Uhlíková skupina (IV.A skupina) – uhlík, kremík, germánium, cín a olovo

Uhlíková skupina (IV.A skupina) – uhlík, kremík, germánium, cín a olovo

IV.A skupina periodickej sústavy (14. skupina, p²-prvky) zahŕňa uhlík (C), kremík (Si), germánium (Ge), cín (Sn) a olovo (Pb). Ich atómy majú štyri valenčné elektróny s konfiguráciou ns² np². S rastúcim protónovým číslom stúpa kovový charakter: uhlík je nekov, kremík a germánium sú polokovy a cín s olovom sú kovy.

Charakteristika IV.A skupiny

Prvok	Značka	Protónové číslo	Relatívna atómová hmotnosť	Valenčná konfigurácia	Charakter	Bežné oxidačné čísla
Uhlík	C	6	12,011	2s2 2p2	Nekov	−IV, 0, II, IV
Kremík	Si	14	28,086	3s2 3p2	Polokov	−IV, 0, II, IV
Germánium	Ge	32	72,59	4s2 4p2	Polokov	−IV, 0, II, IV
Cín	Sn	50	118,69	5s2 5p2	Kov	0, II, IV
Olovo	Pb	82	207,20	6s2 6p2	Kov	0, II, IV

Orientačné fyzikálne údaje podľa pôvodného učebného materiálu:

Prvok	Teplota topenia (°C)	Teplota varu (°C)	Elektronegativita (údaje z materiálu)
C	3 800*	4 347*	2,50
Si	1 414	3 280	1,70
Ge	958	2 850	2,00
Sn	232	2 623	1,70
Pb	327,3	1 750	1,50

*Pri uhlíku závisí fázová premena výrazne od tlaku a štruktúrnej modifikácie; bežná tabuľková hodnota „teploty topenia“ nevystihuje jeho správanie pri atmosférickom tlaku. Hodnoty v tabuľke sú prebraté orientačne z učebného materiálu.

Uhlík tvorí najviac štyri bežné kovalentné väzby. Niektoré zlúčeniny kremíka a ďalších prvkov skupiny môžu dosahovať koordinačné číslo šesť, napríklad komplexný anión [SiF₆]²⁻.

• Uhlík je spolu s vodíkom, kyslíkom a dusíkom základnou stavebnou zložkou živých organizmov.
• Kremík spolu s kyslíkom a hliníkom vytvára významnú časť minerálov zemskej kôry.
• Cín a olovo majú význam predovšetkým pri výrobe kovových výrobkov, zliatin a technických materiálov.

Uhlík (C)

Výskyt uhlíka

Voľný uhlík sa vyskytuje v podobe diamantu a grafitu. Menej čistými uhlíkatými materiálmi sú koks a sadze, ktoré vznikajú spracovaním uhlia alebo nedokonalým spaľovaním uhľovodíkov.

Viazaný uhlík sa nachádza v:

• Uhličitanoch: CaCO₃ (vápenec, kalcit) a MgCO₃ (magnezit).
• Oxide uhličitom: CO₂ vo vzduchu a vode.
• Fosílnych surovinách: uhlí, zemnom plyne, asfalte a zemnom vosku.
• Organických látkach: sacharidoch, lipidoch, bielkovinách a nukleových kyselinách.

Uhlík patrí medzi biogénne prvky. Oxid uhličitý je nevyhnutný na fotosyntézu. Kyselina uhličitá a hydrogenuhličitany sa podieľajú na udržiavaní acidobázickej rovnováhy organizmu; pH krvi sa normálne pohybuje približne okolo 7,40.

Rovnováhy vo vodnom prostredí:

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃

H₂CO₃ + H₂O ⇌ H₃O⁺ + HCO₃⁻

Alotropické modifikácie uhlíka

Alotropia znamená schopnosť prvku vytvárať viacero štruktúrne odlišných foriem.

