Prvky 14. skupiny periodické soustavy prvků

Prvky 14. skupiny periodické soustavy prvků

Charakteristika
-  elektronová konfigurace, ns2 np2, všechny prvky mají 4 valenční elektrony
-  se stoupajícím protonovým číslem stoupá kovový charakter: C – nekov, Si, Ge – polokovy, Sn, Pb – kovy
-  atom uhlíku ve sloučeninách je nejvýše čtyřvazný. Atomy dalších p2 prvků mohou být v důsledku volných nd orbitalů až šestivazné (př. SiF).
-  se stoupajícím Z klesá stálost sloučenin s oxidačním číslem IV a stoupá stálost sloučenin s oxidačním číslem II (sloučeniny SnII působí redukčně, PbO2 působí oxidačně)
-  ve sloučeninách p2 prvků s oxidačním číslem IV převládají vazby kovalentní (CO2), ve sloučeninách SnII, PbII převládá iontový charakter vazeb
 

Uhlík

Výskyt
-  základní prvek biosféry, je nepostradatelnou součástí všech organických sloučenin
-  v elementárním stavu se v přírodě vyskytuje jako grafit (tuha) a vzácný drahokam diamant
-  je vázaný v celé řadě sloučenin: CaCO3 – vápenec, MgCO3 – magnezit,  CaCO3 . MgCO3 – dolomit, FeCO3 – siderit, CO2, uhlí, zemní plyn, ropa
 
Vlastnosti
-  čistý uhlík se vyskytuje ve 3 alotropických modifikacích:
1.  diamant – polymerní struktura, atomy uhlíku vázány 4 kovalentními vazbami – nejtvrdší přírodní látka, nevodivý, velmi stálý.
2.  grafit – vrstevnatá struktura, mezi vrstvami působí van der Waalsovy síly – měkký, elektricky vodivý, chemicky méně odolný
3.  fullereny – uměle připravené.
-  málo reaktivní, s jinými prvky reaguje až za vyšších teplot
-  má schopnost vytvářet násobné vazby (dvojné  a trojné), schopnost vytvářet řetězce (otevřené i cyklické)
 
Použití
-  koks a uhlí jako palivo a chemická surovina
-  diamanty (po vybroušení brilianty) v klenotnictví, ale většina přírodních a syntetických diamantů na opracování tvrdých materiálů
-  grafit se používá na tužky, elektrody, žáruvzdorné zboží, jako mazivo a moderátor do jaderných reaktorů
-  technický uhlík (saze) slouží jako plnivo při výrobě pneumatik a plastů
-  uhlík s velkým povrchem (aktivní uhlí) k adsorpci plynných látek a v lékařství jako živočišné uhlí
 
Sloučeniny

- bezkyslíkaté

-  uhlovodíky
-  karbidy – tuhé látky, připravují se za vysokých teplot:
  SiO2  +  3 C  →  SiC  +  2 CO
  Vlastnosti závisí na vnitřní struktuře: iontové (tvoří alkalické kovy a alkalické zeminy apod.) mají strukturu acetylenu (C ≡ C)2-:
  CaC2  +  H2O  →  Ca(OH)2  +  C2H2
  kovalentní např. SiC – karborundum, vyniká tvrdostí – brusný materiál.
-  halogenidy: (halogenderiváty uhlovodíků), př. CCl4 – hasicí přístroje, nepolární rozpouštědlo, CS2 – sirouhlík – těkavá kapalina, zapáchá, jedovatá, používá se k výrobě hedvábí, celofánu, rozpouštědlo tuků.
-  kyanidy: KCN – prudce jedovatý, HCN – kyanovodík

