Univerzita Jana Evangelisty Purkyně v Ústí nad Labem Přírodovědecká Fakulta. Anorganická chemie. Ing. Alena Fišerová

Transkript

1 Univerzita Jana Evangelisty Purkyně v Ústí nad Labem Přírodovědecká Fakulta Anorganická chemie Ing. Alena Fišerová 2012

2 Obsah: 1. Periodická soustava prvků (PSP), periodický zákon, zákonitosti platné v PSP. 2. Chemie vybraných prvků: vodík, kyslík, dusík. 3. Vzácné plyny 4. Uhlík, bor, křemík. 5. Síra, fosfor, selen, tellur. 6. Arsen, antimon, bismut. 7. Cín, olovo, germanium. 8. Hliník, gallium, indium, thallium. 9. Alkalické kovy. 10. Beryllium, hořčík + kovy alkalických zemin. 11. Železo, měď, stříbro, zlato. 12. Zinek, rtuť, kadmium.

3 Periodická soustava prvků Rozvoj chemického poznání v 19. stol. ukázal, že některé prvky vykazují podobné vlastnosti a vytvářejí tak přirozené skupiny. Při hledání systematiky prvků byla nejčastěji sledována souvislost mezi atomovou hmotností prvku a jeho fyzikálními a chemickými vlastnostmi. Na základě těchto souvislostí formuloval D. I. Mendělejev (1869) svůj periodický zákon. S rozvojem vědy se ukázalo, že vlastnosti prvků souvisí s jejich protonovým číslem a od něj odvozeným uspořádáním elektronového obalu jejich atomů. periodický zákon: chemické a mnohé vlastnosti prvků a jejich sloučenin jsou periodickou funkcí jejich protonových čísel. Periodická soustava prvků (PSP) Periodická soustava prvků je grafickým vyjádřením periodického zákona. současná PSP obsahuje 112 prvků, uspořádaných do 7 period (řádků) a 18 skupin (sloupců) podle rostoucího protonového čísla.

4

5 Zákonitosti platné v PSP Periodicita vlastností prvků je důsledkem výstavbového principu, tj. postupného periodického obsazování atomových orbitalů elektrony. Každá perioda začíná prvkem, obsahujícím první elektron v orbitalu s v poslední valenční sféře (1. perioda začíná vodíkem, každá další alkalickým kovem). Každá perioda končí vzácným plynem, v němž je právě dokončeno obsazování nejvyšší valenční sféry u helia orbitalu 1s druhým elektronem, v dalších periodách šestým elektronem v orbitalu np. Pořadové číslo periody odpovídá hlavnímu kvantovému číslu poslední obsazované (valenční) sféry. Chemické vlastnosti prvků závisí na uspořádání jejich valenčních elektronů. Od elektronové konfigurace je odvozena hodnota oxidačních čísel, počet a typ možných chemických vazeb a tím také typ předpokládaných sloučenin. Fyzikální vlastnosti prvků závisí na typu a velikosti sil, kterými jsou základní částice k sobě vázány.

6 Podobnost prvků Atomy prvků umístěné ve stejné skupině PSP mají stejné uspořádání valenční sféry a proto mají také velmi podobné chemické vlastnosti. s- a p- prvky vykazují výraznou podobnost chemických vlastností ve skupinách (svisle). Označují se také jako prvky nepřechodné. d- a zejména f- prvky, které mají stejný počet elektronů ve valenční sféře a liší se uspořádáním vnitřních elektronových vrstev, vykazují značnou podobnost v periodě (vodorovně). Označují se také jako prvky přechodné. Valenční elektrony Počet elektronů v poslední obsazované vrstvě je pro jednotlivé skupiny PSP dán výstavbovým principem a je pro ně charakteristický. Některé skupiny prvků mají vžité triviální názvy: alkalické kovy: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr kovy alkalických zemin: Ca, Sr, Ba kovy vzácných zemin: Sc, Y, lanthanoidy triáda železa: Fe, Co, Ni lehké platinové kovy: Ru, Rh, Pd těžké platinové kovy. Os, Ir, Pt

7 triely: B, Al, Ga, In, Tl tetrely: C, Si, Ge, Sn, Pb pentely: N, P, As, Sb, Bi chalkogeny: O, S, Se, Te, Po halogeny: F, Cl, Br, I, At vzácné plyny: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Periodicita oxidačních stavů prvků Většina prvků se ve svých sloučeninách vyskytuje v několika různých oxidačních stavech. Některé jsou velmi časté a stabilní, jiné jsou méně běžné a nestálé případně zcela výjimečné. Platí, že: prvky I. skupiny (A i B) mají maximální pozitivní oxidační číslo I prvky II. skupiny (A i B) mají maximální pozitivní oxidační číslo II.. prvky VII. skupiny (A i B) mají maximální pozitivní oxidační číslo VII

8 Výjimku z toho pravidla nacházíme u kyslíku a některých halogenů. Kyslík a fluor jen velmi neochotně nabývají jakéhokoliv kladného oxidačního čísla. Jinou výjimkou jsou naopak vyšší maximální oxidační čísla než by odpovídalo číslu skupiny. Příkladem je měď ( I.B skup.) kladná ox. čísla jsou ne jen I ale také II, výjimečně i III. (obdobně také u Ag, Au) Z postavení prvků v periodické tabulce lze vyčíst i nejnižší záporné oxidační číslo prvku Prvky skupiny VII. A. mají nejnižší možné záporné ox. číslo I (F, Cl ) Prvky skupiny VI. A. mají nejnižší možné záporné ox. číslo II (O, S ) Prvky skupiny V. A. mají nejnižší možné záporné ox. číslo III (N, P ) Prvky skupiny IV. A. mají nejnižší možné záporné ox. číslo IV (C, Si..) Vzniklé ionty mají konfiguraci vzácného plynu Prvky jiných než uvedených skupin se dosažením záporného oxidačního stavu stabilizují jen zcela vyjímečně.

9 Sekundární periodicita Prvky n-té periody jsou obdobou prvků periody n+2 Chemické vlastnosti prvků stojících ve sloupci ob jedno místo jsou si velmi blízké. Např. u trojice prvků Cl, Br a I zjišťujeme, že běžně existuje chloristanový a jodistanový anion, kdežto bromistanový anion je velmi nestálý. Obdobný jev lze pozorovat u prvků N, P, As, Sb. Např. PCl 5 a SbCl 5 jsou velmi stálé sloučeniny, NCl 5 a AsCl 5 nikoliv. Kovový a nekovový charakter prvků Převážná většina prvků periodického systému vykazuje vlastnosti kovů (> 85) Méně je nekovů (17) A pouze několik prvků tvoří přechod mezi kovy a nekovy (6) Nekovy: vzácné plyny, H, C, N, O, F, P, S, Cl, Se, Br, I Polokovy: B, Si, As, Te, Ge, Sb Kovový a nekovový charakter prvků je v podstatě určován poměrem velikosti ionizační energie a elektronové afinity jejich atomů. Prvky s nízkou ionizační energií chápeme jako kovy.