Modifikácia	Štruktúra a vlastnosti	Použitie
Diamant	Atómy C sú spojené štyrmi kovalentnými väzbami do priestorovej tetraedrickej siete. Je mimoriadne tvrdý, priehľadný, elektricky nevodivý a chemicky odolný.	Brilianty a šperky, rezanie skla, vrtáky, brúsne a presné technické nástroje.
Grafit (tuha)	Vrstevnatá šesťuholníková štruktúra. Medzi vrstvami pôsobia slabšie sily; delokalizované elektróny umožňujú viesť elektrický prúd. Je mäkký, čierny a ľahko sa otiera.	Tuhy ceruziek, elektródy, mazivá, taviace tégliky a moderátory jadrových reaktorov.
Fullerény	Molekulové formy uhlíka vrátane guľovitých štruktúr. Výskum sa významne rozvinul v 80. rokoch 20. storočia; názov súvisí s architektom Buckminsterom Fullerom.	Výskum nanomateriálov a nových technológií.

Fullerény možno pripravovať napríklad elektrickým výbojom medzi uhlíkovými elektródami v inertnej atmosfére.

Ďalšie formy a materiály obsahujúce uhlík

• Drevené uhlie: pórovitý materiál s veľkým povrchom a adsorpčnými vlastnosťami; na povrch viaže plyny a ďalšie látky.
• Aktívne uhlie: špeciálne upravený uhlíkatý materiál s veľmi veľkou adsorpčnou kapacitou; používa sa vo filtroch a vo vybraných prípadoch aj v medicíne.
• Živočíšne uhlie: historicky používaný adsorbent; medicínske uhlie viaže niektoré látky v tráviacom trakte, ale nie je univerzálnym prostriedkom proti všetkým otravám.
• Sadze: vznikajú nedokonalým spaľovaním organických látok; používajú sa na výrobu pigmentov, tušov a tlačiarenských farieb.
• Koks: vzniká tepelným spracovaním uhlia bez dostatočného prístupu vzduchu; slúži ako palivo a redukčné činidlo pri výrobe železa.

Prírodné uhlie vznikalo z rastlinných zvyškov v geologickom čase. Orientačný obsah uhlíka uvádzaný v učive sa mení podľa typu a kvality: rašelina približne 50 %, lignit 60 %, hnedé uhlie 70 %, čierne uhlie 80 % a antracit až okolo 90 %.

Chemické vlastnosti uhlíka

• Pri bežných podmienkach má relatívne malú reaktivitu; mnohé reakcie prebiehajú až za zvýšenej teploty.
• Vytvára jednoduché, dvojité (C=C) a trojité (C≡C) väzby.
• Atómy uhlíka sa môžu spájať do otvorených aj uzavretých reťazcov, čo tvorí základ organickej chémie.
• Spaľovanie uhlíka je exotermický dej, pri ktorom sa uvoľňuje energia.

Úplné spaľovanie uhlíka:

C + O₂ → CO₂

Redukcia oxidu železitého uhlíkom:

Fe₂O₃ + 3 C → 2 Fe + 3 CO

Výhrevnosť paliva je množstvo tepla získané spálením jednotkovej hmotnosti paliva. Orientačné hodnoty z učiva: antracit 31 MJ/kg, koks 30,7 MJ/kg a hnedé uhlie 17,2 MJ/kg.

Zlúčeniny uhlíka

Bezkyslíkaté zlúčeniny uhlíka

Uhľovodíky tvoria rozsiahlu skupinu organických zlúčenín, ktorá sa podrobnejšie preberá v organickej chémii.

Karbidy sú zlúčeniny uhlíka s ďalšími prvkami. Vyznačujú sa rôznymi vlastnosťami podľa ich chemickej väzby a štruktúry:

• Iónové alebo soľotvorné karbidy: napríklad karbid vápenatý CaC₂ a karbid hlinitý Al₄C₃.
• Kovalentné karbidy: napríklad karbid kremíka SiC, známy ako karborundum; je veľmi tvrdý a využíva sa ako brúsny materiál.

Príprava karbidu kremíka:

SiO₂ + 3 C → SiC + 2 CO

Reakcia karbidu vápenatého s vodou – vznik acetylénu:

CaC₂ + 2 H₂O → Ca(OH)₂ + C₂H₂

Acetylén má štruktúrny zápis HC≡CH.

