Všeobecná charakteristika p1 prvkov

Prírodné vedy » Chémia

Autor: filomena (18)
Typ práce: Ostatné
Dátum: 23.09.2021
Jazyk: Slovenčina
Rozsah: 7 000 slov
Počet zobrazení: 2 396
Tlačení: 132
Uložení: 146

Všeobecná charakteristika p1 prvkov

Do skupiny p1 patria prvky III.A skupiny. Elektrónová konfigurácia valenčnej sféry je ns2 np1

S rastúcim protónovým číslom v skupine rastie aj kovový charakter prvkov.

Bór – nekov

Hliník – kov

Gálium – kov

Indium – kov

Tálium – kov

Bór

Výskyt bóru

Najznámejšou látkou v prírode je alotropická modifikácia bóru, tertragonálny bór - kryštalická látka sivočiernej farby s kovovým leskom. Za normálnych podmienok má malú elektrickú vodivosť, chemicky je takmer inertný.

Amorfný bór – je hnedý prášok, bez chuti a zápachu. Pri vyššej teplote je podstatne reaktívnejší. Ďalšie alotropické modifikácie sú chemicky inertné - nezlučujú sa.

Bór sa vyskytuje iba vo forme kyslíkatých zlúčenín, napríklad sasolín H3BO3, bórax, boracit, kernit.

Vlastnosti

konfigurácia valenčnej sféry je 2s2 2p1.

Bór má vo valenčnej sfére 3 elektróny, na ich odtrhnutie je potrebná veľká energia - ionizačná energia, a to znamená, že bór nevytvára katióny B3+. Bór je v elementárnom stave pevná, tmavá látka s kovovým leskom a je chemicky nereaktívna. Keďže bór nevytvára katióny, v zlúčeninách sa viaže kovalentnými väzbami.

Na základe konfigurácie valenčnej sféry vidíme, že bór by mal byť jednoväzbový pretože má jeden nespárený elektrón v orbitále p. Po dodaní energie však bór prechádza do vzbudeného - excitovaného stavu, kedy elektrón z s orbitálu prechádza do orbitálu p. Vznikajú 3 nespárené elektróny, z čoho vidíme, že bór sa väčšinou viaže troma väzbami. V tom prípade je v stave sp2 hybridizácie.

Pevná, tvrdá, čierna látka s kovovým leskom. Polovodič. Svojimi chemickými vlastnosťami sa podobá na kremík. Málo reaktívny. Tvorí kovalentné väzby. Trojväzbový, niekedy štvorväzbový – v diboráne. Vysoká ionizačná energia (katióny B3+ sa nevyskytujú).

Výroba

Bór sa vyrába elektrolýzou roztavených boritanov alebo redukciou oxidu boritého silno elektropozitívnym kovom

B2O3 + 3Mg → 2 B + 3 MgO

Použitie

Bór sa využíva v atómových reaktoroch – riadiace tyče

Zlúčeniny bóru 

Borány

Borány sú zlúčeniny bóru s vodíkom. V ich štruktúre sú delokalizované elektróny – rozložené medzi väčším počtom atómov. Sú veľmi reaktívne látky, samozápalné a využívajú sa pri syntéze organických zlúčenín.

Boridy

Zlúčeniny bóru s kovmi. Majú zložitú štruktúru, sú chemicky inertné a niektoré sa vyznačujú dobrou elektrickou vodivosťou. Žiaruvzdorné látky. Vyrábajú sa z nich brúsne a žiaruvzdorné materiály. Vysoká tvrdosť, vysoká teplota topenia, elektricky vodivé látky.

Kyslíkaté zlúčeniny

H3BO3 - polymérna - slabá kyselina trihydrogenboritá, tvorí biele šupinkovité kryštály, ktoré sú málo rozpustné vo vode. Jej vodný roztok je veľmi slabá kyselina s antiseptickými účinkami – bórová voda, ktorá sa používa v medicíne.

Boritany

Na2[B4O5(OH)4] . 8H2O - tetraboritan disodný (borax), tvorí bezfarebné kryštáliky, ktoré na vzduchu podliehajú zvetrávaniu a menia sa na prach. Iba boritany alkalických kovov sú vo vode rozpustné.

Oxidy

Oxid boritý B2O3 – bezfarebná sklovitá látka, vzniká horením bóru a z vodou vytvára kyselinu boritú.

Hliník

Elektrónová konfigurácia valenčnej sféry hliníka je 3s2 3p1.

Výskyt

Hliník je tretí najrozšírenejší prvok v zemskej kôre. Vyskytuje sa len v zlúčeninách. Najrozšírenejší je vo forme kremičitanov (súčasť živca, sľudy, ílov). Hliník je súčasťou kaolínu, ktorý obsahuje minerál kaolinit – Al2(OH)4Si2O5 a súčasťou bauxitu – Al2O. H2O (hydratovaný oxid hlinitý), nachádza sa aj v korunde Al2O3. Z kaolínu sa vyrábajú keramické výrobky. Zmesou kaolínu, rozomletého živca a kremeňa sa získava porcelán.

Fyzikálne vlastnosti hliníka

Hliník je striebrobiely kov, má malú hustotu, je kujný a ťažný a veľmi dobre vedie elektrický prúd a teplo. Je to ľahký a krehký kov.

Chemické vlastnosti

Vytvára v zlúčeninách silne polárne kovalentné väzby (aj napriek tomu, že je to kov)

Na vzduchu oxiduje a pokrýva sa kompaktnou vrstvičkou oxidu a hydroxidu, ktorá ho ochraňuje pred možnou koróziou. Vrstvu oxidov a hydroxidov je možné vytvoriť aj umelo anodickou oxidáciou – Eloxácia (eloxovanie).

Voči vzduchu a vode je stály.

Hliník reaguje aj s kyselinami aj so zásadami – je amfotérny – môže vystupovať aj ako kyselina aj ako zásada. Amfotérny charakter:

Reakcia s kyselinou

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

Reakcia so zásadou

2Al + 2NaOH + 6 H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Na[Al(OH)4] – tetrahydroxohlinitan sodný

Hliník má redukčné vlastnosti – viaže sa s kyslíkom.

2Al + Fe2O3→ 2Fe + Al2O3

Reakcia prebieha pri zahrievaní a je silne exotermická. Pri uvedenej reakcii nastáva redukcia a vzniká tekuté železo. Redukčná schopnosť hliníka sa využíva na získavanie niektorých kovov, ako napríklad železa z oxidov daných kovov pri teplote 3000 – 3500 °C. Uvedenú metódu nazývame aluminotermia.

Má redukčné vlastnosti. Na vzduchu horí intenzívnym svietivým plameňom za vzniku oxidu

4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3

Môže byť aj šesťväzbový, napríklad v hexafluorohlinitanovom ióne [AlF6]3-

Výroba

Elektrolýzou taveniny oxidu hlinitého a kryolitu pri teplote 950°C

Použitie

Hliník sa používa na výrobu zliatin (dural), fólií – alobalov, zrkadiel a na ochranu kovov proti korózii. Jeho redukčné vlastnosti sa využívajú na získavanie niektorých kovov – Mn, Mo, Cr z ich oxidov pri vysokých teplotách aluminotermiou. Ako mincový kov a podobne.

Zlúčeniny hliníka 

AlCl3 - chlorid hlinitý, AlF3 – fluorid hlinitý 

(Lewisova kyselina). Často využívaná ako katalyzátor v niektorých reakciách, ktorý na seba viaže látky, ktoré majú voľný elektrónový pár, napríklad alkoholy, ketóny, étery, amíny a ďalšie. Sú nereaktívne, nerozpustné

Al2O3 – oxid hlinitý

Je hlavnou surovinou pri výrobe hliníka. Je amfotérny a reaguje s vodnými roztokmi silných kyselín aj zásad. V prírode sa vyskytuje ako tvrdý minerál korund alebo ako jeho drahokamové odrody rubín a zafír. Dá sa pripraviť spaľovaním hliníka. Je nerozpustný vo vode.