10 Přitom víme, že nejnižší hodnoty ionizačních energií mají atomy, které se svojí elektronovou strukturou nejvíce blíží el. struktuře nejblíže nižšího vzácného plynu a zároveň objemnější atomy. Z tohoto důvodu jsou nejtypičtějšími kovy alkalické kovy. Z nich je nejkovovější cesium a francium. Prvky s vysokou ionizační energií a zároveň vysokými hodnotami elektronových afinit, se nám chemicky jeví jako nekovy. Tyto prvky se velice málo liší svojí elektronovou konfigurací od el. konfigurace nejblíže vyššího vzácného plynu. Zároveň je pro ně typický malý objem atomů. Typickými nekovy jsou proto halogeny, jevíce nekovový charakter má fluor. Dále také vzácné plyny ( nevyšší hodnoty ionizačních energií). K posouzení kovového či nekovového charakteru může posloužit empirické pravidlo: Prvek je kovem, jestliže počet elektronů jeho nejvyšších zaplňovaných orbitalů je roven číslu periody, v níž se prvek nachází, nebo je nižší. Prvky, které tuto podmínku nesplňují jsou nekovy.

11 Periodická soustava prvků (PSP) Otázky: 1. Definujte pojem periodický zákon 2. Vysvětlete nejdůležitější zákonitosti platné v PSP 3. Vysvětlete pojem sekundární periodicita 4. Které prvky periodického systému lze zařadit mezi kovy, které mezi nekovy a polokovy?

12 Chemie vybraných prvků

13 Vodík Historie vodík byl objeven v roce 1766 angličanem Henrym Cavendishem Výskyt vodíku Na Zemi velmi vzácně, pouze např. v sopečných plynech. V pořadí zastoupení prvků na Zemi zaujímá vodík deváté místo, hmotnostní zlomek je asi 1 %. Elementární vodík se vyskytuje jen ve vysokých vrstvách atmosféry. Vázaný především ve vodě a v organických sloučeninách, zejména v uhlovodících (uhlí, ropě, živočišných a rostlinných organizmech). Vodík patří společně s uhlíkem, kyslíkem a dusíkem mezi tzv. biogenní prvky, které tvoří základní stavební kameny všech živých organizmů.

14 Fyzikální vlastnosti vodíku Vodík je bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, obtížně zkapalnitelný. Má nejmenší atom i molekulu, je to nejlehčí plyn (14x lehčí než vzduch). Svými vlastnostmi se ze všech plynů nejvíc blíží ideálnímu plynu. Je hořlavý, hoří namodralým plamenem, ale hoření nepodporuje. Má tři izotopy 1H Protium (nemá žádný neutron) 2H Deuterium D (v jádře má navíc 1 neutron) 3H Tritium T (v jádře má navíc 2 neutrony). 3H byl uměle připraven, je radioaktivní Chemické vlastnosti vodíku Vodík je za normální teploty stabilní, za pokojové teploty se slučuje pouze s fluorem. Je značně reaktivnější při zahřátí, především s kyslíkem a halogeny se slučuje velmi bouřlivě. Vodík je velmi málo rozpustný ve vodě, ale některé kovy ho pohlcují (nejlépe palladium). Vodík vytváří sloučeniny se všemi prvky periodické tabulky s výjimkou vzácných plynů, zejména pak s uhlíkem, kyslíkem, sírou a dusíkem, které tvoří základní stavební jednotky života na Zemi.

15 Vodík je schopen tvořit zvláštní typ chemické vazby, nazývaný vodíková vazba nebo také vodíkový můstek. Mimořádně silná je vodíková vazba s atomy kyslíku, což vysvětluje anomální fyzikální vlastnosti vody (vysoký bod varu a tání atd.). Zajímavou vlastností vodíku je jeho schopnost rozpouštět se v některých kovech, např. v palladiu nebo platině, které poté fungují jako katalyzátory reakcí. Je to způsobeno tím, že má vodík velmi malé molekuly, které jsou schopny procházet různými materiály. Laboratorní příprava Rozpouštění neušlechtilých kovů v neoxidujících kyselinách. Nejčastěji se k tomu využívá reakce zinku s kyselinou chlorovodíkovou Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 (Al, Sn, Cd, Fe...) Reakcí amfoterních kovů s roztoky hydroxidů. Nejtypičtější je reakce hliníku či olova s roztokem hydroxidu sodného. Popřípadě lze využít reakce křemíku s roztokem hydroxidu 2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O 2 Na[Al(OH) 4 ] + 3 H 2 Pb + 2 NaOH + 6 H 2 O Na 2 [Pb(OH) 4 ] + 3 H 2 Si + 4 NaOH Na 4 SiO H 2

16 Reakce hydridu vápenatého s vodou. (Této reakce se však příliš nevyužívá z důvodu vysoké ceny CaH 2 ) CaH H 2 O Ca(OH) H 2 Vedením vodní páry přes rozžhavené železo. Tento oxid se dá využít k tvorbě permanentních magnetů. 3 Fe + 4 H 2 O Fe 3 O H 2 reakce koksu s vodní párou (dříve velmi využívaná reakce). Takto vzniká hlavně vodní plyn. H 2 O + C CO + H 2 reakce probíhá dále CO + H 2 O CO 2 + H 2 katalytický rozklad amoniaku při teplotě okolo 1000 C 2 NH 3 N H 2 Průmyslová výroba Redukce vodní páry rozžhaveným koksem C + H 2 O (g) H 2 + CO pyrolýza methanu (zemního plynu) při 1500 C. 2 CH 4 C 2 H H 2

17 katalytické štěpení methanolu vodní parou při 250 C. CH 3 OH + H 2 O CO H 2 elektrolýza vody 2 H 2 O 2 H 2 + O 2 vodík se vylučuje na katodě Využití hydrogenační činidlo, sloužícím k sycení násobných vazeb organických molekul, např. při ztužování rostlinných olejů. v metalurgii jako redukční činidlo k získávání kovů z jejich rud např. wolfram, molybden. (pouze tehdy, kdy nelze využít běžnější redukční činidla, jako např. koks nebo dřevěné uhlí. Je to jednak kvůli poměrně vysoké ceně vodíku, ale především s ohledem na riziko možného výbuchu zdroj energie přestavuje pravděpodobně budoucnost energetiky i dopravy. Při spalování vodíku vzniká vedle značného energetického zisku pouze ekologicky naprosto nezávadná voda. Automobilové motory na bázi spalování plynného vodíku jsou v současné době předmětem intenzivního výzkumu předních světových výrobců motorů. pro výhodný poměr chemická energie/hmotnost je vodík používán jako raketové palivo