Reakcia karbidu hlinitého s vodou – vznik metánu:

Al₄C₃ + 12 H₂O → 4 Al(OH)₃ + 3 CH₄

Halogénové zlúčeniny uhlíka

Tetrachlórmetán (CCl₄), staršie označovaný ako chlorid uhličitý, je nepolárne rozpúšťadlo. V minulosti sa používal aj v hasiacich prístrojoch; vzhľadom na zdravotné a environmentálne riziká je takéto používanie dnes nevhodné a obmedzené.

Sírouhlík (CS₂)

Sírouhlík je bezfarebná, prchavá a veľmi horľavá kvapalina. Pri znečistení alebo dlhšom státí môže meniť farbu a zapáchať. Je toxický, ľahko preniká do organizmu a môže poškodzovať nervový systém.

Vznik: C + 2 S → CS₂

Používa sa alebo historicky používal na spracovanie celulózy pri výrobe viskózy a celofánu, v gumárenskom priemysle a ako rozpúšťadlo živíc, tukov, kaučuku, jódu, síry a fosforu.

Kyanovodík a kyanidy

Kyanovodík (HCN) je mimoriadne jedovatá, prchavá látka. Jeho vodný roztok sa označuje ako kyselina kyanovodíková; s jej zápachom sa tradične spája vôňa horkých mandlí, ktorú však nie každý človek dokáže rozpoznať.

• Kyanidy obsahujú anión CN⁻ a mnohé z nich sú prudko toxické.
• Kyanid draselný (KCN, cyankáli) a kyanid sodný (NaCN) majú technické využitie napríklad pri získavaní drahých kovov; manipulácia s nimi je prísne regulovaná.
• Skupina CN⁻ môže byť aj ligandom v komplexných zlúčeninách, napríklad v hexakyanoželeznatane draselnom K₄[Fe(CN)₆] (žltá krvná soľ).
• HNCS sa nazýva rodanovodík; jeho vodný roztok predstavuje kyselinu rodanovodíkovú (tiokyanatú).

Oxid uhoľnatý (CO)

Oxid uhoľnatý je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, ktorý nedráždi dýchacie cesty. Je veľmi jedovatý, pretože sa viaže na hemoglobín a tvorí karboxyhemoglobín, čím obmedzuje prenos kyslíka v krvi.

• Vzniká pri nedokonalom spaľovaní uhlíkatých palív, napríklad v nevhodne odvetraných peciach, kotloch, krboch alebo pri prevádzke motora v uzavretom priestore.
• Horí modrým plameňom a mení sa na oxid uhličitý.
• Pôsobí ako redukčné činidlo pri výrobe kovov, najmä železa.
• Je súčasťou niektorých priemyselných plynných zmesí.

Nedokonalé spaľovanie: 2 C + O₂ → 2 CO

Spaľovanie CO: 2 CO + O₂ → 2 CO₂

Redukcia oxidu železitého: Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂

Reakcia s chlórom – vznik fosgénu: CO + Cl₂ → COCl₂

Laboratórna príprava rozkladom kyseliny mravčej: HCOOH → H₂O + CO

Reakcia uhlíka s vodnou parou – vodný plyn: C + H₂O(g) → CO + H₂

Plynné zmesi: vodný alebo syntézny plyn obsahuje najmä CO a H₂; generátorový plyn obsahuje CO, N₂ a ďalšie zložky. Historický svietiplyn pozostával zo zmesi CO, H₂, CH₄ a ďalších plynov.

Bezpečnosť: Pri podozrení na únik CO je potrebné opustiť ohrozený priestor, nevstupovať späť do nebezpečnej atmosféry a privolať pomoc na čísle 112. Včasnú výstrahu zabezpečuje detektor oxidu uhoľnatého.

Oxid uhličitý (CO₂)

Oxid uhličitý je bezfarebný plyn bez zápachu, ťažší ako vzduch. Molekula má lineárnu štruktúru O=C=O. CO₂ nepodporuje bežné horenie a vo vyšších koncentráciách vytláča kyslík; preto môže v uzavretých priestoroch predstavovať nebezpečenstvo.

Vznik a príprava:

• Úplným spaľovaním uhlíka: C + O₂ → CO₂.
• Spaľovaním oxidu uhoľnatého: 2 CO + O₂ → 2 CO₂.
• Tepelným rozkladom vápenca: CaCO₃ → CaO + CO₂.
• Reakciou uhličitanov s kyselinami: CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂.
• Pri dýchaní organizmov a kvasných procesoch.

