VODÍK H. - volný: ve Vesmíru, v malém množství v sopečných plynech - vázaný: voda, kyseliny, hydroxidy, organické látky

Transkript

1 VODÍK H Charakteristika - prvek 1. sloupce PSP - elektronová konfigurace H 1s 1 - odevzdáním 1 e - oxidační číslo +I (kyseliny, hydroxidy) - přijetím 1 e - oxidační číslo I hydridy (Na +I H -I ) - tvoří molekuly H 2 - atomy poutány jednoduchou kovalentní vazbou - bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, hořlavý - lehčí než vzduch, ve směsi se vzduchem výbušný - má redukční účinky vůči nekovům X oxidační účinky vůči kovům - tvoří 3 izotopy - protium 1 H (nemá neutron) - deuterium 2 H (1 neutron) - tritium 3 H (2 neutrony) radioaktivní Výskyt - volný: ve Vesmíru, v malém množství v sopečných plynech - vázaný: voda, kyseliny, hydroxidy, organické látky Příprava - v Kippově přístroji reakcí zinku se zředěnou HCl Zn + 2 HCl H 2 + ZnCl 2 Důkaz - tzv. štěknutí vodíku - zkumavka s najímaným vodíkem se vloží k plameni, nejprve se ozve malé třesknutí, poté vodík shoří bezbarvým plamenem a zkumavka se orosí Výroba - tepelný rozklad metanu - reakce vodní páry se žhavým koksem - elektrolýza vodného roztoku NaCl (vylučuje se na katodě) Uskladnění - tlakové láhve označené červeným pruhem - vmezeřením do struktury kovu s velkými atomy (palladium) Reakce - vodíku s kyslíkem - je reakce exotermická, vzniká voda 2 H 2 + O 2 2 H 2 O - vodíku s dusíkem - je reakce endotermická, vzniká amoniak 3 H 2 + N 2 2 NH 3 - výroba amoniaku - sváření a řezání kovů - jako palivo automobilů na vodíkový pohon - v potravinářství ke ztužování tuků (nasycení násobných vazeb v nenasycených VMK)

2 KYSLÍK O Charakteristika - značka O, 16. sloupec PSP (6 valenčních elektronů) - elektronová konfigurace O 1s 2 2s 2 2p 4 (2 nespárované elektrony) ox. číslo II - tvoří molekuly O 2 - atomy poutány dvojnou kovalentní vazbou - bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, těžší než vzduch - podporuje hoření (= oxidace za vývoje tepla a světla) - má oxidační účinky - tvoří molekuly O 3 = ozón - namodralý plyn, reaktivnější než kyslík - ve vyšší koncentraci toxický (součást letního smogu) - vzniká elektrickým výbojem (blesk při bouřce) v atmosféře - ve výšce 25 km nad zemským povrchem vytváří souvislou vrstvu = ozonosféru (záchyt UV záření), při narušení freony ozonová díra (poruchy zraku, rakovina kůže, solární alergie) Výskyt - forma jednoho z 3 izotopů 16 O, 17 O, 18 O ( 16 O z 99%, pouze ten není radioaktivní) - volný - ve formě O 2 ve vzduchu (21 obj. %) - ve formě O 3 v ozonosféře - vázaný: voda, kyseliny, oxidy, CTB Příprava 1. rozkladem peroxidu vodíku účinkem burelu (oxidu manganičitého MnO 2 ) MnO2 2 H 2 O 2 O H 2 O Pozn.: nejprve vzniká atomární kyslík ( ve stavu zrodu ) silné antibakteriální a bělící účinky 2. termický rozklad chlorečnanu draselného 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 Důkaz - vložení doutnající špejle do zkumavky s kyslíkem podporuje hoření, doutnající špejle vzplane Výroba - frakční destilace zkapalněného vzduchu (ochlazení vzduchu pod C, poté zahřátí směsi na teplotu varu kyslíku) Uskladnění - tlakové láhve označené modrým pruhem