18 svařování nebo řezání kyslíko-vodíkovým plamenem (hoření vodíku s kyslíkem je silně exotermní a vyvíjí teploty přes C). výroba amoniaku z prvků - dusíku a vodíku. Reakce probíhá za teploty okolo 500 C, tlaku MPa a katalyzátoru aktivovaného železa N H 2 2 NH 3 výroba chlorovodíku, který pak zavádíme do vody a vzniká kyselina chlorovodíková, která se v průmyslu používá k mnoha reakcím a syntézám. H 2 + Cl 2 2 HCl Sloučeniny Hydridy Hydridy jsou obecně všechny dvouprvkové sloučeniny vodíku s prvky. V užším slova smyslu se jako hydridy označují pouze dvouprvkové sloučeniny vodíku s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin. Hydridy se dělí na iontové kovalentní (molekulové) kovové Hydrid sodný NaH je bílá krystalická látka s vysokou teplotou tání a varu, která se dá využít jako velmi silné redukční činidlo. Připravuje se zahříváním sodíku v atmosféře vodíku. S vodou reaguje za vzniku hydroxidu sodného a vodíku. Je to iontový hydrid 2 Na +H 2 2 NaH

19 Hydrid vápenatý CaH 2 je bílá krystalická látka s vysokou teplotou tání a varu, která se dá využít jako velmi silné redukční činidlo. Připravuje se zahříváním vápníku v atmosféře vodíku. Ca +H 2 CaH 2 S vodou reaguje za vzniku hydroxidu vápenatého a vodíku. Je to iontový hydrid. Amoniak,čpavek neboli azan NH 3 je bezbarvý plyn nepříjemného čpavého zápachu. Dá se lehce zkapalnit a v laboratoři se používá jako polární rozpouštědlo. Vzniká reakcí dusíku s vodíkem za vyšší teploty a vysokého tlaku. Je to kovalentní hydrid. Voda (v systematickém názvosloví někdy oxan) H 2 O je bezbarvá kapalina bez chuti a zápachu. Je to nejběžnější polární rozpouštědlo na Zemi. Vzniká reakcí vodíku s kyslíkem. Je to kovalentní hydrid. Sirovodík neboli sulfan H 2 S je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem po zkažených vejcích. Je extrémně jedovatý - 0,015% ve vzduchu může způsobit smrt. Je lehce rozpustný ve vodě za vzniku slabě kyselého prostředí. V přírodě vzniká tlením bílkovinných organismů s obsahem síry. Průmyslově se vyrábí vytěsňováním ze svých solí silnější kyselinou. FeS + 2 HCl H 2 S + FeCl 2

20 Fluorovodík HF je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako středně silná kyselina a z halogenovodíků je nejslabší. Používá se k uměleckému leptání skla a jako velmi silné oxidační činidlo. Připravuje se reakcí vodíku s fluorem nebo vytěsněním ze své soli. CaF 2 + H 2 SO 4 2 HF + CaSO 4 Chlorovodík HCl je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako silná kyselina, která je silnější než fluorovodík, ale slabší než bromovodík a jodovodík. Používá se k výrobě chloridů. Vyrábí se reakcí vodíku s chlorem nebo vytěsněním ze své soli. 2 NaCl + H 2 SO 4 2 HCl + Na 2 SO 4 Bromovodík HBr je bezbarvý plyn s nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako silná kyselina, která je silnější než chlorovodík, ale slabší než jodovodík. Nemá významné praktické použití, ale lze jej použít jako slabé redukční činidlo. Vyrábí se pouze reakcí bromu s vodíkem, nelze jej vytěsnit z jeho soli. Jodovodík HI je plyn bez barvy s nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako velmi silná kyselina a z halogenovodíků je nejsilnější. Nemá významné praktické využití, ale lze jej použít jako silnější redukční činidlo. Vyrábí se pouze reakcí vodíku s jodem, nelze jej vytěsnit z jeho soli.

21 kyseliny - atom vodíku je složkou každé kyseliny. Ve vodě odštěpuje kyselina ion H + a následně vytvoří s molekulou vody oxoniový kation H 3 O +. Kyseliny v roztoku mají ph menší než 7. hydroxidy -ve vodě hydroxidy odštěpují anion OH - a v roztoku mají ph větší než 7. hydráty solí = látky, které obsahují ve své struktuře vázané (komplexně i hydratačně) molekuly vody. Zahříváním se tyto molekuly vody odštěpují a rozpouštěním látek ve vodě opět poutají molekuly vody. Při poutání molekuly vody - hydrataci - se u některých sloučenin uvolňuje tzv. hydratační teplo např. CaCl H 2 O CaCl 2.2 H 2 O + teplo. protium, tvořený jedním protonem a jedním elektronem. Tento izotop je nejjednodušší atom ve vesmíru a tvoří jeho převažující část. deuterium Atom s jádrem 2 H, který obsahuje v jádře jeden proton a jeden neutron a od běžného vodíku se liší především atomovou hmotností 2,01363 amu. Někdy mu bývá přiřazována i chemická značka D, přestože se nejedná o jiný prvek. Deuterium je stabilní izotop, který nepodléhá radioaktivní přeměně. V přírodě se běžně vyskytuje vedle lehkého vodíku. V průměru připadá jeden atom deuteria na atomů vodíku.

22 Tritium je izotop 3 H, který má jádro složeno z jednoho protonu a 2 neutronů a bývá někdy označován chemickou značkou T. Jeho atomová hmotnost je 3,01605 amu. Na rozdíl od deuteria je jádro tritia nestabilní a rozpadá se s poločasem rozpadu 12,4 roku za vyzáření pouze málo energetického beta záření. V přírodních podmínkách vzniká tritium především v horních vrstvách atmosféry při kolizi kosmického záření s jádrem atomu deuteria. Uměle je tritium získáváno v jaderných reaktorech při výrobě plutonia z přírodního uranu. Tritium slouží jako jedna složka náplně termonukleární bomby, nejničivější lidmi vyrobené zbraně.

23 Kyslík Značka O Mezinárodní název Oxygenium Protonové číslo 8 Molová hmotnost 15,999 g mol -1 Elektronová konfigurace 1s 2 2s 2 2p 4 Elektronegativita 3,5 Oxidační čísla -II, -I, 0 Teplota varu -183,0 C historie: kyslík byl objeven v roce Carl Wilhelm Scheele Výskyt: na Zemi je kyslík velmi rozšířeným prvkem. V atmosféře tvoří plynný kyslík 21 objemových %. Voda oceánů, které pokrývají 2/3 zemského povrchu je hmotnostně složena z 90 % kyslíku. V zemské kůře je kyslík majoritním prvkem, je přítomen téměř ve všech horninách. Jeho obsah je odhadován na hmotnostních %. V hlubších vrstvách zemského tělesa zastoupení kyslíku klesá a předpokládá se, že v zemském jádře je přítomen pouze ve stopách. Ve vesmíru je zastoupení kyslíku podstatně nižší. Na atomů vodíku zde připadá pouze jeden atom kyslíku.