Pri vysokej teplote môže uhlík reagovať s CO₂ za vzniku CO; ide o endotermickú reakciu:

CO₂ + C → 2 CO

Rozpúšťa sa vo vode a čiastočne vytvára kyselinu uhličitú. Pri zvýšení tlaku sa jeho rozpustnosť zväčšuje, čo sa využíva pri výrobe sýtených nápojov.

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃

Suchý ľad je tuhý CO₂, ktorý pri normálnom tlaku sublimuje približne pri −78,5 °C. Používa sa na chladenie a vytváranie efektov hmly.

Fotosyntéza:

6 CO₂ + 6 H₂O → C₆H₁₂O₆ + 6 O₂

CO₂ patrí medzi skleníkové plyny, ktoré absorbujú infračervené žiarenie. Používa sa tiež pri hasení požiarov, v priemysle, pri zváraní, v CO₂ laseroch, pri výrobe sódy a nápojov a na kyprenie cesta.

Poznámka: Prítomnosť nebezpečnej atmosféry v pivnici či uzavretom priestore sa nesmie skúšať horiacou sviečkou; bezpečná kontrola vyžaduje vhodné meracie zariadenie.

Kyselina uhličitá (H₂CO₃)

Kyselina uhličitá je slabá, nestála, dvojsýtna kyselina, ktorá vzniká v rovnováhe s rozpusteným oxidom uhličitým:

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃

V malom množstve vzniká aj v dažďových kvapkách. Dlhodobé pôsobenie vody s rozpusteným CO₂ na vápencové horniny spôsobuje krasové javy, napríklad vznik jaskýň a kvapľov.

Rozpúšťanie vápenca:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ⇌ Ca(HCO₃)₂

Spätné vyzrážanie uhličitanu vápenatého:

Ca(HCO₃)₂ ⇌ CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Kyselina uhličitá tvorí dva základné typy solí:

• Uhličitany: obsahujú anión CO₃²⁻.
• Hydrogenuhličitany: obsahujú anión HCO₃⁻.

Uhličitany a hydrogenuhličitany

Uhličitany alkalických kovov a amónny uhličitan sú vo vode rozpustné; mnohé ostatné uhličitany sú málo rozpustné. Hydrogenuhličitany majú spravidla vyššiu rozpustnosť a pri zahrievaní sa môžu rozkladať.

Uhličitan sodný (Na₂CO₃) – sóda

Uhličitan sodný je známy ako sóda alebo sóda na pranie. Z roztoku môže kryštalizovať ako Na₂CO₃ · 10 H₂O (kryštalická sóda). Jeho vodný roztok reaguje zásadito v dôsledku hydrolýzy.

Solvayov spôsob výroby vychádza zo soľanky a pomerne malej rozpustnosti hydrogenuhličitanu sodného:

1. NaCl + NH₃ + H₂O + CO₂ → NaHCO₃ + NH₄Cl
2. 2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂ (kalcinácia)
3. 2 NH₄Cl + Ca(OH)₂ → 2 NH₃ + CaCl₂ + 2 H₂O

Amoniak a oxid uhličitý sa v technologickom procese čiastočne vracajú do výroby.

Použitie: výroba skla, vodného skla, bóraxu, mydiel a pracích prostriedkov, zmäkčovanie vody a úprava pH. Uhličitan sodný sa môže využiť aj pri získavaní hydroxidu sodného kaustifikáciou:

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ → 2 NaOH + CaCO₃

Uhličitan draselný (K₂CO₃) – potaš

Potaš sa používa pri výrobe skla a mydiel. Kaustifikáciou možno získať hydroxid draselný:

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ → 2 KOH + CaCO₃

Uhličitan amónny ((NH₄)₂CO₃)

Uhličitan amónny sa používa ako kypriaca látka. Rozkladom sa uvoľňujú amoniak, oxid uhličitý a vodná para:

(NH₄)₂CO₃ → 2 NH₃ + CO₂ + H₂O

Uhličitan vápenatý (CaCO₃) – vápenec

Uhličitan vápenatý sa vyskytuje napríklad ako kalcit a aragonit. Je hlavnou zložkou vápenca, mramoru a prírodnej kriedy. Voda s rozpusteným oxidom uhličitým ho premieňa na rozpustnejší hydrogenuhličitan vápenatý.

