O
-využití:
–lehké slitiny, elektrotechnika, alobal,
-hlinité soli jsou ve vodě rozpustné kromě AlF3
–aluminotermie: získávání některých kovů z jejich oxidů za vysokých teplot
-slitina: dural (Al+Cu)

 

sloučeniny:
-Halogenidy:
-chlorid hlinitý AlCl3 – používá se jako katalyzátor v organické chemii, vzniká přímou syntézou hliníku s chlorem
2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3
-Oxidy a Hydroxidy:
-oxid hlinitý Al2O3 – vzniká tepelným rozkladem hlinitých solí nebo hydroxidu, používá se při adsorpční chromatografii, KORUND (smirek), brusný materiál, žáruvzdorná látka, amfoterní:
-s kyselinami tvoří hlinité soli: Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O
-s hydroxidy tvoří hlinitany: Al2O3 + 2 NaOH + 3 H2O → 2 NaAl(OH)4

-hydroxid hlinitý Al(OH)3 – reakcí solí hlinitých s amoniakem nebo alkalickými hydroxidy se tvoří bílá látka
AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl

S-prvky, I. a II. skupina

–

ALKALICKÉ KOVY – I. skupina

-alkálie (zásada, hydroxid), prvky první skupiny (bez vodíku), mají 1 valenční elektron (oxidační číslo +I)
-výskyt: nevyskytují se volně, pouze vázaně
-vlastnosti: měkké, stříbrolesklé kovy, dají se krájet nožem, malá hustota, reaktivní, odevzdávají elektron, mají redukční schopnosti, schopny vytěsnit téměř všechny kovy/polokovy a H ze sloučenin
-skupiny s nejnižší elektronegativitou
-bouřlivě reagují s vodou za vzniku hydroxidu a H
-oxidují na vzduchu, skladují se v petroleji
-použití: redukční činidlo, sodíkové výbojky, baterky
-výroba: elektrolýza taveniny příslušných solí

Sodík 

-výskyt: NaCl (halit), NaNO3 (chilský ledek)
               biogenní prvek – kosti, moč, plazma

-výroba: elektrolýza taveniny NaCl
                NaCl -> Na+ + Cl–
                K: 2Na++ 2e– -> 2Na
                A: 2Cl– – 2e– -> Cl2 

-použití: redukční činidlo, sodíkové výbojky

-sloučeniny:
                      NaCl – potravinářství, konzervy, chemický průmysl, výroba dalších sloučenin Na
                       NaOH – výroba elektrolýzou vodného roztoku NaCl
                                      K: 2Na+ + 2e– -> 2Na                                 A: 2Cl– – 2e– -> Cl2
                                          2Na + 2 H2O -> 2 NaOH +H2
                                      diafragmova metoda: propouští ionty přes polopropustnou membránu
                                                                              odděluje vznikající produkty
                                      amalgánova metoda: katoda je ze rtuti, na ní se redukují ionty na Na
                                                                              Na reaguje s katodou -> vznik amalgánu NaHg
                                                                              amalgán se odebere, nechá se reagovat s vodou
                                                                              2NaHg + 2H2O -> 2NaOH + H2 + 2Hg
                                        použití: jedna z nejsilnějších chemických zásad, čištění odpadů (krtek)
                                                     výroba hliníku, pevného mýdla a celulózy
                       Na2CO3 – výroba Solvayovou metodou – roztok NaCl se sytí amoniakem a CO2
                                         NaCl + NH3+ CO2+ H2O →NaHCO3+NH4Cl   sraženina  

Draslík 

-výskyt: KCl (sylvín), KNO3 (draselný ledek)
              biogenní prvek – kosti

-výroba: vytěsňování ze sloučenin sodíkem, destilace roztoku, elektrolýza taveniny 

-použití: příměs do slitin

-sloučeniny:
                      KOH – výroba elektrolýzou vodného roztoku KCl při 100°C
                                    Ca(OH)2 + K2CO3 -> 2KOH + CaCO3
                                   použití: výroba tekutých mýdel, celulózy, výroba Al2O3 z bauxitu
                      KNO3, KCl, K2SO4 – draselná hnojiva