24 Fyzikální vlastnosti kyslíku Bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, obtížně zkapalnitelný. Je málo rozpustný ve vodě (32 mg/l, n.p.); i toto malé množství však postačuje pro existenci živých organizmů ve vodě. Rozpustnost kyslíku výrazně klesá s rostoucí teplotou a v přítomnosti organických látek. Chemické vlastnosti kyslíku Kyslík je velmi reaktivní prvek, slučuje se s většinou prvků přímo (kromě zlata, platiny, vzácných plynů a halogenů). Má výjimečné oxidační vlastnosti. Samovolné exotermní reakce látek s kyslíkem, při nichž se uvolňuje světlo a teplo, se označují jako hoření. Pro iniciaci hoření je třeba látku zahřát na tzv. zápalnou teplotu, která je pro různé látky rozdílná. Těkavé látky uvolněné z hořícího předmětu vytvářejí plamen. Kyslík má vysokou elektronegativitu, jeho kovalentní vazby s jinými prvky mají často polární charakter. S prvky 1. a 2. skupiny vytváří iontové oxidy. S nekovy vytváří oxidy molekulové. Jeho binární sloučeniny oxidy tvoří základ chemického systému. Od nich je možno reakcí s vodou odvodit oxokyseliny nebo hydroxidy. Kyslík může vytvářet dvojné (např. O 2, CO 2 ), výjimečně i trojné vazby (CO).

25 Laboratorní příprava kyslíku Termickým rozkladem oxidů ušlechtilých kovů nebo peroxidů např. 2 HgO 2 Hg + O 2 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2 MnO 2 Mn 3 O 4 + O 2 Tepelným rozkladem některých kyslíkatých solí KClO 3 KCl + O 2 KMnO 4 K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2 Oxidací peroxidu vodíku KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 O 2 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O Elektrolýzou vody vylučuje se na anodě. Průmyslová výroba kyslíku Frakční destilací zkapalněného vzduchu.

26 Použití kyslíku kyslíko-vodíkový plamen slouží k autogennímu svařování a řezání kovů (t = C), do dýchacích přístrojů, v lékařství, v laboratořích k oxidaci a spalování, kapalný kyslík se spolu s vodíkem používá v palivových článcích a k pohonu raketových motorů. Při hoření směsi kyslíku s acetylenem lze dosáhnout teploty cca C. Proto se kyslíko-acetylenový plamen využívá k řezání oceli a tavení kovů s vysokým bodem tání, např. platinových kovů. Při výrobě oceli je nutné především odstranit z matrice železa uhlík. Tzv. Bessemerův způsob výroby spočívá ve vhánění čistého kyslíku do roztaveného železa v konvertoru, kde za vysoké teploty taveniny dochází k oxidaci přítomného grafitického uhlíku na plynné oxidy, které z taveniny vytěkají.

27 Sloučeniny Oxidy Oxidy jsou binární sloučeniny kyslíku s dalšími prvky, v nichž má kyslík vždy oxidační číslo -II. Neobsahují vzájemné vazby mezi kyslíkem. Vznikají přímou syntézou prvků (např. hořením) nebo termickým rozkladem kyslíkatých látek. Mnohé oxidy se vyskytují v přírodě jako kovové rudy a slouží k výrobě kovů. Mezi nejdůležitější charakteristické vlastnosti oxidů patří strukturní typ a acidobazický charakter. Dělení oxidů podle struktury Oxidy nekovů většinou plynné látky (kromě oxidů fosforu a jodu). Jsou kyselinotvorné. Oxidy kovů mají různou strukturu a acidobazický charakter : a) Iontovou strukturu (velký rozdíl elektronegativit) mají oxidy s prvků, oxidy prvků 3. skupiny vč. lanthanoidů a oxidy d prvků v oxidačním čísle II. Jsou to krystalické látky s vysokou teplotou tání a jsou zásadotvorné. b) Molekulovou strukturu mají oxidy d prvků ve svých nejvyšších oxidačních číslech (VI VIII). Mají nízké teploty varu a tání, většinou jde o plyny nebo těkavé kapaliny. Jsou vždy kyselinotvorné.

28 c) Polymerní strukturu mají oxidy polokovů. Jsou krystalické, vesměs velmi tvrdé. Polymerní oxidy mají amfoterní nebo slabě kyselý charakter. Dělení oxidů podle reakce s vodou Acidobazické vlastnosti oxidů udávají schopnost oxidů tvořit sloučením s vodou kyseliny nebo zásady. a) Zásadotvorné oxidy oxidy kovů a polokovů s oxidačním číslem < IV. Často mají iontový charakter. Jejich reakcí s vodou vznikají hydroxidy. (Na 2 O, CaO, K 2 O, BaO, Li 2 O, Rb 2 O) b) Kyselinotvorné oxidy oxidy všech nekovů a oxidy kovů a polokovů s oxidačním číslem > IV. Jsou to molekulové látky, jejich reakcí s vodou vznikají oxokyseliny. (SiO 2, SO 2, SO 3, P 2 O 5, NO 2, N 2 O 5, CO 2 ) Označují se také jako anhydridy kyselin. c) Amfoterní oxidy reagují s kyselinami i zásadami za vzniku solí. Jsou to oxidy d a p prvků s oxidačním číslem III a IV. Jsou špatně rozpustné ve vodě. (ZnO, PbO, Al 2 O 3 ) d) Inertní (netečné) oxidy nereagují s vodou a nevytvářejí kyseliny ani zásady. Patří k nim např. CO, N 2 O a NO.

29 Peroxidy Peroxidy jsou binární sloučeniny kyslíku, obsahující vazbu O O, která se v oxidech nevyskytuje. Formální oxidační číslo kyslíku zde je -I. Peroxidový anion se uvádí ve tvaru O 2 2- nebo O 1-. Peroxidy jsou odvozeny od peroxidu vodíku H 2 O 2, který se chová jako slabá dvojsytná kyselina. Peroxidy vznikají náhradou vodíkových atomů v H 2 O 2 kovem nebo hořením kovů 1. a 2. skupiny v kyslíku. Draslík, rubidium a cesium hoří až na hyperoxidy (KO 2, RbO 2 a CsO 2 ). Peroxid vodíku je nestálá sloučenina, rozkládající se na vodu a kyslík podle rovnice 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 Podle podmínek se H 2 O 2 chová jako oxidační nebo redukční činidlo: V prvním případě se anion kyslíku v peroxidu redukuje 2 NaBr + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = Br 2 + Na 2 SO H 2 O ve druhém případě se kyslíkový anion v peroxidu oxiduje PbO 2 + H 2 O 2 = Pb(OH) 2 + O 2

30 Voda H 2 O Voda je nejdůležitější sloučeninou vodíku a kyslíku, nezbytnou pro život na Zemi. Pokrývá cca 2/3 zemského povrchu v kapalné formě, je vázána v řadě minerálů a hornin, je důležitou součástí živých organizmů. Vodní pára je stálou složkou atmosféry. Vlastnosti chemicky čisté vody Pro chemii je voda nejběžnějším a nejdůležitějším polárním rozpouštědlem a základní neutrální látkou. Chová se jako amfolyt může být donorem i akceptorem protonů. Při reakci s vodou se projevují acidobazické vlastnosti látek: vůči kyselinám se voda chová jako zásada přijímá jejich proton, např. HCl + H 2 O = H 3 O + + Cl - vůči zásadám se voda chová jako kyselina odevzdá jim svůj proton, např. NH 3 + H 2 O = NH 4+ + OH - Chemicky čistá voda je bez barvy, chuti a zápachu. Její teplota tání za n.p. je 0 C a teplota varu za n.p. 100 C