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ⇌ Ca(HCO₃)₂

Pálenie vápenca prebieha vo vápenkách pri vysokej teplote (približne 900–1 000 °C):

CaCO₃ → CaO + CO₂

Vzniknutý oxid vápenatý (pálené vápno) sa hasí vodou:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Hasené vápno Ca(OH)₂ je zložkou tradičnej malty. Malta obsahujúca hasené vápno, piesok a vodu tuhne pôsobením vzdušného CO₂:

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

Vápencové suroviny sú dôležité pri výrobe cementu. Betón pozostáva z cementu, vody a kameniva (napríklad piesku a štrku); pridaním oceľovej výstuže vzniká železobetón.

Ďalšie použitie: úprava kyslých pôd vápnením, plnivá a abrazívne látky v niektorých zubných pastách a kozmetike a zložka vybraných antacíd.

Neutralizačná reakcia s kyselinou chlorovodíkovou:

CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂

Hydrogenuhličitan vápenatý (Ca(HCO₃)₂)

Vzniká vo vode obsahujúcej CO₂ pri rozpúšťaní vápenca a prispieva k prechodnej tvrdosti vody. Pri zahrievaní sa môže vylučovať nerozpustný uhličitan vápenatý (vodný kameň):

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂

Uhličitan horečnatý (MgCO₃)

Uhličitan horečnatý sa nachádza v mineráli magnezite. Používa sa na výrobu žiaruvzdorných materiálov, magnezitových tehál a tiež ako prísada do niektorých kozmetických a čistiacich výrobkov. Na prechodnej tvrdosti vody sa podieľajú predovšetkým rozpustené hydrogenuhličitany vápnika a horčíka, nie nerozpustený MgCO₃.

Hydrogenuhličitan amónny (NH₄HCO₃) – salajka

Salajka je biela kypriaca látka používaná pri pečení. Zahrievaním sa rozkladá a uvoľňuje plynné produkty:

NH₄HCO₃ → NH₃ + H₂O + CO₂

Pečivo musí byť dostatočne prepečené, aby v ňom nezostal nežiaduci amoniakový zápach.

Hydrogenuhličitan sodný (NaHCO₃) – jedlá sóda

Jedlá sóda alebo sóda bikarbóna tvorí slabo zásaditý vodný roztok (približne pH 8–9). Vyskytuje sa v niektorých minerálnych vodách a používa sa pri pečení či vo vybraných prípravkoch na neutralizáciu žalúdočnej kyseliny.

Vznik pri Solvayovej výrobe:

NaCl + NH₃ + H₂O + CO₂ → NaHCO₃ + NH₄Cl

Reakcia s kyselinou chlorovodíkovou:

NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂CO₃

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

Z tejto reakcie vyplýva účinok hydrogenuhličitanu sodného ako antacida. Nadmerné užívanie však nie je bez rizika a môže narušiť acidobázickú rovnováhu. Historicky sa sóda odporúčala aj na bodnutia hmyzom; nie je to spoľahlivý spôsob liečby alergickej reakcie ani náhrada štandardnej prvej pomoci.

Kypriace prostriedky a vznik oxidu uhličitého

Kypriace látky zväčšujú objem a pórovitosť cesta uvoľňovaním plynov, predovšetkým CO₂.

• Kvasinky: počas alkoholového kvasenia vzniká etanol a oxid uhličitý.
• Jedlá sóda: pri zahrievaní sa môže rozkladať na uhličitan sodný, vodu a oxid uhličitý.
• Kypriaci prášok: spravidla obsahuje zásaditú zložku (NaHCO₃), kyslú zložku (napríklad kyselinu vínnu alebo fosforečnany) a plnivo (často škrob).