Al(OH)3 – hydroxid hlinitý

Je hydrátom oxidu hlinitého. Podobne ako oxid hlinitý je amfotérna látka a reaguje s vodnými roztokmi silných kyselín a zásad.

Reakcia s kyselinou

3HCl + Al(OH)3→ AlCl3 +3 H2O

Reakcia so zásadou

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4

Všeobecná charakteristika p2 prvkov

Všeobecná konfigurácia valenčnej vrstvy je ns2 np2

Uhlík C – nekov (4 – väzbový, tvrdý, krehký) – jedine uhlík zo všetkých prvkov tejto skupiny sa v prírode vyskytuje v elementárnom stave.

Kremík Si – nekov (tvrdý, krehký)

Germánium Ge – polokov (tvrdý, krehký)

Cín Sn – kov (ťažný)

Olovo Pb – kov (má kovové vlastnosti)

Si, Ge, Sn, Pb – môžu byť až 6 – väzbové, pretože do väzieb môžu použiť aj svoje voľné nd orbitály.

Uhlík

Elektrónová konfigurácia: 6C : 1s22s22p2

Výskyt uhlíka

Uhlík je základný biogénny prvok, je v prírode najrozšírenejší a nachádza sa v štruktúre sacharidov, tukov, bielkovín – je to biogénny prvok, a v mnohých organických zlúčeninách (ropa, zemný plyn, uhlie). Vyskytuje sa voľný aj viazaný v zlúčeninách. Má schopnosť tvoriť dlhé reťazce , kde sú jednotlivé uhlíky viazané jednoduchými väzbami, dvojitými väzbami alebo trojitými väzbami. Kvôli tejto vlastnosti existuje veľký počet organických zlúčenín. Z toho dôvodu tvorí základ organických zlúčenín a všetkých živých organizmov. Je súčasťou aj anorganických zlúčenín, ako napríklad CO2 – oxid uhličitý (v atmosfére), CO – oxid uhoľnatý.

Je súčasťou kalcitu – CaCO3, magnezitu MgCO3.

Fosílne palivá

Ropa, uhlie, zemný plyn

Medzi fosílne palivá zaraďujeme ropu, zemný plyn, uhlie. Fosílne palivá vznikli dlhodobým procesom anaeróbneho rozkladu organickej hmoty. Ropa a zemný plyn pochádzajú pravdepodobne zo živočíšnych tkanív živočíchov z pravekých morí, ktoré boli prekryté vrstvou hornín a počas miliónov rokov sa postupne rozložili za vzniku pestrej palety uhľovodíkových zlúčenín. Ropa, uhlie a zemný plyn tvoria v súčasnosti základ svetovej energetiky a veľkej časti chemického priemyslu. Najmä ropa je zdrojom energie pre dopravnú infraštruktúru. Ropa aj zemný plyn sa zvyčajne vyskytujú spoločne, ale zemný plyn sa vyskytuje aj samostatne.

Ropa – hnedá alebo čierna olejovitá kvapalná látka. Tvorí ju zmes alkánov, cykloalkánov a aromatických uhľovodíkov – arénov. Jej spracovanie prebieha procesom, ktorý nazývame frakčná destilácia. Produktmi frakcie sú:

  1. Uhľovodíkové plyny – bután, propán, ktoré sa používajú ako chemické suroviny alebo ako palivá.
  2. Benzínová frakcia – používame ju ako palivo do zážihových motorov, ako rozpúšťadlo alebo ako dôležitú chemickú surovinu. Kvalitu benzínu vyjadruje oktánové číslo.
  3. Petrolejová frakcia – petrolej – použitie: na svietenie, ako palivo turbín, na rozpúšťanie nečistôt a podobne.
  4. Plynový olej – motorová nafta – používa sa ako palivo do naftových motorov (dieslových motorov)
  5. Destilačný zvyšok - mazut – použitie: kúrenie, vyrába sa z neho asfalt (destiláciou). Asfalt slúži na úpravu ciest.

Zemný plyn – zmes plynných uhľovodíkov, z ktorých najväčšie zastúpenie má metán, ale zemný plyn obsahuje aj vodnú paru, dusík alebo oxid uhličitý. Použitie: palivo, výroba organických zlúčenín a podobne.

Uhlie – horľavá hornina, ktorú tvorí zmes látok – uhlík + kyslík + dusík + vodík + síra a iné.

Uhlie delíme na:

  1. Lignit – uhlie, ktoré má najmenší stupeň preuhoľnenia. Vyznačuje sa najnižšou výhrevnosťou, a tým že je to relatívne najmladšie uhlie.
  2. Hnedé uhlie – má vyšší stupeň preuhoľnenia ako lignit.
  3. Čierne uhlie
  4. Antracit

Čierne uhlie a antracit sú najkvalitnejšie druhy uhlia.

Alotropické modifikácie uhlíka

Sú známe tri alotropické modifikácie uhlíka, a to: grafit, diamant a fulleren. Tieto alotropické modifikácie sa líšia kryštálovou štruktúrou, fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami.

Tuha – grafit

Uhlík je viazaný v kryštalickej štruktúre – hexagonálna sústava (vrstevnatá štruktúra), jednotlivé roviny uhlíkov sú viazané len slabými Van der Waalsovými silami. Tuha je dobre štiepateľná, vedie teplo aj elektrický prúd. Má sivočierne sfarbenie, kovový lesk, je mäkká. Využíva sa na výrobu ceruziek, túh na písanie, maľovanie a v metalurgickom priemysle.

Diamant

Základnú jednotku v štruktúre tvorí tetraéder – kubická sústava. V tejto štruktúre je každý atóm uhlíka viazaný štyrmi susednými atómami pevnými nepolárnymi kovalentnými väzbami, a táto štruktúra spôsobuje nezvyčajnú tvrdosť diamantu – diamant je najtvrdšia látka v prírode – tvrdosť = 10 na Mohsovej stupnici. Diamant sa používa najmä v klenotníctve, kde sa používa prírodný vybrúsený číry diamant – briliant (prstene, náramky).

Ďalej sa používa na zhotovenie brúsnych a rezných zariadení kvôli svojej extrémnej tvrdosti. Nevedie elektrický prúd, chemicky je málo reaktívny. Vyskytuje sa v rôznych farebných modifikáciách od čírej priehľadnej až po čiernu. Náleziská s najkvalitnejšími diamantmi sa nachádzajú napríklad: v Afrike – v JAR, Namíbii, v Brazílii.

Fullereny

Fellereny tvoria skupinu alotropických modifikácii čistého uhlíka. Sú to sférické molekuly, ktoré sú zložené z päť alebo šesťčlenných kruhov atómov uhlíka (molekulová kryštálová štruktúra). Tieto molekuly sú v priestore usporiadané do guľovitého tvaru (6 – členné a 5 - členné cykly sa striedajú) alebo do tvaru deformovanej gule.

Sú mimoriadne odolné voči vonkajším fyzikálnym vplyvom a faktorom. Najstabilnejší známy fulleren je molekula, ktorá v štruktúre obsahuje 60 uhlíkových atómov.

Vlastnosti uhlíka

Je málo reaktívny, reaguje až pri vysokých teplotách. Nekov, nie je schopný tvoriť katióny

Má redukčné schopnosti, ktoré majú využitie v priemysle: Fe2O+ 3C → 3CO + 2Fe

Vlastnosti uhlíka sa využívajú na výrobu kovov a ich oxidov (aluminotermia).

Technické formy uhlíka – koks, uhlie. Má schopnosť vytvárať dlhé reťazce a vytvára násobné väzby – napríklad v organických zlúčeninách: alkány, alkény, alkíny a podobne.