31 Voda je molekulová látka. Kovalentní vazby mezi vodíkem a kyslíkem jsou vzhledem k velkému rozdílu elektronegativit výrazně polární a proto se zde ve velké míře uplatňuje mezimolekulární vodíková vazba. Ta je příčinou anomálních vlastností vody: vyššího bodu varu, než mají ostatní hydridy, např. H 2 S, maximální hodnotu hustoty vody při teplotě 3,98 C za normálního tlaku, menší hustoty ledu (proti kapalné H 2 O). Vrstva ledu zabraňuje promrzání vody do hloubky a umožňuje život ve vodě. Tvrdost vody Tvrdost vody je důležitou charakteristikou vody, je dána obsahem Ca 2+, Mg 2+. Nerozpustné sírany a uhličitany těchto kovů způsobují technologické problémy vylučují se jako kotelní kámen, usazují se na vláknech textilií, znesnadňují barvení. Rozlišujeme tvrdost: karbonátovou (přechodnou), způsobenou rozpustnými Ca(HCO 3 ) 2 a Mg(HCO 3 ) 2, které lze varem převést na nerozpustné CaCO3 a MgCO 3 a posléze odstranit filtrací nekarbonátovou (stálou), způsobenou CaSO 4 a MgSO 4, které se varem nerozkládají

32 Celková tvrdost je součtem stálé a přechodné tvrdosti, udává se koncentrace Ca 2+ a Mg 2+ v mmol dm -3. Pitná voda má mít tvrdost 1,5 2,1 mmol dm -3 a musí být zdravotně nezávadná, tzn. nesmí obsahovat choroboplodné bakterie a překročit dané limity škodlivých iontů těžkých kovů, NH 4+, NO 3 a NO 2. Jako minerální se označují vody, obsahující více než 1 g rozpuštěných látek vč. CO 2 v 1dm 3. Změkčování vody odstranění tvrdosti Dekarbonizací varem vody (jen přechodná tvrdost) a filtrací Ca(HCO 3 ) 2 = CaCO 3 (s) + CO 2 + H 2 O Srážením převedením na nerozpustné sloučeniny a filtrací CaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 (s) + Na 2 SO 4 3 MgCl Na 3 PO 4 = Mg 3 (PO 4 ) 2 (s) + 6 NaCl Pomocí iontoměničů ionexů. Iontoměniče se používají zejména k odstranění iontů Ca2+ a Mg2+. Iontoměniče jsou buď přírodní nebo uměle připravené křemičitanové materiály, nebo jde o látky na bázi syntetických organických pryskyřic. Ionexy vždy obsahují poměrně volně vázané kationty nebo anionty. Pokud měničem protéká roztok, obsahující ionty s větší afinitou k iontoměniči (s větším nábojem nebo vyšší koncentrací), jsou původní ionty vytěsněny.

33 Obsahuje-li např. iontoměnič ionty H + nebo Na + a měničem protéká roztok s ionty Ca 2+, vytěsní vápenaté ionty původní kationty a zachytí se na hlinitokřemičitanové, resp. organické kostře. Proléváním iontoměniče koncentrovaným roztokem iontů H + nebo Na + se materiál převede zpět do původního stavu (tzv. regenerace ionexu). Katexy zachycují kationty, zejména Ca 2+ a Mg 2+. Anexy zachycují anionty SO 4 2 HCO 3 a Cl. Vzduch Vzdušný obal Země atmosféra má výšku asi 300 km. Vzduch je směsí plynů, jeho objemové složení se až na obsah vodní páry téměř nemění. Suchý vzduch obsahuje: dusík 78,1 % vzácné plyny cca 1 % kyslík 20,9 % CO 2 cca 0,03% Vodní pára se vyskytuje pouze v troposféře do výše asi 12 km. Její obsah v plynném, kapalném i tuhém skupenství (oblaka) je proměnlivý, může dosáhnout až několik procent. S výškou ubývá těžších plynů a roste obsah lehkých prvků vodíku a helia, na které nepůsobí gravitace a unikají do kosmu.

34 Stlačený vzduch se využívá v průmyslu (např. pneumatické nástroje), kapalný vzduch je surovinou pro výrobu dusíku, kyslíku a vzácných plynů frakční destilací. Principem frakční destilace je využití rozdílných teplot varu jednotlivých plynů. Při zahřívání kapalného vzduchu se jednotlivé plyny začnou odpařovat při dosažení teploty svého bodu varu. Postupem se získá několik frakcí v určitém intervalu teplot, z nichž každá obsahuje kromě hlavní složky také určitý podíl plynů s blízkou teplotou varu. Jednotlivé frakce se zbavují příměsí fyzikálními nebo chemickými metodami. Ozon Kromě obvyklých dvouatomových molekul O 2 se kyslík vyskytuje i ve formě tříatomové molekuly jako ozon O 3. Za normálních podmínek je to vysoce reaktivní plyn modré barvy a charakteristického zápachu s mimořádně silnými oxidačními účinky. Při teplotě -112 C kondenzuje na kapalný tmavě modrý ozon a při -193 C se tvoří červenofialový pevný ozon.

35 Výroba ozonu Poměrně snadno lze připravit ozon tichým elektrickým výbojem v atmosféře čistého kyslíku. Vzniká tak směs kyslíku s ozonem, kde podíl O 3 dosahuje obvykle 10%. Čistý ozon lze pak připravit frakční destilací této směsi. Využití ozonu Praktické využití ozonu je dáno jeho silnými oxidačními účinky. V medicíně slouží ke sterilizaci nástrojů. Poněkud diskutabilní jsou účinky dnes poměrně populární ozonové terapie, která by podle svých zastánců měla vést k regeneraci buněk a tkání. Odpůrci této metody poukazují na možná rizika podobných omlazovacích kůr, daná především vysokou reaktivitou i toxicitou ozonu. [ Baktericidní účinky ozonu slouží k desinfekci pitné vody namísto dříve hojně využívané dezinfekce vody plynným chlorem nebo chlornanem. Silné oxidační účinky ozonu se velmi často využívají v papírenském průmyslu k bělení celulózy pro výrobu papíru.

36 Ozonová vrstva Mimořádně významnou roli pro pozemský život hraje tzv. ozonová vrstva atmosféry, která chrání planetu před ultrafialovým slunečním zářením. Je to část stratosféry ve výšce km nad zemským povrchem, v níž se nachází značně zvýšený poměr ozonu vůči běžnému dvouatomovému kyslíku. Troposférický ozon Opakem životu prospěšného ozonu ve stratosféře je tzv. přízemní neboli troposférický ozon, vyskytující se těsně nad zemským povrchem. Tento plyn je lidskému zdraví nebezpečný, působí dráždění a nemoci dýchacích cest, zvyšuje riziko astmatických záchvatů, podráždění očí a bolest hlavy. Zvýšený vznik přízemního ozonu pozorujeme především za slunečných horkých letních dnů v lokalitách s vysokou koncentrací výfukových plynů - oxidů dusíku a těkavých organických látek v ovzduší. Tento jev se souhrnným názvem označuje jako suchý smog, někdy také fotochemický smog nebo losangelský smog.