Alkoholové kvasenie:

C₆H₁₂O₆ → 2 C₂H₅OH + 2 CO₂

Tepelný rozklad jedlej sódy:

2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

Príklad reakcie hydrogénvínanu draselného so sódou:

KHC₄H₄O₆ + NaHCO₃ → KNaC₄H₄O₆ + H₂O + CO₂

Príklad reakcie dihydrogéndifosforečnanu sodného:

Na₂H₂P₂O₇ + NaHCO₃ → Na₃HP₂O₇ + H₂O + CO₂

Kypriaci prášok má byť suchý, jemný a bez nežiaduceho zápachu; nadbytočné množstvo sódy môže spôsobiť nepríjemnú zásaditú príchuť pečiva.

Kremík (Si)

Výskyt kremíka

Kremík patrí medzi najrozšírenejšie prvky zemskej kôry (približne 26–28 % jej hmotnosti). Vyskytuje sa prevažne vo viazanej forme ako oxid kremičitý SiO₂, kremičitany a hlinitokremičitany.

Je prítomný aj v živých organizmoch. Významnejšie množstvá sa ukladajú v niektorých rastlinách, najmä v trávach, obilninách a prasličkách, a v telách niektorých vodných organizmov. V pôvodnom učive sa spomína súvislosť kremíka s rastom a stavbou tkanív; jeho úloha sa odlišuje podľa biologického druhu.

Vlastnosti kremíka

• Je tmavosivá, lesklá, tvrdá a krehká kryštalická látka.
• Má diamantovú kryštálovú štruktúru a je polovodič.
• Atómy Si majú menšiu schopnosť vytvárať dlhé reťazce ako atómy uhlíka.
• Väzba Si–O je veľmi pevná; preto je kremík významnou zložkou oxidov a kremičitanov.
• Za normálnych podmienok je pomerne málo reaktívny; reaguje napríklad so silnými zásadami a fluoridovými činidlami.

Vybrané väzbové energie: Si–Si približne 226 kJ/mol, Si–H približne 318 kJ/mol a Si–O približne 466 kJ/mol.

Reakcia oxidu kremičitého s kyselinou fluorovodíkovou:

SiO₂ + 6 HF → H₂SiF₆ + 2 H₂O

Reakcia kremíka s hydroxidom sodným vo vode:

Si + 2 NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2 H₂

Príprava, výroba a použitie kremíka

Príprava redukciou oxidu kremičitého hliníkom:

3 SiO₂ + 4 Al → 3 Si + 2 Al₂O₃

Priemyselná výroba redukciou uhlíkom v elektrickej peci:

SiO₂ + 2 C → Si + 2 CO

Použitie: výroba polovodičov, diód, tranzistorov, počítačových čipov, fotovoltických článkov a ferosilícia (zliatiny Fe a Si). Oxid kremičitý sa používa najmä pri výrobe skla.

Zlúčeniny kremíka

Bezkyslíkaté zlúčeniny

• Silicidy: zlúčeniny kremíka s kovmi, podobné karbidom; príkladom je Mg₂Si.
• Silány: zlúčeniny kremíka s vodíkom, napríklad SiH₄ (monosilán) a Si₂H₆ (disilán). Sú analogické alkánom, ale väzby a reaktivita sa od uhlíkových zlúčenín výrazne líšia.
• Kyselina hexafluorokremičitá: H₂SiF₆, silná kyselina vo vodnom roztoku.

Oxid kremičitý (SiO₂)

Oxid kremičitý je pevná, chemicky pomerne odolná a ťažkotaviteľná látka. Má priestorovú sieťovú štruktúru tvorenú kremíkom a kyslíkom; základom usporiadania sú tetraédre SiO₄.

• Kryštalické modifikácie: kremeň, tridymit a kristobalit; ich stabilita súvisí s teplotou.
• Farebné odrody kremeňa: ametyst (fialový), záhneda (hnedá), citrín (žltý), ruženín (ružový) a krištáľ (bezfarebný).
• Kremenné sklo: vzniká roztavením a ochladením vysoko čistého SiO₂.

Použitie: stavebnícky piesok, sklársky priemysel, výroba porcelánu, laboratórneho a špeciálneho skla, optika a šperkárstvo.

V kozmetike sa môže používať aj mastenec, minerál s chemickým vzorcom Mg₃Si₄O₁₀(OH)₂.

