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.
| 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−.
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:
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−
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.
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 %.
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.
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:
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
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 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 (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.
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.
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 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:
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 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 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 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:
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
Potaš sa používa pri výrobe skla a mydiel. Kaustifikáciou možno získať hydroxid draselný:
K2CO3 + Ca(OH)2 → 2 KOH + CaCO3
Uhličitan amónny sa používa ako kypriaca látka. Rozkladom sa uvoľňujú amoniak, oxid uhličitý a vodná para:
(NH4)2CO3 → 2 NH3 + CO2 + H2O
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
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 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.
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.
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 látky zväčšujú objem a pórovitosť cesta uvoľňovaním plynov, predovšetkým CO2.
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 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.
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 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.
Oxid kremičitý je pevná, chemicky pomerne odolná a ťažkotaviteľná látka. Má priestorovú sieťovú štruktúru tvorenú kremíkom a kyslíkom; základom usporiadania sú tetraédre SiO4.
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 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 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
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.
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 sa v prírode ako rýdzi kov nachádza zriedkavo. Jeho hlavnou rudou je cínovec (kasiterit) – SnO2.
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.
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.
Reakcia olova s kyselinou dusičnou:
3 Pb + 8 HNO3 → 3 Pb(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
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.