37 Dusík chemická značka N (lat. Nitrogenium) je plynný chemický prvek, tvořící hlavní složku zemské atmosféry. Patří mezi biogenní prvky, které jsou základními stavebními kameny živé hmoty. Historie V roce 1777 Carl Wilhelm Scheele objevil složku vzduchu, která nepodporuje hoření ani dýchání. Tento plyn pojmenoval Antoine Lavoisier jako azote, což znamená dusivý plyn. Výskyt v přírodě 78 % (objemových) zemské atmosféry. Vázaný v anorganických (např. chilský ledek NaNO 3 ) i organických sloučeninách (např. bílkoviny, chlorofyl). Fyzikální vlastnosti Dusík je plyn bez barvy, chuti a zápachu. Je málo rozpustný ve vodě. Není toxický ani jinak nebezpečný. Dusík je v atmosféře tvořen dvouatomovými molekulami, které jsou spojené velmi pevnou trojnou vazbou. Tato trojná vazba má za následek jeho nízkou reaktivitu.

38 Chemické vlastnosti Dusík je inertní plyn, s jinými prvky reaguje pouze za vysokých teplot a tlaků. Za laboratorní teploty reaguje pouze s lithiem a plutoniem. Za vysokých teplot se však dusík slučuje s většinou prvků - např. s kyslíkem okolo teploty C. Naopak atomární dusík je velmi reaktivní a nelze ho uchovávat. Jeho vysoká reaktivita spočívá v tom, že má ve valenční vrstvě 3 nepárové elektrony. Stability docílí tím, že buď přijme tři elektrony a vytvoří stabilní oktet ve valenční sféře N 3- nebo odevzdá až 5 elektronů a získá tím kladnou valenci např. N 1+, N 3+ nebo N 5+. Dusík má po kyslíku a fluoru třetí největší hodnotu elektronegativity a proto u něj převládá schopnost vytvářet anion, který se nazývá nitridový N 3-. Pouze ve sloučeninách s kyslíkem a fluorem je schopen tvořit ionty, kde se uplatňuje v kladné valenci. Například v dusičnanech má dusík oxidační číslo N 5+.

39 Laboratorní příprava tepelný rozklad dusitanu amonného NH 4 NO 2 N H 2 O tepelný rozklad amoniaku. Při tomto postupu vedeme amoniak přes práškový nikl při teplotě 1000 C. Vodík poté od dusíku oddělíme na základě odlišných teplot varu. Takto získaný dusík je velmi čistý. 2 NH 3 N H 2 vedením vzduchu přes rozžhavenou měď. Měď reaguje s kyslíkem a vzniká černý oxid měďnatý. Vzniklý dusík není úplně čistý, protože vzduch obsahuje okolo 1% argonu a dalších vzácných plynů. Tomuto dusíku se říká atmosferický dusík. Rozklad iontových azidů Ba (N 3 ) 2 3 N 2 + Ba (NaN 3 ) oxidace amoniaku NH 3 + NO N 2 + H 2 O NH 3 + Br 2 NH 4 Br + N 2 Průmyslová výroba frakční destilací zkapalněného vzduchu. Bod varu je -196 C Při frakční destilaci se vzduch provádí několika komorami a nakonec je velmi ochlazen. Na základě rozdílných teplot varu se tak oddělí jednotlivé složky vzduchu. První se oddělí kyslík, poté dusík, nakonec vzácné plyny.

40 Použití inertní atmosféra např. v prostředí, kde hrozí nebezpečí výbuchu, při výrobě integrovaných obvodů, nerezové oceli a používá se k plnění obalů výrobků, aby nedošlo k jejich zmačkání a zvlhčení - například sáčky s brambůrky. Výroba amoniaku Chladící médium Kapalný dusík se využívá v řadě kryogenních procesů, při nichž je třeba udržet prostředí na značně nízké teplotě. Příkladem je např. uchovávání tkání v lázni z kapalného dusíku. Kapalným dusíkem jsou chlazeny polovodičové detektory rentgenového záření v různých spektrometrických aplikacích. Sloučeniny Amoniak NH 3 plyn lehčí než vzduch, bez barvy, rozpustný ve vodě, má charakteristický štiplavý zápach, leptá sliznice a používá se jako hnojivo a surovina pro výrobu dalších anorganických a organických sloučenin. Je snadno zkapalnitelný. Vyrábí se syntézou z dusíku a vodíku za vyšších teplot a vysokých tlaků. N H 2 2 NH C 100 MPa

41 S vodou reaguje za tvorby hydrátu NH 3. H 2 O, který je jen částečně disociován. Proto se vodný roztok amoniaku chová jako slabá zásada. NH 3 + H 2 O = NH 3. H 2 O = NH 4+ + OH - Mezi všemi zúčastněnými částicemi se v roztoku ustaví rovnováha. V amoniaku zůstává na dusíku volný el. pár, který může být využit pro koordinačně kovalentní vazbu, např. při vzniku amonného kationtu. NH 3 + H + = NH 4 + Plynný amoniak je poměrně stálá látka. Na vzduchu nehoří, ale směs se vzduchem, obsahující % NH 3, je explozivní. Kapalný amoniak je dobrým rozpouštědlem pro iontové sloučeniny a alkalické kovy. Laboratorně se amoniak připravuje rozkladem amonných solí silnými zásadami. NH 4 Cl + Ca(OH) 2 NH 3 + CaCl 2 + H 2 O Určité množství amoniaku vzniká i v přírodě bakteriálním rozkladem živočišných a rostlinných organizmů. Amoniak je po kyselině sírové druhou nejvíce vyráběnou sloučeninou. Hydrolýza nitridů el. pozit. kovů Li 3 N + H 2 O NH 3 + LiOH

42 Jeho vodný roztok je používán v laboratořích jako slabá zásada i jako komplexotvornéčinidlo, dále slouží k odmašťování kovů a čištění skvrn z textilií. Distribuuje se ve formě 25 % roztoku. Amoniak jako slabá zásada odebírá kyselinám proton a vytváří amonné soli, např.: NH 3 + HCl = NH 4 Cl Amonné soli jsou tuhé, většinou bílé krystalické látky, obsahující kation NH 4+. Připravují se zaváděním amoniaku do roztoku kyseliny. Jsou dobře rozpustné ve vodě a jsou zcela disociovány. Podobají se draselným solím, s nimiž jsou izomorfní kation NH 4+ je přibližně stejně velký jako kation K +. Dusičnan amonný NH 4 NO 3 se používá jako průmyslové hnojivo (ve směsi s vápenatými solemi) a k výrobě trhavin. Chlorid amonný NH 4 Cl (salmiak) se používá k čištění povrchu kovů při pájení a je základem elektrolytu v tzv. suchých galvanických článcích (klasické monočlánky).