Silikóny

Silikóny sú polymérne zlúčeniny, ktorých kostru tvoria opakujúce sa väzby –Si–O–Si–O–. Väzby Si–O–Si sú stabilné a dávajú silikónom charakteristické vlastnosti. Podrobnejšie sa skúmajú v chémii polymérov a organokremičitých zlúčenín.

Kremičitany a hlinitokremičitany

Kremičitany tvoria rozsiahlu skupinu minerálov. Ich štruktúra vychádza z tetraédrov SiO₄⁴⁻, ktoré môžu byť samostatné, spojené do reťazcov, vrstiev alebo trojrozmerných sietí. Ak je časť kremíkových atómov v štruktúre nahradená hliníkom, vznikajú hlinitokremičitany.

Kremičitany alkalických kovov sa dajú vyrábať tavením oxidu kremičitého s príslušným uhličitanom:

SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂

• Vodné sklo: vodný roztok kremičitanov alkalických kovov; slúži ako spojivo, impregnačný alebo ochranný materiál.
• Zeolity: pórovité hlinitokremičitany fungujúce ako molekulové sitá a iónomeniče. Používajú sa pri zmäkčovaní vody, kde dokážu viazať ióny Ca²⁺ aj Mg²⁺.
• Alkalické kremičitany: používajú sa aj v pracích prostriedkoch na úpravu pH, obmedzenie usadzovania nečistôt a ochranu častí zariadení pred koróziou.
• Azbest: skupina vláknitých silikátových minerálov s niekdajším využitím ako tepelné a izolačné materiály. Azbestový prach je karcinogénny, preto je jeho používanie prísne obmedzené.

Sklo – výroba, druhy a použitie

Sklo je prevažne amorfná tuhá látka vyrábaná ochladením taveniny. Bežné sklárske suroviny zahŕňajú kremičitý piesok (SiO₂), uhličitan sodný (Na₂CO₃), uhličitan draselný (K₂CO₃) a vápenec (CaCO₃). Ďalšie prísady, napríklad oxid vápenatý alebo oxid hlinitý, upravujú odolnosť a ostatné vlastnosti skla.

Sklárska zmes sa taví v peciach, získaná sklovina sa tvaruje ručne alebo strojovo fúkaním, lisovaním, valcovaním či liatím. Výrobky sa následne chladia a môžu sa zdobiť brúsením, rytím, leptaním alebo maľovaním.

Druh skla	Charakteristika a použitie
Kremenné sklo	Veľmi vysoký obsah SiO2; odoláva vysokým teplotám. Používa sa v optike, laboratórnych pomôckach a špeciálnych lampách.
Sodno-vápenaté sklo	Najbežnejší typ skla, používaný na okná, fľaše a ďalšie predmety.
Sodné sklo	Relatívne dobre spracovateľné tavením a tvarovaním, vhodné aj na fúkané výrobky.
Draselné sklo	Tradične tvrdšie sklo, využívané pri dekoračných a brúsených výrobkoch.
Olovené sklo	Prídavok zlúčenín olova môže zvýšiť index lomu; historicky sa používalo na dekoratívne a optické sklo.
Borosilikátové sklo	Obsahuje zlúčeniny bóru; je odolnejšie voči teplotným zmenám a používa sa na varné či laboratórne nádoby.

Farbenie skla: do taveniny sa pridávajú vhodné zlúčeniny kovov. Zlúčeniny kobaltu môžu vytvárať modré sklo, zlúčeniny chrómu a medi zelené odtiene, mangánu fialové odtiene a určité formy medi červené sfarbenie.

Germánium (Ge)

Výskyt, vlastnosti a použitie

• V prírode je vzácne; môže sprevádzať niektoré zinkové rudy.
• Je sivobiela, lesklá a krehká kryštalická látka.
• Patrí medzi polovodiče a využíva sa v elektronike a optických technológiách.

Zlúčeniny germánia

Oxid germaničitý (GeO₂) je biela tuhá látka:

Ge + 4 HNO₃ → GeO₂ + 4 NO₂ + 2 H₂O

Chlorid germaničitý (GeCl₄) je bezfarebná kvapalina:

Ge + 2 Cl₂ → GeCl₄

Cín (Sn)

Výskyt a vlastnosti cínu

Cín sa v prírode ako rýdzi kov nachádza zriedkavo. Jeho hlavnou rudou je cínovec (kasiterit) – SnO₂.