3 - plnění dýchacích přístrojů (lékařství, sport, letci, hasiči) - lékařství (hyperbarická komora, kyslíkové stany) - řezání a sváření kovů, hutnictví (výroba železa a oceli - kapalný jako palivo raket - k čištění odpadních vod (ozonizace) Sloučeniny vodíku a kyslíku A) VODA H 2 O - za běžných podmínek bezbarvá kapalina bez chuti a zápachu - její molekuly jsou lomené, vazby svírají úhel 105 ( viz.: hybridizace) - vazba H O silně polární - voda je polární rozpouštědlo - mezi jednotlivými molekulami působí vodíkové vazby, proto má voda vysokou teplotu tání (0 C) a varu (100 C) - 3 skupenství - plynné (pára) samostatné molekuly H 2 O - kapalné molekuly H 2 O spojeny vodíkovými můstky (viz.: mezimolekul. síly) - pevné (led) oproti kapalné vodě nárůst objemu o 10% led má menší hustotu, proto plave na vodě - krystalická struktura (1 molekula H 2 O spojena se 4 dalšími vznikne pravidelný tetraedr) Rozdělení vody dle množství minerálních látek 1. destilovaná voda (žádné minerální látky) - používá se ve farmacii, kosmetice, průmyslu, chemických laboratořích, chladiče aut 2. sladká voda měkká voda (málo rozpuštěných minerálů) - voda dešťová, říční, rybniční tvrdá voda (více rozpuštěných minerálů) Pozn.: tvrdost vody - způsobená přítomností kationtů Ca 2+ a Mg 2+ ❶ přechodná tvrdost - způsobená Ca(HCO 3 ) 2 a Mg(HCO 3 ) 2 - lze snadno odstranit varem vzniká v H 2 O nerozpustný vodní kámen Ca(HCO 3 ) 2 CaCO 3 + CO 2 + H 2 O ❷ trvalá tvrdost - způsobená CaSO 4 a MgSO 4 - varem nelze odstranit, jen chemicky (výměna Ca 2+,Mg 2+ za ionty Na +, K + )

4 3. minerální voda - obsahuje - minerály vyluhované z geologického podloží - rozpuštěný CO 2 - léčebné účinky (lázeňství, farmacie, kosmetika, dermatologie) 4. slaná voda - velké množství rozpuštěných solí, zejména NaCl, KCl, NaBr, KI. Rozdělení vody dle čistoty 1. pitná voda - musí splňovat hygienickou normu (vyhláška Ministerstva zemědělství) - optimálně tvrdá, rozpuštěné ionty solí jen do povolené normy (riziko dusičnany a dusitany) - nesmí obsahovat - toxiny, jedy - mikroorganizmy (riziko E. coli, enterokoky, lamblie ) 2. užitková voda - dle obsahu cizích látek různé použití (koupání, praní, technické účely ) 3. odpadní voda - rozdělení na - průmyslovou (splaškovou) továrny, elektrárny, chemičky - komunální z domácností - před návratem do vodního toku nutné čištění v čističce odpadních vod (návrat v takové podobě, v jaké byla odebrána) B) PEROXID VODÍKU H 2 O 2 - bezbarvá olejovitá kapalina, v bezvodém stavu výbušná - obsahuje dva atomy kyslíku O O, každý z nich má oxidační číslo I - vazba H O je polární peroxid vodíku je polární rozpouštědlo - neomezeně se mísí s vodou, chová se jako slabá kyselina - má oxidační účinky i redukční účinky - rozkládá se účinkem světla či krve na atomární kyslík (dezinfekční a bělící účinky) a vodu H 2 O 2 O + H 2 O - jako 3% vodný roztok dezinfekce v lékařství - v kadeřnictví a kosmetice součást barev na vlasy a řasy, odbarvovač, na bělení zubů - bělící látka - ve formě peroxosolí v pracích prášcích (jejich rozkladem vzniká opět atomární kyslík s bělícími účinky)