43 Oxidy dusíku Dusík tvoří s kyslíkem pět oxidů. Všechny obsahují násobné, často delokalizované vazby. Oxidy dusíku vznikají v přírodě v ovzduší účinkem blesků, ale nejvíce spalováním motorových paliv a následnou reakcí zplodin se vzduchem. Prvotně vzniká NO, který se dále oxiduje. Směs vzniklých oxidů se označuje NO X. Oxid dusný N 2 O (rajský plyn) je bezbarvý plyn příjemného zápachu. Pro své narkotické účinky se používá v lékařství. Ve vodě se nerozpouští. Oxid dusnatý NO je bezbarvý, ve vodě málo rozpustný plyn. Vzniká přímou syntézou z prvků nebo oxidací amoniaku. Uvolňuje se také při rozpouštění kovů v kyselině dusičné, např.: 3 Cu + 8 HNO 3 = 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O Na vzduchu se rychle oxiduje na oxid dusičitý. Oxid dusitý N 2 O 3 nemá praktický význam, je anhydridem kyseliny dusité. Oxid dusičitý existuje ve formě bezbarvého dimeru N 2 O 4 nebo hnědočerveného monomeru NO 2. Při teplotách pod 150 C je mezi oběma formami rovnovážný stav, při vyšších teplotách je plyn ve formě monomeru.

44 Ve vodě se rozpouští za vzniku směsi kyselin dusičné a dusité N 2 O 4 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 Oxid dusičný N 2 O 5 je relativně stálá tuhá bezbarvá látka. Při zahřívání se explozivně rozkládá. Má silně kyselý charakter a je anhydridem kyseliny dusičné. Oxokyseliny dusíku a jejich soli Kyselina dusitá HNO 2 je nestálá, rozkládá se na NO a HNO 3. Její vodný roztok je slabou kyselinou. Praktický význam mají její soli dusitany. Dusitany jsou poměrně stálé sloučeniny, dobře rozpustné ve vodě. Mohou působit jako oxidační i redukční činidla. V prvním případě dochází k redukci N III na N II a vzniká NO, ve druhém případě k oxidaci N III na N V a vznikají dusičnany. Dusitany jsou karcinogenní, jejich obsah ve vodě svědčí o její závadnosti a musí se sledovat. Velmi nebezpečné jsou dusitany pro kojence a malé děti. Kyselina dusičná HNO 3 je bezbarvá, na vzduchu dýmající kapalina. Je to silná kyselina se silnými oxidačními účinky. Neomezeně se mísí s vodou, vytváří s ní azeotropní směs obsahující cca 68,5 % HNO 3.

45 Rozpouští všechny neušlechtilé a většinu ušlechtilých kovů ( kromě těch nejušlechtilejších Au, Pt, Ir, Rh a těch, které se pasivují Ti, Nb a Ta). Od pradávna se HNO 3 pod názvem lučavka používala k oddělení zlata od stříbra. Směs koncentrovaných kyselin chlorovodíkové a dusičné v objemovém poměru 3 : 1 (lučavka královská) rozpouští i zlato a některé platinové kovy. Výroba HNO 3 HNO 3 je jednou z deseti látek s největší produkcí. Vyrábí se podle sumární rovnice NH 3 + 2O 2 = HNO 3 + H 2 O Oxidací amoniaku vzduchem na Pt katalyzátoru při teplotě 500 C vznikne NO, ten se oxiduje vzdušným kyslíkem na NO 2. Zaváděním NO 2 do vody vzniká HNO 3 a NO, který se vrací do výroby. NH 3 + O 2 = NO + H 2 O NO + O 2 = NO 2 NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 HNO 2 = HNO 3 + NO + H 2 O

46 Kyselina dusičná má široké použití z větší části slouží k výrobě dusičnanů a dusíkatých hnojiv (především NH 4 NO 3 ), dále k výrobě plastů, výbušnin, léčiv, barviv, v organické chemii k nitracím, atd. hydrazin N 2 H 4 diazan Nízkomolekulární bezbarvá kapalina. Připravuje se reakcí chlornanu alkalického kovu s amoniakem ve vodném prostředí. NH 3 + NaClO NH 2 Cl + NaOH (chloramin ) NH 2 Cl + NaOH + NH 3 N 2 H 4 + NaCl + H 2 O Hydrazin je méně bazický než amoniak a je silnějším redukčním činidlem (zejména v zásaditém prostředí) N 2 H 4 + NaOH + Ni 2+ N 2 + Ni + H 2 O Této reakce se využívá např. u pokovovacích lázní Reakce s kyslíkem a chlorem N 2 H 4 + O 2 N 2 + H 2 O N 2 H 4 + Cl 2 N 2 + HCl

47 Azoimid (trinitrid vodíku) HN 3 Opět nízkomolekulární kapalina, lze ji připravit opatrnou reakcí hydrazinu s kyselinou dusitou N 2 H 4 + HNO 2 HN H 2 O Azoimid je nestálý, při styku s horkými předměty exploduje Amidy Amidy alkalických kovů lze připravit reakci plynného amoniaku s roztaveným alkalickým kovem nebo rozpouštění alk. kovu v kapalném amoniaku. Na + NH 3 (g) NaNH 2 Jsou to silně bazické látky a působí jako redukční činidla NaNH 2 + H 2 O NaOH + NH 3 Zahříváním amidů se často tvoří imidy Sr (NH 2 ) 2 SrNH +NH 3 Nitridy-binární sloučeniny kovu s dusíkem v oxidačním stavu -III mají iontový (nitrid vápenatý, sodný, lithný) či kovalentní charakter (např. nitrid boritý) Některé nitridy se vyznačují značnou tvrdostí a el. vodivostí, cehož se využívá v technické praxi.

48 Nitridy iontové s vodou hydrolyzují Ca 3 N 2 + H 2 O Ca(OH) 2 + NH 3 Nitridy lze připravit reakcí dusíku s kovy 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 za běžných teplot Al + N 2 AlN Vznikají také rozkladem amidů či imidů za zvýšených teplot CaNH Ca 3 N 2 + NH 3 Případně zahřívání oxidů či chloridů kovů v proudu amoniaku WO 3 + NH 3 W 2 N 3 + N 2 + H 2 O CrCl 3 + NH 3 CrN + HCl

49 Vodík, kyslík, dusík Otázky: 1. Popište výskyt vodíku, dusíku a kyslíku v přírodě. 2. Jakými způsoby lze tyto plyny připravit v laboratoři? Popište pomocí chemických reakcí. 3. Jakým způsobem se tyto prvky vyrábí průmyslově? 4. Jak se nazývají izotopy vodíku a čím se od sebe liší? 5. Charakterizujte nejvýznamější sloučeniny vodíku, dusíku a kyslíku.