KOVY ALKALICKÝCH ZEMIN – II. skupinaImage result for chalkogeny

-prvky druhé skupiny, oxidační číslo +II, 2 valenční elektrony
-výskyt: pouze vázaně ve sloučeninách
               MgCO3 – magnesit                        Ca + Mg patří mezi 10 nejrozšířenějších
               CaCO3 – vápenec                           prvků na Zemi
               CaCO3*MgCO3 – dolomit             zároveň biogenní prvky – kosti, zuby, svaly
               CaSO4*2H2O – sádrovec               Mg součástí chlorofylu
               Ca3(PO4)2 – apatit
               CaF2 – kazivec
               BaSO4 – baryt

-vlastnosti: měkké kovy, lze krájet nožem, na povrchu oxidují, křehké, mají kovový lesk, dobře reagují s vodou, vytváří hydroxidy, dobře reagují s halogeny, méně reaktivní oproti I. skupině, s rostoucím protonovým číslem klesá elektronegativita ve sloupci a stoupá zásaditost a rozpustnost hydroxidů, a naopak klesá rozpustnost síranů a uhličitanů
-většina sloučenin Sr, Ba, Ra jsou jedy

-výroba: elektrolýza taveniny příslušných halogenidů
                redukce oxidu karbidem vápenatým MgO + CaC2 -> Mg + CaO + 2C
                redukce oxidu hliníkem 3BaO + 2Al -> Al2O3 + 3Ba

-použití: redukční činidla, jednoduše se oxidují, přísada do slitin, Mg dřív do foťáků (hoří ostrým bílým světlem)

-sloučeniny:
                      MgO2 – žáruvzdorný materiál, izolace okolo pecí
                      Mg(OH)2 – léčiva na překyselení žaludku
                      CaO – pálené vápno, nejrozšířenější průmyslová zásada
                      CaSO4*1/2H2O – sádra, stavebnictví, lékařství
                      Ca(H2PO4)2 – hnojivo
                      CaCO3 – vápenec, nejrozšířenější sloučenina vápníku v přírodě
                                      různé alotropické modifikace (kalcit, mramor, křída)
                                      výroba vápna, nejdříve pálené pak hašené
                                      pálené: CaCO3 -> CaO + CO2
                                      hašené: CaO + H2O -> Ca(OH)2   (použití jako levná zásada, staveb. mat.)

Prvky skupiny železa, mědi a zinku

Prvky skupiny železa

-výskyt: pouze vázaně ve sloučeninách
biogenní prvky: Fe – hemoglobin
              Fe3O4 – magnetovec/oxid železnatoželezitý                                       Co – vitamín B12
               FeS2 – pyrit
              Fe2O3 – hematit/krevel
               CoAsS – kobaltin 
              Ni se nachází v meteoritické rudě, ve slitinách železa a niklu

-vlastnosti: neušlechtilé kovy, feromagnetické látky, lesklé, vedou proud a teplo, kujné
                     tažné, elektropozitivní (vytváří kationty), nízká elektronegativita
                     schopné vytěsnit H ze sloučenin
                     Fe reaguje s kyslíkem -> rezavění -> vzniká rez Fe2O3*H2O
                     železo koroduje, chrání se nátěry a pokovováním 

-výroba: Co a Ni se vyrábí pražením sulfidických rud
                Železo: výroba redukcí uhlíkem za vysokých teplot
              
                a) přidání krevele, koksu a vápence
                                                                                               
                        b) vhánění horkého vzduchu (800°C)    
                  c) surové železo
        d) struska – chrání surové železo před zpětnou oxidací
                      e) výstup odpadních plynů – CO2
                               -celá pec je z venku chlazená vodou
                              -koks slouží jako redukční činidlo a palivo 2C + O2 -> 2CO

                      nepřímá redukce CO:
                                             3Fe2O3 + CO -> 2Fe3O4 + CO2
                                             Fe3O4 + CO -> 3FeO + CO2
                                               FeO + CO -> Fe + CO2

                 přímá redukce:
                                                      Fe2O3 + 3C -> 2Fe + 3CO

                                                                 vznik strusky: termický rozklad vápence
                                                                                          CaCO3 -> CaO + CO2
                                                                                           hlušina SiO2 CaO + SiO2 -> CaSiO3

Rafinace železa: vznik surového železa (litina), tvrdé, křehké, není kujné (obsah C + přímesy)
                              litina se zkujňuje -> snižování obsahu C -> vznik oceli
                            prudké ochlazení oceli – kalení, vznik kalené oceli (tvrdá, křehká, kujná)
                             popouštění – pomalé zahřívání, odstraňování křehkosti