5 HALOGENY Charakteristika - mají 7 valenčních elektronů: ns 2 np 5 - konfiguraci vzácného plynu nabývají: - vytvořením 1 nepolární kovalentní vazby (X 2 ) - přijetím 1 e - za vzniku aniontu X -I (NaCl) - odtržením 1 7 e - za vzniku ox. č. +I +VII (pouze fluor kladná ox. č. netvoří) - s rostoucím Z roste T v, T T, hustota - velmi reaktivní, reaktivita klesá s rostoucím Z Cl NaF neprobíhá Cl NaBr 2 NaCl + Br 2 Cl NaI 2 NaCl + I 2 FLUOR F Výskyt - vázaný v minerálech: kazivec (fluorit) = CaF 2 kryolit = Na 3 AlF 6 - biogenní prvek (vázaný v kostech a zubní sklovině) - molekula F 2 : nažloutlý dráždivý plyn, leptavé účinky - slučuje se s většinou prvků (s výjimkou mědi a niklu pokrývají se vrstvičkou jejich fluoridu) - reaguje s vodou dle rovnice F H 2 O 4 HF + O 2 Výroba - elektrolýzou směsi KF a HF (fluor se vylučuje na anodě) - výroba SF 6 (dielektrikum) - výroba freonů - výroba uranu a separace jeho izotopů - výroba teflonu CHLOR Cl Výskyt - vázaný v minerálech: sůl kamenná (halit) = NaCl sylvín = KCl - v mořské vodě - biogenní prvek (krevní plazma Na + Cl -, žaludeční šťávy - HCl) - molekula Cl 2 : žlutozelený dráždivý plyn - leptavé účinky reaguje s vodou dle rovnice Cl 2 + H 2 O HCl + HClO - přímo se slučuje s většinou prvků (s výjimkou kyslíku, dusíku a uhlíku)

6 Příprava - rozkladem kys. chlorovodíkové a) burelem HCl + MnO 2 Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O b) manganistanem draselným 16 HCl + 2 KMnO 4 5Cl 2 + 2MnCl KCl + 8H 2 O Výroba - elektrolýzou nasyceného roztoku vodného NaCl (solanky) - při reakci vzniká na anodě Cl 2 (další produkty jsou H 2 a NaOH) - výroba PVC a jiných plastů - výroba dezinfekčních prostředků - úprava pitné vody - oxidační činidlo BROM Br Výskyt - v mořské vodě, řasy ruduchy - molekula Br 2 : červenohnědá kapalina, leptavé účinky na kůži i sliznice Příprava - redukcí z bromidu draselného chlorem Cl KBr Br KCl - výroba léčiv (sedativa) - výroba fotografického materiálu JÓD I Výskyt - v mořské vodě, chaluhy, složka chilského ledku (NaNO 3. NaIO 3 ) - biogenní prvek v hormonech štítné žlázy (tyroxin T4, trijodtyronin T3) - molekula I 2 : fialová krystalická látka - snadno sublimuje - ve vodě nerozpustný - rozpustný v: a) lihu (5% lihový roztok = jodová tinktura žlutohnědé zbarvení) b) v jodidu draselném I 2 + KI KI 3 (vzniká tzv. Lugolův roztok) Příprava - redukcí z jodidu draselného chlorem Cl KI I KCl - výroba léčiv a dezinfekčních roztoků na kůži i povrchy (Ajatin, Betadine) - důkaz škrobu (fialový roztok)