Izotopy uhlíka : 12C (cca 98,89%), 13C(cca 1,11%) a stopy rádioaktívneho izotopu 14C – žiarič beta žiarenia.

Využitie uhlíka

Pri výrobe elektród (uhlíková elektróda). V atómových reaktoroch. Z grafitu sa vyrábajú ceruzky, elektródy, taviace tégliky a používa sa ako mazadlo ložísk. Uhlík sa využíva na adsorpciu plynných látok (živočíšne uhlie pri tráviacich ťažkostiach). Diamant sa používa na obrábanie tvrdých materiálov, na výrobu šperkov, do vrtných hlavíc

Bezkyslíkaté zlúčeniny uhlíka

Deriváty uhľovodíkov

Karbidy – zlúčeniny uhlíka s prvkom s menšou elektronegativitou (karbid vápenatý CaC2). Karbidy sú tvrdé, pevné, sú to zlúčeniny s vysokou teplotou topenia.

  1. Iónové karbidy– uhlík + alkalický kov (kov alkalických zemín)

Napríklad karbid vápenatý (pre reakcii s vodou vzniká acetylén):

CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + CH=CH

  1. Kovalentné karbidy– atómy uhlíka a atómy druhého prvku sú navzájom viazané kovalentnými väzbami, sem patrí napríklad SiC, Be2C, BC a podobne.

Halogenidy – zlúčeniny uhlíka a halového prvku (napríklad: CCl4 – chlorid uhličitý (tetrachlormetán) – je bezfarebná kvapalina, má sladkastý zápach, vo vode nerozpustná, používa sa ako rozpúšťadlo nepolárnych alebo organických látok, má narkotické účinky)

Sírouhlík – CS2 - nepolárne rozpúšťadlo, bezfarebná kvapalina, jedovatá, nerozpustná vo vode. Vzniká z uhlíka a síry pri zvýšenej teplote: 2S + C → CS2

Kyanovodík HCN – bezfarebný, má kvapalné skupenstvo, jedovatý, je rozpustný vo vode. Spôsobuje ochrnutie dýchacieho systému.

Kyselina kyanovodíková – vodný roztok kyanovodíka – veľmi slabá kyselina. Soli kyseliny kyanovodíkovej: Kyanidy – všeobecný vzorec MICN – napríklad kyanid draselný KCN – prudko jedovatý.

Kyslíkaté zlúčeniny uhlíka

CO – oxid uhoľnatý. Bezfarebný plyn, bez zápachu.

Vzniká horením uhlíka pri nedostatku kyslíka. 

Podstata reakcie: redukcia oxidu uhličitého nadbytočným uhlíkom (horením vznikne najprv oxid uhličitý, ktorý sa redukuje nadbytočným uhlíkom):

C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

CO2 (g) + C ↔ 2 CO (g)

 Vo vode je málo rozpustný.

 Je veľmi reaktívny a má redukčné účinky: Fe2CO3 + CO → 2 Fe + 2 CO2 (redukcia prebieha pri zvýšenej teplote)Vyznačuje sa schopnosťou viazať na hemoglobín – krvné farbivo, čím sa zabraňuje prenášaniu kyslíka a môže dôjsť k uduseniu. Je jedným z najsilnejších jedov, ktoré pôsobia na človeka a na všetky živočíchy, ktoré majú v krvi hemoglobín.

Molekula oxidu uhoľnatého má malý dipólový moment. Táto skutočnosť je vysvetlená silným posunom väzbových elektrónov smerom ku kyslíku (je elektronegatívnejší ako uhlík), a tým sú skoro kompenzované formálne náboje dané trojitou väzbou medzi atómom kyslíka a atómom uhlíka.

CO2 – oxid uhličitý. Má slabé oxidačné účinky. Je bezfarebný a má slabo kyslý zápach a slabo kyslú chuť. Vzniká pri dokonalom spaľovaní uhlíka s dostatočným prístupom vzduchu: C + O2 →CO2.

Používa sa pri výrobe nápojov, sódovej vody a skvapalnený sa používa do snehových hasiacich prístrojov. Pripravuje sa napríklad tepelným rozkladom CaCO3 – uhličitan vápenatý.

CaO – pálené vápno

CaO + H2O → Ca(OH)2 

Ca(OH)2 – hasené vápno (hydroxid vápenatý)

Alebo sa pripravuje z uhličitanu vápenatého pôsobením HCl

CaCO3 + 2HCl → H2O + CO2 + CaCl2

H2CO3 – kyselina uhličitá. Vzniká rozpustením oxidu uhličitého vo vode, kde veľmi malé množstvo oxidu uhličitého reaguje s vodou:

CO2 + H2O → H2CO3

(Takmer celý roztok oxidu uhličitého vo vode je tvorený hydratovanými molekulami CO2.nH2O)

Je to slabá veľmi nestála dvojsýtna kyselina. Jej soli sú: 

a.) MI(HCO3)-I - hydrogenuhličitany (napríklad: NaHCO3 – hydrogenuhličitan sodný, ktorý sa používa v potravinárskom priemysle a v lekárstve na potláčanie acidity) – vo vode rozpustné.

b.) M2I(CO3)-II – uhličitany (CaCO3 – uhličitan vápenatý) - vo vode nerozpustné (s výnimkou uhličitanov alkalických kovov – okrem lítneho). K2CO3 – potaš, Na2CO3 sóda – používajú sa na výrobu pracích prostriedkov a skla.

Tepelným rozkladom pevných hydrogenuhličitanov alkalických kovov dochádza k vzniku uhličitanov: 2NaHCO3→ Na2CO3 + CO2 + H2O 

Rozklad uhličitanov (pri pôsobení kyselín a pri zahrievaní):CaCO3→ CaO + CO2

Podstatou krasových javov je vzájomná premena medzi uhličitanom vápenatým a hydrogenuhličitanom vápenatým: CaCO3 + CO2 + H2O ↔ Ca(HCO3)2. Vápenec sa vodou, ktorá je obohatená o oxid uhličitý, premieňa na rozpustný hydrogenuhličitan vápenatý.

Kremík

Elektrónová konfigurácia kremíka je: 14Si : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Výskyt

Druhý najrozšírenejší prvok na Zemi, hneď po kyslíku. V prírode sa nachádza ako kremeň SiO2, vo forme kremičitanov, napríklad granát, a vo forme hlinitokremičitanov napríklad živec, sľuda.

Vlastnosti

Tmavosivá kryštalická látka s kovovým leskom, je tvrdá.

Má štruktúru podobnú štruktúre diamantu, je však menej pevná, a z toho dôvodu je kremík krehkejší. Vystupuje ako štvorväzbový vo väčšine zlúčenín.

Jeho väzby majú kovalentný charakter. Netvorí vodíkové mostíky. Nie je príliš reaktívny

Je odolný voči kyselinám (výnimka je HF). Energia väzby Si – Si je približne polovičná v porovnaní s energiou väzby C - C (preto k štiepeniu väzby Si-Si dochádza ľahšie ako k štiepeniu väzby C-C). Kremík nemá schopnosť viazať sa dvojitou alebo trojitou väzbou.

Využitie 

Kremík sa využíva ako polovodič v elektrotechnickom priemysle. Používa sa taktiež v slnečných batériách. Technický kremík sa používa v hutníctve na výrobu zliatin ako dezoxidačný prostriedok, na zvýšenie tvrdosti a pevnosti ocele.

Výroba

Kremík sa vyrába redukciou oxidu kremičitého karbidom vápenatým alebo uhlíkom v elektrických peciach:

SiO2 + CaC2→ Si + Ca + 2CO

SiO+ 2C → Si + 2CO

Zlúčeniny kremíka

Silicidy – silicidy sú zlúčeniny kremíka a kovu, napríklad: Li3Si, CaSi2.