• Je striebrolesklý, mäkký, ťažný a kujný kov.
• Na vzduchu je pomerne odolný, čo umožňuje jeho ochranné využitie.
• Má amfotérny charakter a tvorí zlúčeniny s oxidačnými číslami II a IV; zlúčeniny Sn(IV) sú vo všeobecnosti stabilnejšie.
• Existuje vo viacerých kryštálových modifikáciách: α-cín (sivý), β-cín (biely) a vysokoteplotný γ-cín.

Cínový mor je jav, pri ktorom sa kovový biely cín pri nízkej teplote mení na sivú modifikáciu. Táto premena môže spôsobovať rozpad cínových predmetov; hranica stability α- a β-modifikácie je približne 13,2 °C.

Použitie a zlúčeniny cínu

• Pocínovanie: ochranné povlaky na kovových predmetoch a obalových materiáloch.
• Bronz: zliatina medi s cínom.
• Spájky: historicky často zliatiny cínu a olova; v mnohých použitiach ich nahrádzajú bezolovnaté materiály.
• Oxid ciničitý (SnO₂): významná zlúčenina cínu a zároveň hlavná zložka cínovca.

Olovo (Pb)

Výskyt a vlastnosti olova

Olovo sa v prírode vyskytuje prevažne vo viazanej forme, najmä v rude galenit (PbS). Je to sivomodrý, mäkký, ťažný a kujný kov s vysokou hustotou.

• Vedie elektrinu a teplo, ale menej dobre než typické vysoko vodivé kovy.
• Na povrchu môže vytvárať ochranné vrstvy oxidov, uhličitanov alebo málo rozpustných solí, čím sa spomaľuje jeho ďalšia korózia.
• V zlúčeninách má najmä oxidačné čísla II a IV; zlúčeniny Pb(II) sú obyčajne stabilnejšie.
• Olovo a jeho zlúčeniny sú toxické; môžu poškodzovať nervovú sústavu a ďalšie orgány. Jeho použitie je v mnohých výrobkoch obmedzené.

Reakcia olova s kyselinou dusičnou:

3 Pb + 8 HNO₃ → 3 Pb(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

Použitie olova

• Olovené akumulátory: najmä automobilové batérie a záložné energetické systémy.
• Tienenie pred ionizujúcim žiarením: napríklad ochrana pred röntgenovým žiarením.
• Zliatiny a spájky: historicky významné, v súčasnosti v mnohých oblastiach obmedzené z dôvodu toxicity.
• Sklo a glazúry: zlúčeniny olova sa historicky používali na zmenu indexu lomu a teploty spracovania.

Zlúčeniny olova

Oxid olovnatý (PbO):

2 Pb + O₂ → 2 PbO

Oxid olovnato-olovičitý (Pb₃O₄): označuje sa ako mínium. Ide o červenooranžový pigment, ktorý sa v minulosti používal v antikoróznych náteroch; pre toxicitu olova je jeho používanie výrazne obmedzené.

Na zapamätanie

• IV.A skupinu tvoria C, Si, Ge, Sn a Pb; spoločná valenčná konfigurácia je ns²np².
• Uhlík tvorí diamant, grafit a fullerény a je základným prvkom organických zlúčenín.
• Oxid uhoľnatý (CO) je mimoriadne jedovatý plyn vznikajúci pri nedokonalom spaľovaní.
• Oxid uhličitý (CO₂) vzniká pri dýchaní a spaľovaní, je potrebný na fotosyntézu a podieľa sa na skleníkovom efekte.
• Kyselina uhličitá tvorí uhličitany a hydrogenuhličitany; podieľa sa na vzniku krasových javov.
• Na₂CO₃ je sóda, NaHCO₃ je jedlá sóda a CaCO₃ je hlavná zložka vápenca.
• Kremík je polovodič; oxid kremičitý a kremičitany sú základnými zložkami mnohých hornín a skla.
• Germánium je polovodič, cín sa používa na ochranné povlaky a zliatiny a olovo v akumulátoroch a pri tienení žiarenia.