7 Sloučeniny halogenů A) HALOGENVODÍKY HX - bezbarvé ostře zapáchající plyny - poměrně vysoké teploty varu (nejvyšší fluor díky vodíkovým můstkům cca 20 C) - lze je získat přímou syntézou z prvků H 2 + X 2 2 HX - velmi dobře rozpustné ve vodě vznikají halogenvodíkové kyseliny (s rostoucím Z roste jejich síla) a) HF (40% vodný roztok) - středně silná kyselina - jedovatá, poleptáním vznikají bílé skvrny (reaguje s vápenatými ionty v plazmě za vzniku CaF vlivem úbytku Ca 2+ se zvýší koncentrace K + zvýšená nervová dráždivost bolest) - leptá sklo (uschování v plastových lahvích) SiO HF H 2 SiF H 2 O b) HCl (36% vodný roztok) = kyselina solná (kvůli zisku reakcí NaCl s kys. sírovou) - silná kyselina - žaludeční šťávy fce: 1. ničí bakterie 2. usnadňuje rozklad tráveniny 3. aktivuje pepsinogen na pepsin c) HBr (48% vodný roztok) + HI (57% vodný roztok) - silné kyseliny - podléhají oxidaci vzdušným kyslíkem jejich roztoky tmavnou B) HALOGENIDY - sloučeniny halogenu s elektropozitivním prvkem - nejvýznamnější: a) NaCl - výchozí látka pro výrobu různých látek - potravinářství dochucovadlo (v ČR vysoká spotřeba KV choroby, hypertenze, obezita), konzervační prostředek - lékařství a farmacie její 0,9% roztok = fyziologický roztok (izotonický pro buňky nedochází k osmóze) b) KCl - draselné hnojivo - léčba hypokalcémie

8 C) KYSLÍKATÉ SLOUČENINY a) difluorid kyslíku OF 2 - jedovatý plyn, nestabilní, explozivní reakce b) kyslíkaté kyseliny (fluor je netvoří) kyselina chlorná HClO - samovolný rozklad za vzniku atomárního kyslíku (bakteriocidní, dezinfekce vody, bělení textilií) kyselina chlorečná HClO 3 kyselina chloristá HClO 4 - její sůl chlornan sodný se používá na výrobu dezinfekčních prostředků (Savo) a chlorového vápna - její sole chlorečnany: KClO 3 výroba třaskavin (Bengálské ohně) NaClO 3 výroba herbicidů (Travex) - nejsilnější kyslíkatá kyselina ze všech SÍRA Charakteristika - prvek 16. skupiny PSP patří mezi tzv. chalkogeny - el. konfigurace: 16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 obsahuje 6 valenčních e - stabilní konfigurace nabývá : a) přijetím 2 e - S -II (sulfidy) b) odevzdáním 4 nebo 6 e - S IV nebo S VI Výskyt - volná - vyvřelá (sopečný původ) nebo usazená - organického původu (vznikla činností sirných bakterií) - vázaná ve sloučeninách a) v uhlí (hnědé uhlí obsahuje až 9% síry) b) minerály: galenit (PbS), sfalerit (ZnS), sádrovec(caso 4.2H 2 O) - biogenní prvek (součást proteinů konkrétně AMK: cystein, methionin) - různé modifikace: a) pevná - kosočtverečná či jednoklonná obě složené z molekul S 8, ale krystalizují v jiné soustavě b) kapalná síra vzniká zahříváním pevné síry tvořená dlouhými řetězci S n - jejím prudkým ochlazením vznikne plastická síra (postupně opět krystalizuje na kosočtverečnou)

9 c) plynná síra vzniká zahříváním kapalné síry tvořená molekulami S 2 (hnědé páry) - jejím prudkým ochlazením vzniká práškový sirný květ Výroba 1. přímo při těžbě Frashovou metodou (do důlního ložiska se zavede vodní pára, která síru zkapalní a ta je pak vyhnána suchými horkými parami vzduchu) 2. oxidací sulfanu izolovaného ze zemního plynu dle rovnice 2 H 2 S + O 2 S H 2 O - výroba kyseliny sírové - výroba střelného prachu - síření sudů a včelích úlů - výroba pesticidů a hnojiv - vulkanizace kaučuku - farmacie (sirné masti dezinfekce) Sloučeniny síry 1. SULFAN = SIROVODÍK = H 2 S - bezbarvý prudce jedovatý plyn - zápach připomíná zkažené vejce (sulfan vzniká hnitím bílkovin) - má silné redukční účinky - rozpouští se za vzniku slabé dvojsytné kyseliny sulfanové (sirovodíkové, sulfanové vody) tvoří dvě řady solí: a) sulfidy S -II (sulfidy kovů mají typické zbarvení využití v kvalitativní analýze) b) hydrogensulfidy HS -I 2. OXID SIŘIČITÝ SO 2 - bezbarvý plyn štiplavého zápachu - zisk přímou syntézou z prvků S + O 2 SO 2 - jeho reakcí s vodou vzniká kyselina siřičitá dle rovnice SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 - středně silná kyselina (zpravidla ve formě hydratovaných molekul SO 2 ) -II - tvoří soli a) siřičitany SO 3 b) hydrogensiřičitany HSO -I 3 (př. Na 2 SO 3 papírenství, textilnictví) 3. OXID SÍROVÝ SO 3 - plynný je monomerní, pevný tvoří trimery - vzniká za použití katalyzátoru reakcí SO 2 + O 2 SO 3 - jeho reakcí s vodou vzniká kyselina sírová dle rovnice SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 (vznikne její aerosol)