Silány – silány sú zlúčeniny kremíka s vodíkom. Monosilán a disilán – plyny, trisilán, tetrasilán – kvapalné látky, ostatné silány sú tuhé látky. Sú veľmi reaktívne, samozápalné, reagujú s vodou za vzniku vodíka. Majú redukčné vlastnosti.

 Monosilán – SiH4

 Disilán – Si2H6 

Trisilán – Si3H8

Halogenidy kremičité – sú to prchavé látky. SiF4 – fluorid kremičitý – s vodou vytvára kyselinu hexafluorokremičitú H2SiF6 – existuje iba v roztoku.

Oxidy – napríklad oxid kremičitý SiO2. Oxid kremičitý – pevná látka, tvrdá, chemicky odolná, ťažko taviteľná stála látka. Je odolný voči vode a kyselinám okrem kyseliny fluorovodíkovej HF, ktorá leptá sklo. V prírode sa oxid kremičitý nachádza v podobe piesku. Piesok – kryštalický znečistený kremeň. Oxid kremičitý sa používa v stavebníctve, v sklárskom priemysle pri výrobe skla alebo v zlatníctve napríklad pri výrobe šperkov: ametyst, ruženín, číry bezfarebný kremeň – krištáľ. Sklo je homogénna amorfná látka, ktorá vzniká ochladením taveniny SiO2, uhličitanov alkalických kovov, vápenca a iných prísad. Oxid kremičitý sa v prírode vyskytuje vo forme viacerých kryštalických modifikácií. Najznámejšie sú kremeň, tridymit a kristobolit.

S kyselinou fluorovodíkovou reaguje nasledovne a vzniká pri tom fluorid kremičitý:

SiO2 (s) + 4 HF (aq) → SiF4 (g) + 2 H2O(l)

Kyselina kremičitá – vzniká okyslením vodných roztokov alkalických kremičitanov. Kyselina kremičitá sa zahriatím mení na rôsolovitý gél – jeho vysušením vzniká tvrdý silica gél.

Kremičitany – kremičitany vznikajú tavením oxidu kremičitého s hydroxidmi a uhličitanmi alkalických kovov.

SiO2 + 2 NaOH→ Na2SiO3 + H2O

 Kremičitany sú v prírode veľmi rozšírené ako nerasty alebo ako súčasti hornín, napríklad živce, sľudy, kaolinity a tak ďalej. Kremičitany sa používajú na výrobu keramiky a cementu.

Silikóny – syntetické organokremičité polymérne zlúčeniny. Sú to tepelne odolné látky s hydrofóbnymi vlastnosťami (odpudzujú vodu). Použitie – mazacie oleje, izolačný materiál, náterové hmoty.

V štruktúre silikónov sa nachádza pravidelne sa opakujúca jednotka:

Kde R je uhľovodíkový zvyšok.

Cín

Oxidačné čísla v zlúčeninách, sú II, IV. Elektrónová konfigurácia50Sn: [Kr] 4d10 5s2 5p2

Výskyt 

Elementárne sa cín vyskytuje ojedinele, vyskytuje sa hlavne ako súčasť zlúčenín, akou je napríklad kasiterit SnO2, ktorý nazývame aj cínovec. Chemicky je to oxid ciničitý, ktorý obsahuje 78,62 % cínu. 

Vlastnosti a chemické reakcie

Cín je striebrolesklý kov. Je veľmi ťažný a dá sa vyvalcovať na tenkú fóliu, ktorú poznáme pod menom staniol. Cín je odolný voči vode, a tak isto aj voči kyselinám a zásadám.

Výroba

Cín sa vyrába z oxidu ciničitého redukciou uhlím:

SnO2 + 2 C → Sn + 2 CO

Použitie

Cín – upravujú sa ním povrchy niektorých kovov, ktoré sú menej odolné. Táto úprava sa nazýva pocínovanie. Cín sa používa na letovanie a aj na výrobu zliatin, akou je napríklad bronz, čo je zliatina medi a cínu.

Bronz – využíva sa napríklad na:

Výrobu bronzových medailí, ktoré sa udeľujú za získanie tretieho miesta v športových disciplínach. Výrobu potrubí a ventilov. Vyrábajú sa z neho zvony, sochy, nádoby a bronzové umelecké predmety

Olovo

Elektrónová konfigurácia82Pb: (Xe)4f14 5d106s2 p2

Výskyt

Olovo sa elementárne vyskytuje len vzácne, väčšinou sa vyskytuje v podobe zlúčenín, napríklad galenit PbS (sulfid olovnatý).

Vlastnosti a reakcie

Mäkký, ťažký, lesklý modrosivý kov. Nepatrí medzi biogénne prvky. Vyskytuje sa len v kubickej forme. Kujný, dá sa ľahko valcovať, ľahko tvorí rôzne zliatiny. Na vzduchu oxiduje - pokrýva sa vrstvičkou oxidu alebo uhličitanu – toto ho chráni pred ďalšou oxidáciou.

V kyseline sírovej sa poťahuje vrstvičkou síranu olovnatého, ktorý je nerozpustný a chráni olovo pred ďalším pôsobením kyseliny - kyselina sírová ho pasivuje a olovo s ňou nereaguje.

Rozpustný v kyseline dusičnej HNO3, rozpúšťa sa v nej na dusičnan olovnatý:

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

Olovo a jeho zlúčeniny sú pre živočíchy a rastliny toxické

Výroba

Olovo sa vyrába pražením galenitu. Vzniká tak oxid olovnatý, ktorého redukciou vzniká olovo.

Použitie

Obaly na káble, Elektródy, Ochranné obaly, ktoré chránia pred RTG lúčmi

Zlúčeniny

Zlúčeniny olova sú jedovaté.

Chlorid a bromid olovnatý PbCl2 a PbF2 – ich štruktúra je zložitá.

PbO – oxid olovnatý – vzniká oxidáciou roztaveného olova vzdušným kyslíkom – červená modifikácia. Jeho žltá modifikácia vzniká tepelným rozkladom uhličitanu alebo dusičnanu olovnatého.

Hydroxid olovnatý Pb(OH)2 - biela práškovitá látka. Vo vode je málo rozpustná a v kyselinách sa rozpúšťa za vzniku olovnatých solí.

PbS - sulfid olovnatý – prírodný sulfid olovnatý – galenit - je kryštalický, má kovový lesk a rozpúšťa sa v horúcej kyseline dusičnej.

Pb3O4 – oxid olovnato olovičitý – keď je bezvodý má červenú farbu.

Pb2O – oxid olovičitý – hnedá látka s oxidačnými vlastnosťami. Používa sa pri výrobe pyrotechnických materiálov. Účinné oxidačné činidlo, ktoré oxiduje kyselinu chlorovodíkovú na chlór.

Všeobecná charakteristika p3 prvkov

  1. A skupiny, teda prvky p3.

N – pri bežnej teplote je plynná látka,

P – je pri bežnej teplote nekovová pevná látka,

As a Sb sú polokovy a posledný prvok skupiny

bizmut je kov, teda s rastúcim protónovým číslom rastie kovový charakter prvkov.

Chemické vlastnosti

prvky tejto skupiny sa stabilizujú tvorbou troch kovalentných väzieb – teda majú v zlúčeninách oxidačné číslo +III. Vznik aniónov N3- a P3- je energeticky nevýhodný, pri nitridoch a fosfidoch prevažuje kovalentný charakter chemickej väzby. Maximálna väzbovosť dusíka je 4, ostatné prvky V.A skupiny môžu byť aj päťväzbové.

S rastúcim protónovým číslom klesá ich reaktivita.

Dusík

Elektrónová konfigurácia[He] 2s2 2p3

Výskyt

Podstatná časť dusíka sa nachádza v atmosfére v podobe molekúl N2 (78%). V prírode sa vyskytuje aj vo forme minerálov – napríklad dusičnan sodný NaNO3 – nazývaný aj čílsky liadok alebo draselný liadok KNO3. Dusík je dôležitým biogénnym prvkom – nachádza sa v bielkovinách.

