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