10 - bezbarvá olejovitá kapalina - vyrábí se zaváděním SO 3 do konc. H 2 SO 4 vzniká tzv. oleum, které se posléze ředí - je silně hygroskopická = odnímá molekuly vody - silná kyselina s oxidačními účinky -II - tvoří soli a) sírany SO 4 -I b) hydrogensírany HSO 4 - použití: 1. výchozí látka pro chemické výroby 2. výroba hnojiv, barev, výbušnin DUSÍK Charakteristika - prvek 15. skupiny - el. konfigurace: 7N 1s 2 2s 2 2p 3 má 5 valenčních elektronů obsahuje 3 nespárované valenční elektrony + 1 volný el. pár přijímá 3 e - N -III poskytne do vazby 1 e - až 5 e - N +I N +V díky volnému el. páru může tvořit koordinačně kovalentní vazbu Výskyt - volný v atmosféře (78 obj.%) v podobě N 2 - vázaný ve sloučeninách - chilský ledek NaNO 3 - draselný ledek KNO 3 - biogenní prvek - součást proteinů a nukleových kyselin - tvoří molekuly N 2 atomy dusíku jsou spojeny trojnou vazbou, jejíž energie je vysoká N 2 je velmi stabilní a málo reaktivní (inertní plyn) molekula N 2 je štěpena až za vysoké teploty a tlaku nebo elektrickým výbojem za vzniku reaktivního atomárního dusíku (ten se slučuje s velkým množstvím prvků) - bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, brání hoření, zkapalní při -196 C Příprava - termický rozklad dusitanu amonného dle rovnice NH 4 NO 2 N H 2 O Důkaz - dusík brání hoření po vložení hořící špejle do zkumavky s dusíkem plamen zhasne

11 Výroba - frakční destilací zkapalněného vzduchu Uskladnění - tlakové láhve označené zeleným pruhem - inertní a ochranná atmosféra při chemických reakcích, metalurgických výrobách, přečerpávání těkavých látek - výroba amoniaku a kyseliny dusičné - výroba dusíkatých hnojiv - lékařství: zmražení biologického materiálu, odstranění bradavic Sloučeniny dusíku 1. AMONIAK NH 3 (čpavek) - bezbarvý jedovatý štiplavě zapáchající plyn - obsahuje vodíkové vazby (rozdíl elektronegativit N a H) relativně vysoká teplota tání a varu - dobře se rozpouští ve vodě za vzniku tzv. čpavkové vody - reaguje jako slabá zásada dle rovnice NH 3 + H 2 O NH OH - - působí jako redukční činidlo - v přírodě vzniká rozkladem proteinů Výroba - tzv. Haber-Boschova syntéza z prvků za vysokého tlaku (20 MPa, 400 C) a katalýzy práškovým železem + Al 2 O 3 dle rovnice N H 2 2 NH 3 - výroba sody, kyseliny dusičné - kapalný jako chladící médium - výroba skupiny dusíkatých hnojiv - výroba amonných solí, které vznikají reakcí amoniaku s kyselinami chlorid amonný (salmiak) NH 4 Cl - bílá sublimující látka - použití: 1. pájení kovů 2. elektrolyt v suchých článcích 3. lékařství léčba alkalózy (zvýšené ph krve) jeho vodný roztok je slabě kyselý dusičnan amonný NH 4 NO 3 - bezbarvá krystalická látka - použití: hnojivo + výroba rajského plynu