Príprava 

Dusík sa pripravuje rozkladom dusitanu amónneho: NH4NO2 → N2 + 2H2O

Výroba

Dusík sa vyrába frakčnou destiláciou zo vzduchu, ktorý je skvapalnený. Je základom pri výrobe amoniaku a oxidu dusného. Dusík uskladňujeme a prepravujeme vo fľašiach z ocele, ktoré sú označené zeleným pruhom. Ak je dusík skvapalnený prepravuje sa v špeciálnych žltých nádobách.

Vlastnosti a reakcie dusíka

N2 – bezfarebný plyn, bez chuti, bez zápachu, vo vode sa rozpúšťa len málo.

Vyskytuje sa vo forme dvojatómovej molekuly N2 – vo všetkých skupenstvách.

Oxidačné čísla - -III až V. Môže byť maximálne štvorväzbový v zlúčeninách.

Je schopný tvoriť vodíkové väzby.

Nízka reaktivita dusíka N2 vyplýva z prítomnosti trojitej väzby, ktorá je oveľa pevnejšia ako jednoduchá väzba. Kvôli tomu sa dusík nezlučuje ani s veľmi reaktívnymi prvkami.

Pri zvýšení tlaku a teploty dochádza k rozštiepeniu väzby a vznikajú dva atómy dusíka, ktoré sú veľmi reaktívne.

Použitie dusíka

Používa sa pri výrobe dôležitých zlúčenín, napríklad amoniaku, kyseliny dusičnej, či dusíkatých hnojív. Dusík sa používa ako ochranný plyn – kvôli svojej nízkej reaktivite vytvára inertnú atmosféru (bráni styku kyslíka s inými látkami napríklad pri výrobe výbušnín).

Zlúčeniny dusíka

Amoniak a amónne soli

Chemický vzorec amoniaku je NH3. Amoniak je pri bežných podmienkach bezfarebný plyn. Charakteristický je štipľavým zápachom. Medzi molekulami amoniaku dochádza k vzniku vodíkovej väzby – vodíkových mostíkov. Rovnako sa molekuly amoniaku dokážu viazať vodíkovou väzbou aj s molekulami vody, preto sa amoniak vo vode veľmi dobre rozpúšťa.

Amoniak je aj dobrým rozpúšťadlom.

Redukčné vlastnosti amoniaku:

3 CuO + 2 NH3 → 3 Cu + 3H2O + N2

 Reakcia amoniaku s kyslíkom – je veľmi významná reakcia, prebieha pri vyrábaní kyseliny dusičnej. Reakcia prebieha pri 700°C a za prítomnosti katalyzátora Pt – platina.

4NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O

Amoniak v chemických dejoch často vystupuje ako donor elektrónového páru – v komplexotvorných reakciách.

Laboratórne sa amoniak pripravuje rozkladom amónnych solí silnými zásadami: NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O

Používa sa pri výrobe kyseliny dusičnej HNO3, v kvapalnom skupenstve ako hnojivo, na výrobu farbív, pri chemických syntézach, ako chladiaca látka v chladiarenských prístrojoch – v kvapalnom skupenstve a podobne.

Amoniak má zásaditý charakter (spôsobuje ho voľný elektrónový pár na dusíku) – viaže protón H+ za vzniku katiónu HN4+. Pri reakcii amoniaku s kyselinou vznikajú amónne soli – vo vode sa dobre rozpúšťajú, majú iónový charakter, ľahko sa rozkladajú za pôsobenia vyššej teploty. Napríklad:

 NH3 + HCl →NH4Cl

NH4Cl – chlorid amónny - salmiak

Salmiak – používa sa v lekárstve, pri spájkovaní kovov.

Amónne soli – bezfarebné alebo biele. Sú vo vode nerozpustné, kryštalické.

 Medzi bezkyslíkaté zlúčeniny dusíka tiež patria:

Amidy – NH2- , napríklad amid sodný NaNH2

Imidy – NH2- , napríklad imid sodný – Na2NH

Nitridy – N3-, napríklad nitrid sodný Na3

Kyslíkaté zlúčeniny dusíka

Oxidy

V oxidoch má atóm dusíka oxidačné číslo, ktorého hodnota sa pohybuje od I až po V. Oxidy sú vo väčšine prípadov málo stále, čo je vyvolané tým, že väzba N – O je málo polárna.

Oxidy sú zložkou výfukových plynov, priemyselných exhalátov, sú jedovaté, sú medziproduktami výroby kyseliny dusičnej a vznikajú pri redoxných reakciách dusíkatých zlúčenín.

Oxid dusný N2O 

Nazývame ho aj rajský plyn. Bezfarebný. Má sladkastú chuť. Slabo sa rozpúšťa vo vode.

Zmes s vodíkom pri styku s plameňom vybuchuje. Používa sa v lekárstve – narkózy.

Oxid dusnatý NO 

Je veľmi reaktívny, na vzduchu reaguje s kyslíkom za vzniku oxidu dusičitého a v kombinácii s vodou sa tvorí kyselina dusičná. To v atmosfére prispieva k tvorbe kyslých dažďov (čiastočne je poškodzovaný aj ozón pôsobením NO).

NO sa uvoľňuje prirodzene z rastlín, ale len v malej miere. Do vzduchu sa dostáva hlavne z výfukov automobilov alebo z komínov tepelných elektrární.

Priemyselne sa vyrába oxidáciou amoniaku: 4NH3 + 5 O2→4 NO + 6 H2O.Je medziproduktom pri výrobe kyseliny dusičnej. Dá sa pripraviť aj priamou syntézou (pri vysokej teplote):

N2 + O2→2 NO

Oxid dusičitý NO2

Jedovatý. Má červenohnedú farbu. Je to silné oxidačné činidlo. 

Pri bežných podmienkach je dimérny – 2NO2 ↔ N2O4

Kyselina dusičná a jej soli - dusičnany

Kyselina dusičná má vzorec HNO3, kde N má oxidačné číslo V. Čistá kyselina dusičná je bezfarebná kvapalina, silná kyselina so silnými oxidačnými vlastnosťami. Oxidačné vlastnosti sú závislé od koncentrácie kyseliny dusičnej, od charakteru oxidovanej látky, od teploty pri chemickej reakcii.

Kyselina dusičná sa na svetle rozkladá, a preto ju uchovávame v tmavých fľašiach na tmavom mieste. S vodou je miešateľná bez obmedzenia. Keďže kyselina dusičná je silné oxidovadlo, oxiduje takmer všetky kovy, okrem Au – zlata, Pt – platiny, Rh – ródia, Ir – irídia, Nb – nióbu, Ta – tantalu. Tieto uvedené kovy reagujú len s Lúčavkou kráľovskou (je to zmes HNO3 a HCl v pomere 1 : 3 ).

Kovy ako železo – Fe, chróm – Cr, hliník – Al sa v koncentrovanej kyseline dusičnej pasivujú – čo znamená, že sa pokrývajú vrstvičkou oxidov, ktoré bránia ďalšej reakcii a reagujú potom iba so zriedenou kyselinou.Pôsobením kyseliny dusičnej dochádza k žltnutiu bielkovín.

Príprava:

Vzniká rozkladom dusičnanu sodného kyselinou sírovou:

NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3

Použitie

Výroba organických farbív, liečiv, výbušnín, celulóznych lakov, dusičnanov.

 Priemyselná výroba kyseliny dusičnej

Nepriamou katalytickou oxidáciou amoniaku, ktorá prebieha v štyroch krokoch:

Syntéza amoniaku: N2 + 3H2→ 2NH3

Oxidácia amoniaku: 4NH3 + 5O2 → 4 NO + 6H2O

Oxidácia oxidu dusnatého: 2 NO + O2 → 2 NO2

Reakcia oxidu dusičitého s vodou: 3NO2 + H2O→ 2HNO3 + NO

Soli kyseliny dusičnej nazývame dusičnany. Ich všeobecný vzorec je MINO3. Sú rozpustné vo vode, pri vyššej teplote sa prejavujú ich oxidačné vlastnosti.