-použití: konstrukční materiál, cobalt na výrobu oceli, katalyzátor, radioaktivní cobalt v lékařství, nikl do slitin, poniklování (pokovování)

-sloučeniny:
                      oxidy Fe, Co a Ni – pigmenty, barviva (červená, olivová, zelená)
                       FeSO4*7H2O – zelená skalice, hubení mechů
                      (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O – Mohrova sůl, mořidlo, použití v analytické chemii
                       žlutá (C₆FeK₄N₆) a červená (C6N6FeK3) krevní sůl

 

Prvky skupiny mědi 

-výskyt: zemská kůra – ryzí kovy
 biogenní prvek: měď
              sloučeniny

               Cu2O – kuprit

               CuFeS2 – chalkopyrit

              Ag2S – argentit
               sylvanit – teluridy Ag a Au

-vlastnosti: ušlechtilé kovy, méně reaktivní než prvky I. skupiny, vodivé, kujné, tažné
                     rozpustné v roztocích sloučenin se silnými oxidačními účinky (kromě zlata)
                     Lučavka královská – jediná kyselina, co rozpustí zlato a platinu
                     měď se pokrývá měděnkou (ochrana před korozí)

-výroba: měď se vyrábí pražením sulfidu
                stříbro redoxní reakcí
                zlato – kyanidové loužení, vznik komplexu, redukce Au z komplexu, amalgánování
                             následná destilace

-využití: měď – nejčastější vodič (nejlevnější), slitiny – mosaz (Cu+Zn), bronz (Cu+Sn)
               stříbro – šperkařství, obvody, lékařství (antibakteriální), foto. materiály, zrcadla
               zlato – klenotnictví, elektrotechnika, zubní lékařství

-sloučeniny:
                      AgB – látka citlivá na světlo, vrstva na filmy
                       CuSO4*5H2O – desinfekce bazénů, plísně, poměďování, důkaz vody
                       AgNO3 – lapis, kožní lékařství, příprava Tolensova činidla, důkaz redukujích látek

 

 

Prvky skupiny zinku 

Zinek
-(Ar) 3d10 4s2
-oxidační čísla: 0,II
-modrobílý měkký kov
-značně reaktivní, reaguje se zředěnými kyselinami i s alkalickými hydroxidy, amfoterní
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2
-s HNO3 reaguje
-výskyt: sfalerit (ZnS) – bílý prášek, nerozpustná ve vodě, rozpustný v silných kyselinách, smithsonit (ZnCO3)
-výroba: pražením ZnS a pak redukcí uhlíkem
-využití: součást slitin např. mosazi (Cu+Zn), pokovování ocelí
-soli zinečnaté jsou většinou dobře rozpustné ve vodě, kromě ZnS, Zn2SiO4, ZnCO3
-sloučeniny:
oxid zinečnatý ZnO: vzniká spalováním Zn nebo rozkladem Zn(OH)2, nerozpustný ve vodě, pigment zinková běloba, amfoterní

bezvodý ZnCl2: hygroskopické účinky, výroba aktivního uhlí, impregnace dřeva

Kadmium
-(Kr) 4d10 5s2
-oxidační čísla: 0,II
-měkký kov, lze krájet nožem
-s kyselinami reaguje za vývoje vodíku, s alkalickými zásadami nereaguje
-výskyt: doprovází zinek v zinkových rudách
-příprava: podobně jako zinek
-sloučeniny: oxid kademnatý, sulfid kademnatý, hydroxid kademnatý 

Rtuť
-(Xe) 4f14 5d10 6s2
-oxidační čísla: 0,I,II
-stříbrolesklá kapalina
-velmi stálá, vzdušným kyslíkem se neoxiduje
-výskyt: rumělka HgS, v malém množství i samostatně
-výroba: pražením HgS následnou destilací
-využití: slitiny a kovy – amalgamy, náplně měřících přístrojů
-rozpustnost solí rtuťných je podobná stříbrným solím, soli rtuťnaté jsou většinou nerozpustné
-sloučeniny:
chlorid rtuťnatý Hg2Cl2 (kalomel): nerozpustný ve vodě, tvoří dimer, vzniká srážením rtuťných iontů roztoky solí

oxid rtuťnatý HgO: vzniká reakcí rtuti s kyslíkem nebo HgCl2 s NaOH

 

sulfid rtuťnatý HgS (rumělka): nerozpustný ve vodě, tvoří dvě modifikace: černou a červenou (vzniká sublimací černé modifikace)