12 uhličitan amonný (NH 4 ) 2 CO 3 - zahřívání se štěpí na NH 3, CO 2 a H 2 O - použití: kypřící prášek do perníku (tzv. amónium) 2. OXID DUSNÝ (N 2 O) = RAJSKÝ PLYN - bezbarvý, nasládlá chuť, málo rozpustný ve vodě - euforické později narkotické účinky - dříve běžně v anesteziologie, dnes v pediatrii a nově porodnictví (přípravek Entonox nahrazuje epidurální anestezii při porodu) - hnací látka ve šlehačkových bombičkách 3. KYSELINA DUSITÁ HNO 2 - nestálá, rozkládá se dle rovnice 3 HNO 2 HNO NO + H 2 O - tvoří soli dusitany - k výrobě barviv 4. KYSELINA DUSIČNÁ HNO 3 - bezbarvá kapalina neomezitelně mísitelná s vodou (68% vodný roztok) - působením světla se rozkládá na H 2 O, O 2 a NO 2 oxid dusičitý způsobí její žloutnutí - silná kyselina, která vykazuje oxidační účinky oxiduje většinu kovů s výjimkou zlata a platinových kovů (Pt, Rh, Ir) ty reagují s tzv. lučavkou královskou HNO 3 : HCl v poměru 1 : 3 Fe, Cr a Al reagují jen se zředěnou HNO 3, neboť se v koncentrované HNO 3 pasivují (pokrývají vrstvičkou oxidu, která brání další reakci) - důkaz proteinů xantoproteinová reakce (protein + HNO 3 zahřátí k bodu varu zežloutnutí) - výroba organických barviv a celulózních laků - výroba léčiv, hnojiv, výbušnin (TNT)

13 FOSFOR P Charakteristika - prvek 15. skupiny - el. konfigurace: 15P [ 10 Ne] 3s 2 3p 3 má 5 valenčních elektronů obsahuje 3 nespárované valenční elektrony + 1 volný el. pár přijímá 3 e - P -III poskytne do vazby 1 e - až 5 e - P +I P +V Výskyt - pouze vázaný ve sloučeninách - minerál fluoroapatit Ca 5 F(PO 4 ) 3 - minerál apatit = fosforit Ca 3 (PO 4 ) 2 též v kostech a zubech - biogenní prvek (proteiny, nukleové kyseliny, fosfolipidy, ATP) - 3 základní modifikace a) bílý fosfor - tvoří molekuly P 4 - voskově měkký, nerozpustný ve vodě, rozpustný v CS 2 - velmi reaktivní, na vzduchu samozápalný - prudce jedovatý - oxidací vzniká nejprve P 4 O 6, který následně přechází na P 4 O 10 doprovázeno fosforescencí (světélkováním) - výroba z apatitu redukcí koksem v přítomnosti křemene - použití: - výroba látek na hubení hlodavců - zápalné bomby b) červený fosfor - tvořen řetězci P n (polymerní struktura) - vzniká zahříváním bílého fosforu bez přístupu vzduchu v inertní atmosféře - červenohnědý prášek, nerozpouští se v žádném rozpouštědle - méně reaktivní, nejedovatý - použití: - výroba zápalek (hlavička zápalky = směs síry s KClO 3 X škrtátko = červený P, MnO 2, skelný prach) - výroba pyrotechniky c) černý fosfor - krystalický, vrstevnatá struktura - kovově lesklý, dobře vede teplo i el. proud, nejméně reaktivní - vznik z červeného fosforu zahříváním za vysokého tlaku - použití: přídavek slitin (pájka měď-fosfor)