Dusičnany získavame reakciou kyseliny dusičnej s kovmi alebo ich oxidmi alebo uhličitanmi.

 Napríklad: CuO + 2 HNO3→Cu(NO3)2 + H2O

Kyselina dusitá a jej soli - dusitany 

HNO2 – kyselina dusitá 

Stredne silná kyselina. Používa sa pri výrobe farbív. Je veľmi nestála a ľahko podlieha oxidácii aj redukcii. Reakciou dusitanov s neoxidačnými kyselinami môžeme získať jej vodný roztok: AgNO2 + HCl → HNO2 + AgCl

Soli kyseliny dusitej nazývame dusitany. Zapisujeme ich v tvare MINO2. Sú vo vode dobre rozpustné.

Dusíkaté hnojivá

Medzi dusíkaté hnojivá patrí napríklad dusičnan amónny NH4NO3, dusíkaté vápno CaCN2, síran amónny (NH4)2 SO4, močovina a podobne.

Fosfor

Elektrónová konfigurácia: [Ne]3s2 3p3

Výskyt

Fosfor sa v prírode vyskytuje viazaný v zlúčeninách. Napríklad v mineráli zvanom apatit – Ca3F(PO4)3alebo vo forme fosfátov. Je to dôležitý biogénny prvok – v podobe fosforečnanu vápenatého je zložkou kostí a zubov. Je súčasťou nukleových kyselín, ATP, NAD, NADH, fosfolipidov a podobne.

Vlastnosti a reakcie fosforu

Svojimi fyzikálnymi vlastnosťami sa podobá na kovy.Netvorí vodíkové väzby. S kovmi i s nekovmi tvorí väčšinou kovalentné väzby.

Poznáme tri alotropické modifikácie fosforu: 

  1. Biely fosfor P4- je najreaktívnejšou modifikáciou fosforu, na vzduchu je nestály – samozápalný – z toho dôvodu sa uchováva pod vodou. Prudko jedovatý. Je mäkký ako vosk, nerozpúšťa sa vo vode, dá sa krájať a je veľmi reaktívny.
  2. Červený fosfor– obsahuje reťazce Pn. Je menej reaktívny ako biely, vo vode sa nerozpúšťa, nie je jedovatý.
  3. Čierny fosfor– vrstevnatá štruktúra. Je to tmavosivá kryštalická látka s kovovým leskom, vedie elektrický prúd, najstabilnejší zo všetkých modifikácií fosforu a je najmenej reaktívny. 

Použitie fosforu

Na prípravu a výrobu zlúčenín akou je napríklad kyselina fosforečná, alebo rôzne fosfáty.

Je súčasťou zliatin. Výroba zápaliek – červený fosfor. Príprava bômb, ničenie hmyzu – biely fosfor.

Bezkyslíkaté zlúčeniny fosforu

Sem patrí napríklad fosfát PH3

Fosfát – pri bežných podmienkach je to bezfarebný plyn, prudko jedovatý, má nepríjemný zápach podobný cesnaku. V čistom stave je na vzduchu samozápalný. Má redukčné schopnosti.

Difosfán P2H4

Fosfidy – napríklad fosfid vápenatý Ca3P2

Kyslíkaté zlúčeniny fosforu

Oxidy – vznikajú pri horení bieleho fosforu – oxid fosforitý, oxid fosforečný.

P4 → (podmienka: O2)P4O6  (podmienka: O2) P4O10

Oxid foforitý P4O6:

Má bielu farbu a je jedovatý, ľahko sa topí, je kryštalický a podobá sa na vosk. Kyslý, s vodou vytvára roztok kyseliny fosforitej, oxid fosforitý ľahko oxiduje.

Oxid fosforečný P4O10 – pevný, biely, snehu podobný. Pri 358,9 °C sublimuje. Je silne hygroskopický – používa sa na vysušovanie látok (má dehydratačné vlastnosti). Po osvetlení svetielkuje zelenkastou farbou.

Kyseliny 

Kyselina fosforitá H3PO3 – je to kryštalická látka bez farby, ktorá sa vo vode veľmi dobre rozpúšťa. Je známa svojimi hygroskopickými účinkami a používame ju ako redukčné činidlo.

Kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4 – stredne silná kyselina. Vzniká z oxidu fosforečného v styku s nadbytkom vody: P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4

Nemá oxidačné vlastnosti. Je tuhá, číra a kryštalická. Väčšinu kovov nerozpúšťa, lebo pri reakcii sa na ich povrchu vytvára vrstvička nerozpustných fosforečnanov. Použitie – farmácia (pri pridaní do roztoku peroxidu vodíka spomaľuje jeho rozklad), pri výrobe liečiv, hnojív, pracích prostriedkov atď.

Soli kyseliny fosforečnej

Dihydrogenfosforečnany – MIH2PO4 – rozpustné vo vode

Hydrogenfosforečnany –M2IHPO4

Fosforečnany – M3IPO4

Hydrogenfosforečnany a fosforečnany sú vo vode rozpustné len ako soli alkalických kovov.

Fosforečnany sa používajú na zmäkčovanie vody v pracích práškoch. Ich produkovanie na tento účel sa však postupne začína obmedzovať, pretože pôsobia negatívne na životné prostredie.

Fosforečné hnojivá

Najdôležitejšie fosforečné hnojivo je superfosfát. Superfosfát je zmes dihydrogenfosforečnanu vápenatého a síranu vápenatého.

Používa sa aj dihydrogenfosforečnan draselný KH2PO4. Podstatou výroby fosforečných hnojív je premena nerozpustných fosforečnanov na rozpustné dihydrogenfosforečnany pôsobením silných kyselín. Východiskové suroviny pri tomto postupe sú napríklad apatit alebo fosforit.

Ca2(PO4)2 + 2 H2SO4 → Ca(H2PO4) + 2 CaSO4

 Všeobecná charakteristika p4 prvkov

Chalkogény sú prvky VI.A skupiny v periodickej sústave prvkov. Chalkogény – názov je odvodený z gréčtiny a znamená rudotvoré. Všeobecná elektrónová konfigurácia valenčnej sféry je ns2 np4

Čo sa týka skupenstva chalkogénov, kyslík ako jediný je za normálnych podmienok plyn, ostatné chalkogény sú za normálnych podmienok pevné tuhé látky a svojimi vlastnosťami sa podobajú. So zvyšujúcim sa protónovým číslom rastie aj kovový charakter prvkov v VI.A skupine.

Chemické vlastnosti

Chalkogény majú na valenčnej vrstve 6 elektrónov, z toho vyplýva, že do oktetu im chýbajú dva elektróny. Chýbajúce elektróny získavajú vytvorením iónovej väzby alebo kovalentnej väzby. V kovalentnej zlúčenine sú viazané dvoma jednoduchými alebo jednou dvojitou väzbou. Ak do väzby použijú aj d orbitály (kyslík d orbitály nemá, má len 4 valenčné orbitály, preto je v zlúčeninách maximálne štvorväzbový), väzbovosť sa môže zvýšiť až na šesť, ako napríklad v prípade síry. Teda oxidačné čísla sa pohybujú od –II po VI.

S rastúcim protónovým číslom stúpa kovový charakter chalkogénov – kyslík a síra patria medzi nekovy, selén a telúr patria medzi polokovy a polónium je kov. Pri normálnych podmienkach sú chalkogény pomerne stále, pri zvyšujúcej sa teplote reagujú s väčšinou prvkov. Po zapálení zhoria na oxidy YO2. S väčšinou kovov po zahriatí reagujú za vzniku sulfidov, selenidov, teluridov. Polónium je rádioaktívny prvok.