- kyslíkaté

-  oxidy: CO: vzniká neúplným spalováním uhlíku, má redukční účinky:
  Fe2O3  +  3 CO  →  3 CO2  + 2 Fe
  Slučuje se s Cl2 na jedovatý fosgen:
 CO  +  Cl2  →  COCl2
  Laboratorní příprava dehydratací konc. H2SO4 mravenčí kyseliny:
HCOOH  CO  +  H2O
  Vyrábí se neúplným spalováním koksu v generátorech, tzv. generátorový plyn:
C  +  H2O (pára)  →  CO  +  H2
  Je jedovatý (slučuje se s hemoglobinem na karbonylhemoglobin), bezbarvý, bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě, netečný oxid.
  CO2: vzniká dokonalým spalováním uhlíku
  Laboratorní příprava: CaCO3  +  2 HCl  →  CaCl2  +  H2O  +  CO2
  Výroba: CaCO3  CaO  +  CO2
  Je to bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, není jedovatý, málo rozpustný ve vodě – rozpustnost lze zvýšit tlakem (sifon). Používá se k hašení ohně, na výrobu sody.
-  uhličitany: CaCO3 – v přírodě nejrozšířenější sloučenina vápníku, vyskytující se ve dvou modifikacích (kalcit, aragonit), mramor – vápenec, který lze leštit, křída – CaCO3 vzniklý ze schránek mořských živočichů. Rozpouští se ve vodě obsahující CO2, na této reakci je založen oběh vápníku v přírodě a vznik krasových jevů:
CaCO3  +  CO2  +  H2O  ↔  Ca(HCO3)2
Ca(HCO3)2 – rozpustný ve vodě, zapříčiňuje přechodnou tvrdost vody, zahřátím  nebo povařením se vylučuje CaCO3
Ca(HCO3)2  ↔  CaCO3  +  CO2  +  H2O 
  Na2CO3 (soda), krystaluje z  vodných roztoků  jako  Na2CO3 . 10 H2O
 „krystalová soda“, alkalická reakce v důsledku hydrolýzy, výroba ze solanky  Solvayovým způsobem, který je založen na malé rozpustnosti NaHCO3 ve vodě:
NaCl + H2O+  NH3  +  CO2  →  NaHCO3  +  NH4Cl 
vylučuje se málo rozpustný NaHCO3, který se za vyšší teploty rozkládá na Na2CO3 tzv. „kalcinovaná soda“
2 NaHCO3  Na2CO3  +  CO2  +  H2O
CO2 a H2O se vrací zpátky do výroby spolu s NH3, který se uvolňuje z NH4Cl účinkem hašeného vápna: 
2 NH4Cl  +  Ca(OH)2  →  2 NH3  +  CaCl2  +  2 H2O
   využití uhličitanů je při výrobě skla, pracích prostředků, v chemické technologii
   NaHCO3: „užívací soda“ – ve vodě omezeně rozpustný, užívá se k neutralizaci žaludečních šťáv, kypřicí prášek do pečiva
K2CO3 – potaš – výroba skla a mýdel

Křemík

Výskyt
  -  druhý nejrozšířenější prvek zemské kůry, vyskytuje se pouze ve sloučeninách
  -   jako SiO2 je součástí křemene, který tvoří písek mořských břehů, řek a nekonečných pouští
-  křemičitany tvoří důležité minerály a horniny, např. živce, slídy, azbest, hlíny a jiné.
-  biogenní prvek (popel přesliček, ječmene)
 
Vlastnosti
-  elementární je podle podmínek přípravy hnědý prášek nebo temně šedá krystalická látka
-  má diamantovou strikturu, vazby Si – Si jsou slabší než vazby C – C, a proto je křehčí
-  je velmi málo reaktivní, s ostatními prvky se slučuje jen za vysokých teplot
-  je polovodič (jeho elektrická vodivost stoupá s teplotou)
-  je rozpustný v horkých roztocích alkalických hydroxidů:
Si  +  2 NaOH  +  H2O  →  N2SiO3  +  2 H2
 
Výroba
-  v elektrických pecích redukcí křemene velmi čistým koksem:
SiO2  +  2 C  →  Si  +  2 CO
-  redukcí SiO2 za vysokých teplot hořčíkem nebo hliníkem
-  velmi čistý křemík se získá reakcí:
SiCl4  +  2 Zn  →  Si  +  2 ZnCl2
 
Použití
-  surový křemík v hutnictví na výrobu slitin (Si  +  Fe = slitina ferosilicium – užívá se při výrobě železa a oceli)
-  výroba polovodičových součástek (diody, tranzistory), surovina pro chemické výroby, ve slunečních bateriích
 
Sloučeniny

- bezkyslíkaté
-  silicidy: jsou sloučeniny křemíku s kovy (obdoba karbidů, př. Mg2Si). Mají rozmanitou stechiometrii. Připravují se obvykle tavením prvků.
-  silany: jsou sloučeniny křemíku s vodíkem. Mají obecný vzorec SinO2n+2. Tyto sloučeniny jsou velmi reaktivní, na vzduchu snadno vznětlivé. SiH4 – monosilan, Si2H6 – disilan jsou bezbarvé plyny. Zatímco vyšší homology jsou těkavé kapaliny.