14 Sloučeniny fosforu 1. FOSFAN PH 3 - bezbarvý, prudce jedovatý plyn česnekového zápachu - slabá zásada (slabší než NH 3 ) - čistý je samozápalný - silné redukční činidlo 2. OXID FOSFORITÝ P 2 O 3 P 4 O 6 (forma dimeru) - pevná látka, T T = 24 C - vzniká regulovaným spalováním fosforu - s vodou pomalu reaguje za vzniku kyseliny trihydrogenfosforité 3. OXID FOSFOREČNÝ P 2 O 5 P 4 O 10 (forma dimeru) - bílá krystalická látka - hygroskopický (pohlcuje molekuly vody) sušidlo - jeho reakcí s vodou vzniká kyselina trihydrogenfosforečná (!!! postupnou hydratací oxidu na vzduchu vznikají i jiné kyseliny: HPO 3, H 4 P 2 O 7 ) 4. KYSELINA TRIHYDROGENFOSFOREČNÁ H 3 PO 4 Výroba - středně silná trojsytná kyselina - krystalická látka dobře rozpustná ve vodě - nemá oxidační účinky (kovy se pasivují vrstvičkou vzniklých fosforečnanů) -I - tvoří 3 řady solí - dihydrogenfosforečnany H 2 PO 4 -II - hydrogenfosforečnany HPO 4 -III - fosforečnany PO 4 1) rozpouštěním P 4 O 10 ve vodě 2) vytěsněním fosforečnanů kyselinou sírovou - stabilizace farmaceutického peroxidu vodíku - součást odrezovacích roztoků pro odstraňování korozních produktů z povrchu železných konstrukcí, protože velmi snadno reagují s oxidem železitým Fe 2 O 3.

15 - výroba nealkoholických nápojů - stabilizátor - výroba solí - hnojiva ((NH 4 ) 2 HPO 4 a NH 4 H 2 PO 4 ) - vápenaté a sodné fosforečnany se přidávají do zubních past. - změkčování vody (sodné soli kyseliny fosforečné se uplatňují jako součást prášků na praní nebo prostředků na mytí nádobí v automatických myčkách) - v potravinářství při výrobě sýrů a nakládání šunky (Na 2 HPO 4 ) UHLÍK Charakteristika - prvek 14. skupiny PSP - el. konfigurace: 6C 1s 2 2s 2 2p 2 obsahuje 4 valenční e - v základním stavu tvoří 2 vazby častěji přechází do stavu excitovaného 4 nespárované e - 4 vazby Výskyt A) volný - 2 základní modifikace: a) grafit = tuha - struktura vrstevnatá každý atom vytváří vazbu se 3 sousedními uhlíky (všechny atomy leží v 1 rovině) vznikají vrstvy šestiúhelníků kolmo k nim jsou orientovány p Z -orbitaly se zbývajícími elektrony vzniká rozsáhlý delokalizovaný systém, v němž se e - mohou volně pohybovat - vrstvy šestiúhelníků jsou poutány slabými van der Waalsovými silami (snadné otírání) - vlastnosti - šedočerná, měkká, lesklá, snadno štípatelná - vede teplo a elektrický proud (díky volným elektronům v delokalizovaném systému) - při teplotách okolo 700 C reaguje s: kyslíkem vzniká CO 2 dusíkem vzniká dikyan (CN) 2 sírou vzniká CS 2 elektropozitivními kovy vznikají karbidy - použití - výroba elektrod - výroba žáruvzorných materiálů - mazadla, pigmenty b) diamant - struktura: - atomy uhlíku jsou spojeny do pravidelných tetraedrů, každý atom tvoří 4 kovalentní vazby (hybridizace sp 3 ) vysoká pevnost (nejtvrdší nerost)