Síra

Výskyt v prírode

V elementárnej forme (napríklad v sopečných kráteroch na Sicílii). Vo forme zlúčenín – sírany a sulfidy. Síra sa nachádza viazaná aj v bielkovinách, je biogénny prvok.

SULFIDY

Pyrit

FeS2

Sfalerit

ZnS

Galenit

PbS

SÍRANY

Glauberova soľ

Na2SO4 . 10 H2O

Sadrovec

CaSO4 . 2H2O

Baryt

BaSO4

Vlastnosti síry

Pevná látka, krehký nekov. Žlté sfarbenie. Zle vedie elektrický prúd. Zlý tepelný vodič. Dobrá rozpustnosť v nepolárnych rozpúšťadlách. Nerozpustná vo vode, rozpustná v sírouhlíku CS2.

Stredne reaktívna látka, ktorá sa zlučuje s takmer všetkými prvkami. S kovmi reaguje silne exotermicky. Ľahko sa zlučuje s meďou alebo striebrom.

Štruktúra síry

Základnou stavebnou jednotkou kryštálových štruktúry síry sú cyklické molekuly S8 pri normálnej teplote. Kryštalizujú v kosoštvorcovej sústave. Pri teplote 95,5 °C sa kosoštvorcová síra mení na jednoklonnú. Ďalším zahrievaním tmavne a hustne.

Výroba, príprava síry

Získavanie síry: ťažbou, pražením sulfidov, z technických plynov, v ktorých sa nachádza vo forme H2S.

Príklady výskytu síry: pyrit FeS2, galenit PbS, chalkopyrit CuFeS2, sfalerit ZnS a rumelka HgS, ropa (obsahuje 3% síry) a sírany, napríklad: sadrovec CaSO4.2H2O, baryt BaSO4 a podobne.

Chalkopyrit

Použitie síry:
výroba kyseliny sírovej H2SO4
výroba sírouhlíka CS2
výroba zápaliek a strelného prachu
výroba sulfidov a siričitanov
výroba pesticídov
ako vulkanizačná prísada v gumárenskom priemysle
výroba niektorých farbív
elementárna síra sa používa na výrobu kaučuku
takzvaná čistá síra sa používa v lekárstve 

Síra reaguje s oxidujúcimi kyselinami:

4 HNO3 + 3S → 3 SO2 + 4 NO + 2 H2O

Síra prejavuje oxidačné aj redukčné vlastnosti: Síra ako oxidovadlo: S + Hg → HgIIS-II
Síra ako redukovadlo: S + 3F2 → SVIF-I6

Významné zlúčeniny síry

Sulfán H2S – niekedy sa nazýval aj sírovodík

Bezfarebná plynná látka, ktorá pôsobí toxicky a dráždi dýchacie cesty a sliznice (oči). Má charakteristický nepríjemný zápach, ktorý pripomína pokazené vajíčko. molekuly sulfánu sa navzájom neviažu vodíkovými väzbami. má redukčné vlastnosti (oxiduje sa na síru)

Ľahko sa oxiduje, napríklad:

halogénmi: Cl2 + H2S → 2 HCl + S

peroxidom vodíka : H2O2 + H2S → 2H2O + S

Oxiduje sa aj kyslíkom a rôznymi ďalšími oxidovadlami. Väzby H-S sú slabo polárne, dipólový moment molekuly sulfánu je pomerne nízky. Vo vode je málo rozpustný – vzniká sulfánová voda. Kyselina sulfánová vytvára dva druhy solí, a to:

  1. Sulfidy M2S
  2. Hydrogensulfidy MHS

Príprava sulfánu (priame zlučovanie vodíka so sírou)

Reakcia prípravy sulfánu: H2 (g) + S (g) ↔ H2S (g)

Sulfidy

Síra má oxidačné číslo –II. Sú zlúčeniny síry a prvku, ktorý ma menšiu elektronegativitu ako síra. Majú charakteristické sfarbenie. Pri pražení sa sulfidy väčšinou menia na oxidy príslušného kovu alebo na kov (významné pri získavaní kovov):

2 ZnS + 3O2 → 2 ZnO + 2SO2

Ag2S + O2 → 2 Ag + SO2

Sulfidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín majú iónový charakter – dobre sa rozpúšťajú vo vode. Sulfidy ostatných prvkov majú kovalentný charakter a vo vode sú nerozpustné. Sulfidy kovov, ktoré sú málo rozpustné vo vode, získavame pôsobením sulfánu alebo sulfidu amónneho na roztoky rozpustných solí rôznych kovov:
Pb(NO3)2 + H2S → PbS + 2HNO3

PbS - je čierna zrazenina

Kyslíkaté zlúčeniny

Oxid siričitý SO2

Bezfarebná plynná látka. Jedovatý štipľavý plyn. Dobre rozpustný vo vode. Ľahko skvapalniteľný. Molekula SO2 je polárna a má zalomený tvar.

Má redukčné aj oxidačné vlastnosti.

redukcia: SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O

oxidácia: 2 SO2 + O2 → 2 SO3

Vznik: S (s)+ O2(g) → SO2 (g) (spaľovanie síry)

Výroba: 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 ( praženie sulfidov)

Príprava: Na2SO3 + H2SO4 →Na2SO4 + SO2 + H2O (reakcia rozkladu roztoku siričitanu s kyselinami)

Cu + H2SO4 (koncentrovaná) → CuO + H2O + SO2 (redukcia koncentrovanej kyseliny sírovej zahrievaním s niektorými kovmi alebo nekovmi)

Kyselina siričitá H2SO3

Je to vodný roztok SO2. Slabá kyselina. Má redukčné vlastnosti. Jej soli (siričitany M2SO3 a hydrogensiričitany MHSO3) majú redukčné vlastnosti tak ako kyselina siričitá

Oxid sírový SO3

Pevná látka v podobe (SO3)3 Plynná látka v podobe SO3 . Má hygroskopické vlastnosti. Je oxidačným činidlom.

Výroba: 2 SO2 + O2 → 2 SO3 (katalytická oxidácia, katalyzátor je V2O5)

Príprava: Fe2 (SO4)3 → Fe2O3 + 3SO3 (termický rozklad síranu železitého)

SO3 + H2O → H2SO4 (reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírovej, chemická reakcia je veľmi prudká a niekedy môže mať až explozívny charakter)

Kyselina sírová H2SO

Silná kyselina. Bezfarebná olejovitá kvapalina. Silná žieravina spôsobujúca ťažko hojace sa popáleniny. Z vodou miešateľná v každom pomere, pričom dochádza k uvoľňovaniu tepelnej energie. Koncentrovaná kyselina sírová (98,3%) je silné oxidačné činidlo, ktoré má korozívne a dehydratačné účinky. Pri styku s organickými látkami tieto organické látky uhoľnatejú.

Chemické reakcie:

Cu + H2SO4 → CuO + SO2 + H2O (koncentrovaná kyselina sírová reaguje takmer so všetkými kovmi okrem zlata, platiny a olova, reakcia s meďou prebieha pri zahriatí)

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2 (zriedená kyselina – v roztoku - stráca svoje oxidačné schopnosti, reaguje len s menej ušľachtilými kovmi ako je napríklad aj železo)

Od kyseliny sírovej odvodzujeme dva typy solí:

  1. Sírany (rozpustné vo vode) M2SO4
  2. Hydrogensírany (vo vode rozpustné) MHSO4

Použitie kyseliny sírovej:

Výroba priemyselných hnojív. Plnenie akumulátorov. Výroba liečiv, plastov. Výroba farbív a výbušnín. Na rafináciu minerálnych olejov.

Selén, telúr

Selén a telúr sa v prírode vyskytujú pomerne vzácne, sprevádzajú síru v nepatrných množstvách, polónium sa vyskytuje v uránových rudách - je to veľmi vzácny kov.