- kyslíkaté
-  SiO2: pevná látka s polymerní strukturou, vysoký bod tání, krystalická mřížka tvořená z tetraedrů SiO navzájem spojených atomy kyslíku. Základní modifikace: křemen  tridymit cristobalit. V přírodě zejména jako křemen, barevné odrůdy ametyst (fialový), záhněda (hnědá), citrín (žlutý), růženín (růžový), křišťál (bezbarvý). Je odolný vůči vodě a kyselinám, s výjimkou HF. Je to jedna z nejstálejších látek vůbec.Roztavením a rychlým ochlazením SiO2 se získá křemenné sklo. Používá se ve stavebnictví, výrobě skla a porcelánu. Čistý se uplatňuje v elektrotechnice.
-  kyselina křemičitá:vzniká vytěsněním kyselinami z rozpustných křemičitanů alkalických kovů:
 Na2SiO3  +  H2SO4  +  H2O  →  H4SiO4  +  Na2SO4
  Z vodných roztoků se vylučuje jako rosolovitý gel, jehož sušením se získá silikagel – hygroskopická látka, používaná zejména jako sušidlo a selektivní sorbent. Je chemicky inertní, není jedovatý.
-  křemičitany: vznikají tavením SiO2 s uhličitany nebo hydroxidy alkalických kovů:
SiO2  +  MCO3  →  M2SiO3  +  CO2
 Na2SiO3 a K2SiO3 jsou součástí  vodního skla. Vyrábí se tavením písku s potaší nebo sodou. Používá se jako konzervační, tmelicí a impregnační prostředek.
   

Germanium

-  v přírodě se vyskytuje zřídka, většinou v zinečnatých rudách
-  šedobílá, lesklá, krystalická látka. Krystalizuje ve stejné soustavě jako diamant. Většina jeho vlastností tvoří přechod mezi vlastnostmi křemíku  a cínu.
-  je polovodič
-  je poměrně málo reaktivní. Při zahřátí hoří za vzniku GeO2 – bílá tuhá látka
-  odolává vodě, účinkům zředěné HCl, H2SO4 i vodným roztokům hydroxidů
 

Cín

-  výskyt v přírodě jako cínovec (kassiterit) SnO2
-  měkký  a kujný kov, má nízkou teplotu tání (232 0C)
-  tvoří tři modifikace: cín kovový, bílý – stálá forma při normální teplotě. Cín kosočtverečný – vzniká zahříváním kovového cínu nad 161 0C. Cín šedý (cínový mor) – vzniká dlouhodobým působením teploty pod 13 0C – rozpad cínu na prášek.
-  je stálý na vzduchu i za vlhka. Rozpouští se v HCl:
Sn  +  2 HCl  →  SnCl2  +  H2
-  v konc. H2SO4 se rozpouští za vzniku SnSO4. V HNO3 reaguje za vzniku SnO2.x H2O, který je nerozpustný.
-  vyrábí  se redukcí cínovce koksem při teplotě 1200 – 1300 0C
-  používá se na výrobu slitin, tenkých fólií (staniol), k pocínování železného plechu  a trubek v potravinářském průmyslu (výroba plechovek a konzerv)
-  cínaté soli – vznikají rozpouštěním cínu v neoxidujících kyselinách. SnCl2.2 H2O se používá na galvanické pokovování. Mají redukční vlastnosti.
-  cíničité soli – vznikají reakcí cínu  oxidujícími látkami (Cl2, HNO3). SnCl4 – bezbarvá kapalina, používá se v barvířství jako mořidlo, ve vojenské technice na umělé zamlžování.
 

Olovo

-  výskyt v přírodě jako galenit – PbS, cerussit – PbCO3, anglesit – PbSO4
-  těžký, měkký kov, je špatným vodičem tepla a elektřiny, dá se krájet nožem a je možné jím psát na papír
-  ve zř. H2SO4 a HCl se nerozpouští. Rozpouští se v HNO3 (zředěné i koncentrované).
-  olovo a jeho sloučeniny jsou jedovaté
-  vyrábí se pražením galenitu. Nejdříve vzniká PbO, který se dále redukuje uhlíkem při 1000 0C na olovo.
-  používá se na výrobu akumulátorů, slitin, ochranných krytů rentgenového záření, sloučenin olova
-  PbO – je podle způsobu přípravy červený, oranžový nebo žlutý prášek nerozpustný ve vodě. Používá se hlavně na výrobu skla.
-  Pb3O4 – minium (suřík) – červený pigment a je součástí základových antikorozních barev