16 - vlastnosti: - pevný a tvrdý - nevede elektrický proud X nejvyšší tepelná vodivost - průhledný či zbarvený ionty jiných kovů X neprůhledný, matný - zahřátím nad 1800 C bez přístupu vzduchu přechází na tuhu - použití: - šperkařství - řezání skla, brusný materiál, hroty vrtných souprav B) vázaný ve sloučeninách - uhlí (množství C závisí na stupni karbonifikace nejvíc v antracitu), zemní plyn, ropa - biogenní prvek (CTB) - kalcit (CaCO 3 ), magnezit (Mg CO 3 ), dolomit (CaCO 3.Mg CO 3 ) Pozn.: spalováním uhlovodíků vznikají saze (gumárenství) spalováním organického materiálu vzniká tzv. aktivní uhlí adsorbent pohlcuje plyny, toxiny, barviva (dříve vyráběno spalováním vepřových a hovězích kostí označení živočišné, dnes trend výroby zuhelněním rostlinných materiálů) Sloučeniny uhlíku 1. OXID UHELNATÝ CO - bezbarvý plyn bez zápachu - jedovatý váže se na hemoglobin za vzniku karbonylhemoglobinu ( dříve karboxyhemoglobin) blokuje vazbu kyslíku (už 0,1% koncentrace po dobu několika minut nebezpečná) PP: vdechování vzduchu bohatého na kyslík - vzniká při nedokonalém spalování organických látek (složka výfukových plynů): 1. C + O 2 CO 2 2. CO 2 + C CO Pozn.: při práci s CO se používá speciální filtr s oxidy stříbra, které oxidují CO na CO 2 - jako redukční činidlo

17 2. OXID UHLIČITÝ CO 2 varem - bezbarvý plyn bez zápachu - těžší než vzduch (hromadí se v jeskyních, sklepech, kde probíhá alkoholové kvašení) - nehořlavý - málo rozpustný ve vodě (proto probíhá sycení sifonu za zvýšeného tlaku), snadno se odstraní - ochlazením a stlačením vzniká tzv. suchý led (pravidelná krystalická struktura) - v přírodním vzduchu je obsažen cca v 0,03 obj. %, vydechovaný z plic je cca 4 obj. % - vzniká při: dokonalém spalování C + O 2 CO 2 alkoholovém kvašení dýchání živočichů i rostlin - není jedovatý, ale vdechování vzduchu s více než 10 obj. % tlumí CNS (bezvědomí, zástava) - patří mezi tzv. skleníkové plyny globální oteplování??? Příprava reakcí uhličitanu vápenatého s kys. chlorovodíkovou: CaCO HCl CO 2 + CaCl 2 + H 2 O (v geologii důkaz vápence) - sycení nápojů - výroba sody - náplň hasicích přístrojů 3. KYSELINA UHLIČITÁ H 2 CO 3 - velmi slabá dvojsytná kyselina, která vzniká reakcí CO 2 s vodou zpět se rozpadá (existence tzv. hydratované formy CO 2 ) - tvoří soli a) uhličitany - Na 2 CO 3 = soda (prací prostředky, zásaditá) - K 2 CO 3 = potaš (výroba skla) - CaCO 3 b) hydrogenuhličitany NaHCO 3 (jedlá soda = prášek do pečiva) - termický rozklad: 2 NaHCO 3 Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 4. SIROUHLÍK CS 2 - bezbarvá zapáchající jedovatá kapalina - výborné rozpouštědlo tuků, bílého fosforu, jódu a síry

18 5. KYANOVODÍK HCN - bezbarvá těkavá kapalina se zápachem hořkých mandlí - rozpouštěním ve vodě vzniká slabá kyselina kyanovodíková prudce jedovatá (reakcí CN -I s hemoglobinem vzniká nefunkční kyanoderivát) tvoří sole kyanidy CN -I (KCN = cyankáli) 6. KYSELINA KYANATÁ HOCN - bezbarvá kapalina, slabá kyselina, toxická včetně jejích solí = kyanatanů 1825 Wӧhlerova syntéza = termický rozklad kyanatanu amonného za vzniku močoviny (vyvrácení teorie Vis vitalis) NH 4 OCN (NH 2 ) 2 CO