Selén je polovodič a používa sa na výrobu fotočlánkov.

Telúr sa používa ako surovina pri výrobe zliatin.

Všeobecná charakteristika p6 prvkov

Halogény nazývame aj prvky p5. Patria sem:
fluór F,

chlór Cl,

bróm Br,

jód I,

astát At.

Elektrónová konfigurácia 

Halogény majú na valenčnej sfére 7 valenčných elektrónov. Elektrónová konfigurácia valenčnej sféry je ns2 np5.

Spôsob väzby 
Snažia sa dosiahnuť stabilnú elektrónovú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu ak tomu môže dôjsť vznikom jednomocných halogenidových aniónov X- alebo vytvorením jednej kovalentnej väzby. Vtedy halogén prijme jeden elektrón a vystupuje s oxidačným číslom -I.

Vlastnosti 
F - svetlozelený plyn

Cl - žltozelený plyn

Br - červenohnedá kvapalina

I - tmavosivá tuhá látka

Všetky halogény sú jedovaté, tvoria dvojatómové molekuly. V prírode sa nachádzajú vo forme zlúčenín. Najvyššiu elektronegativitu má fluór F a smerom k astátu At elektronegativita prvkov VII. A skupiny klesá.

Keďže F má najvyššiu elektronegativitu, má aj najvyššiu tendenciu vystupovať v podobe aniónu. Preto majú fluoridy často iónový charakter, kým ostatné halogenidy majú kovalentné väzby. Teda pre halogenidy je charakteristická silne polárna kovalentná väzba. Nepolárnu kovalentnú väzbu tvoria v dvojatómových molekulách F2, Cl2, Br2.

Atómy halogénov môžu vytvárať vodíkové väzby. Napríklad: HF – fluorovodík

Halogény sú veľmi reaktívne prvky. Zlučujú sa s väčšinou kovov aj nekovov a tvoria s nimi halogenidy. S vodíkom vytvárajú halogénvodíky.

Zlúčeniny 
Halogénvodíky 
Halogénvodíky sú zlúčeniny halogénov a vodíka (HF, HCl, HBr, HI).

Sú to bezfarebné ostro zapáchajúce plyny, ktoré sa dajú ľahko skvapalniť. V štruktúre majú halogénvodíky jednu kovalentnú väzbu, ktorej polarita klesá smerom od fluorovodíku k jodovodíku. Majú vysoké teploty varu, čo je spôsobené polaritou ich molekúl. Vysoký bod varu pri fluorovodíku je spôsobený prítomnosťou vodíkových mostíkov. Halogénvodíky sa pripravujú priamou syntézou z prvkov alebo pôsobením kyselín na halogenidy.

Napríklad:

CaF2+ H2SO4 → CaSO4 + 2HF

Halogénvodíky sú veľmi dobre rozpustné vo vode. Vodné roztoky halogénvodíkov nazývame kyseliny halogénvodíkové. Všetky sú silné kyseliny okrem HF - slabá kyselina. V zriedenom vodnom roztoku ľahko disociujú.

HF - fluorovodík. Má leptavé účinky (leptá sklo).Vodný roztok HF je kyselina fluorovodíková a správa sa ako veľmi slabá kyselina.

Príprava: H2 + F2 → 2HF

HCl - chlorovodík. Vodný roztok HCl je kyselina chlorovodíková. Kyselina chlorovodíková je veľmi dôležitá surovina v chemickom priemysle. Je zložkou žalúdočnej šťavy a v procese trávenia zohráva nezastupiteľnú úlohu.

Príprava : H2 + Cl2 → 2HCl

HBr - bromovodík. Vodný roztok je kyselina bromovodíková.

HI - jodovodík. Vodný roztok je kyselina jodovodíková.

HBr a HI sa pripravujú hydrolýzou príslušných halogenidov fosforu.

Napríklad : PBr3 + 3H2O → H3PO3 +3HBr

Halogenidy 
Halogenidy sú zlúčeniny daného prvku, ktorý má menšiu elektronegativitu s halogénom.

Podľa štruktúry a charakteru väzieb rozlišujeme

  1. iónové halogenidy- halogén (väčšinou chlór a fluór) sa viaže s kovom. Daný kov má menšiu elektronegativitu a medzi kovom a halogénom sa vytvára iónová väzba.

Napríklad : NaCl - chlorid sodný, KCl - chlorid draselný

  1. atómové halogenidy- v ich štruktúre je kovalentná väzba, tvoria ich halogény s kovmi so strednej časti PSP. Napríklad: CuCl2 - chlorid meďnatý
  2. molekulové halogenidy- tvoia ich halogény vo väzbe hlavne s nekovmi, polokovmi a niektorými kovmi. Napríklad: TiCl4 - chlorid titaničitý

Halogenidy sú dobre rozpustné vo vode a pripravujú sa priamou syntézou prvkov alebo reakciou kovu (jeho hydroxidu, oxidu alebo uhličitanu) s kyselinou halogénvodíkovou.

Napríklad: Pb + 2Cl2 → PbCl4 - chlorid olovičitý

NaOH + HCl → NaCl +H2O

Cu + HCl → CuCl + H2

Oxidy 
Sú to veľmi nestále zlúčeniny a pri bežných teplotách sa rozkladajú. Najstálejší je I2O5.

Kyslíkaté kyseliny halogénov 

Majú rôzny stupeň oxidačných účinkov, ktoré závisia od oxidačného čísel príslušného halogénu v oxokyseline.Napríklad ak si zoberieme nasledovné kyseliny:

HClO HClO2 HClO3 HClO4

Sila kyseliny rastie v smere od HClO po HClO4 a oxidačné účinky rastú v smere HClO4 ku HClO.

HClO - kyselina chlórna. Jej soli nazývame chlórnany ClO-

Je to veľmi nestála kyselina. Zahrievaním sa rozkladá na kyslík, chlór a kyselinu chlorečnú. Je to veľmi silné oxidačné činidlo.

Príprava: Cl2 + H2 O → HClO + HCl

Chlórnany vznikajú reakciou chlóru vo vodnom roztoku s hydroxidom

Cl2 + 2OH- →ClO- + Cl- + H2 O

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O

NaCl + NaClO tvoria bieliaci lúh - používa sa na bielenie vlákien

2Cl + 2 Ca(OH)2 → CaCl2 + Ca(CIO)2 + H2O

CaCl2 + Ca(CIO)2 - chlórové vápno, ktoré sa používa ako dezinfekčný prostriedok.

HClO2 - kyselina chloritá. Jej soli voláme chloritany ClO2-

HClO3 - kyselina chlorečná. Jej soli nazývame chlorečnany ClO3-

Je to silné oxidovadlo.

Príprava: Ba(ClO3)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO3

Chlorečnany vznikajú pri vysokých teplotách pri zlučovaní chlóru s hydroxidom alkalického kovu: 3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + H2O.

Chlorečnan draselný sa používa na výrobu zápaliek a výbušnín. Chlorečnany majú oxidačné účinky, ale slabšie ako chloritany a chlórnany. S horľavými látkami ako síra alebo uhlík tvoria prudko výbušné zmesi.

HClO4 - kyselina chloristá. Má najsilnejšie oxidačné vlastnosti a mieša sa s vodou v každom pomere. Tvorí soli - chloristany ClO4-. Príprava : KclO4 + H2SO4 → KHSO4 + HClO4

Chloristany sú vo vode dobre rozpustné.

Výskyt a príprava halogénov 
V prírode sa nevyskytujú voľne, ale len v zlúčeninách, F a Cl sú súčasťou miner

Dodatočný učebný materiál si môžeš pozrieť v dokumente PDF kliknutím na nasledujúci odkaz:
Oboduj prácu: 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1


Odporúčame

Prírodné vedy » Chémia

:: KATEGÓRIE – Referáty, ťaháky, maturita:

Vygenerované za 0.019 s.
Zavrieť reklamu