50 Vzácné plyny ns 2 np 6 2He Helium 10Ne Neon 18Ar Argon 36Kr Krypton 54Xe Xenon 86Rn Radon Vzácné plyny jsou plyny bez barvy, chuti a zápachu, s plně obsazenou valenční vrstvou. Elektronová konfigurace prvků 18. skupiny osm, resp. u helia dva elektrony ve valenční sféře, je příčinou jejich vysoké stability a také jejich odlišnosti od prvků všech ostatních skupin. Prvky této skupiny mají maximální hodnoty ionizační energie a minimální hodnoty elektronové afinity. Jejich neochota měnit uspořádání svých valenčních elektronů způsobuje, že nereagují s ostatními prvky. Od této skutečnosti pochází jejich název inertní (netečné) plyny.

51 Vzácné (inertní) plyny tvoří jednoatomové molekuly, poutané navzájem velmi slabými van der Waalsovými silami. Proto mají extrémně nízké teploty varu a jsou obtížně zkapalnitelné. S rostoucím protonovým číslem se jejich teplota varu zvyšuje. Uměle byly připraveny sloučeniny kryptonu, xenonu a radonu s prvky s nejvyšší elektronegativitou fluorem a kyslíkem. Tyto sloučeniny mají význam jen pro teoretický výzkum. Všechny tyto plyny jsou ionizovatelné poměrně dobře vedou elektrický proud a jimi plněné výbojky vyzařují barevné světlo. Svým chováním jsou blízké ideálnímu plynu. Helium chemická značka He, (lat. Helium) je plynný chemický prvek, patřící mezi vzácné plyny a tvořící druhou nejvíce zastoupenou složku vesmírné hmoty. V přírodě se vyskytuje jako izotop 4 helium (se čtyřmi nukleony) a ve stopovém množství i izotop 3 helium (se třemi nukleony). Historie objeveno v roce 1868 při zatmění Slunce francouzským astronomem Pierrem Janssenem, který objevil neznámé žluté spektrální linie, které byly přiřazeny doposud neznámému prvku, pojmenovaném po starořeckém bohu Slunce, Héliovi.

52 Výskyt v přírodě Helium je na Zemi přítomno jen velmi vzácně. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává do meziplanetárního prostoru. V menším množství až 9% se nachází v zemním plynu, z něhož se také získává vymrazováním. Ve vesmírném měřítku je helium druhým nejvíce zastoupeným prvkem. Vyskytuje se především ve všech svítících hvězdách, kde je jedním z mezistupňů termonukleární syntézy, jež je podle současných teorií základním energetických zdrojem ve Vesmíru. Tvoří přibližně 25% hmoty okolního pozorovatelného Vesmíru. Základní fyzikálně - chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, chemicky zcela inertní - helium vytváří pouze jednu chemickou sloučeninu a to s fullereny. Ve vodě je velmi málo rozpustné 8,8 ml He v 1000 ml vody. Helium má malý elektrický odpor a dobře vede elektrický proud. Toho se využívá při výrobě výbojek. Helium září intenzivně žlutě. Helium je jediná látka, která při nízkých teplotách a normálním tlaku zůstává kapalná až k teplotě absolutní nuly. Pevné helium lze získat pouze za zvýšeného tlaku. Helium má také ze všech známých látek nejnižší bod varu. (- 269 C). Bod tání je -272 C

53 Kapalné helium je látka, která vyniká velkým množstvím zajímavých vlastností. Je supratekuté, to znamená, že dokáže bez tření protékat libovolnými předměty a téct bez tření po libovolných předmětech. Je supravodivé, to znamená, že dokáže vést elektrický proud bez ztrát (má neměřitelný elektrický odpor). Tepelná vodivost helia je tři milionkrát větší než u mědi při pokojové teplotě. Získávání Od roku 1917 se v Severní Americe získává helium z ložisek zemního plynu. Od methanu a ostatních plynů se odděluje frakční destilací. Další možnost je zahřívat minerály, ve kterých se helium vyskytuje, teplotou okolo C. K takovým minerálům patří cleveit, monazit a thorianit. Plyny, které se uvolňují z minerálů, je nutno od sebe oddělit, aby bylo možno získat čisté helium. Použití Vzhledem ke své extrémně nízké hustotě a inertnímu chování se helium používá k plnění balónů a vzducholodí jako náhrada hořlavého vodíku. Značnou nevýhodou je zde ovšem jeho poměrně vysoká cena. Navíc má atom helia velmi malý průměr, snadno difundujei skrze pevné materiály a dochází tak ke ztrátám.

54 Směsí helia, kyslíku a dusíku se plní tlakové láhve s dýchací směsí, určenou pro potápění do velkých hloubek. Na rozdíl od dusíku totiž ani pod velkým tlakem nezpůsobuje tzv. hloubkové opojení, takže potápěč je schopen pracovat ve velkých hloubkách i přes 300 metrů. Helium se také používá jako nosný plyn pro kapilární plynovou chromatografii s hmotově spektrometrickou detekcí. Další aplikací v oboru analytické chemie je rentgenová fluorescence, kde tvoří ochrannou atmosféru mezi zdrojem záření a vzorkem. Mimořádně nízká teplota varu předurčuje kapalné helium jako jedno ze základních médií pro kryogenní techniky, především pro výzkum i praktické využití supravodivosti a supratekutosti různých materiálů. Helium se ve směsi s neonem používá k plnění reklamních osvětlovačů, obloukových lamp a doutnavek. Helium má intenzivně žlutou barvu.

55 Neon Neon (latinsky Neonum) chemická značka Ne je plynný chemický prvek, patřící mezi vzácné plyny Historie byl objeven roku 1898 Williamem Ramsayem, který využil nové metody frakčního destilace zkapalněného vzduchu a zároveň s neonem objevil i krypton a xenon. Fyzikální a chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, naprosto inertní. Chemické sloučeniny neonu nejsou známy. V 1 litru vody se při 20 C rozpustí 10,4 ml neonu. Při velmi nízkých teplotách je možno neon zachytit na aktivním uhlí. Neon má velmi dobrou elektrickou vodivost, stejně jako i ostatní vzácné plyny. Má totiž velmi malý elektrický odpor. Toho se využívá v osvětlovací technice. Neon má ve výbojkách červenou barvu.

56 Výskyt Je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 0,0018% (Ve 100 litrech vzduchu je přibližně 1,82 ml neonu). Získávání je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Další možností získávání neonu je frakční adsorpce na aktivní uhlí, při teplotách kapalného vzduchu. Využití Elektrickým výbojem v prostředí neonu o tlaku několik torrů vzniká intenzivní světelné záření oranžově-červené (šarlatové) barvy. Tohoto jevu se využívá pří výrobě výbojek tzv. neonek, která slouží jako osvětlovací tělesa nebo různé světelné indikátory. Spolu s heliem lze neon využít i v obloukových lampách a doutnavkách. Neonové trubice se používají v různých oblastech elektrotechniky (usměrňovače, pojistky, reduktory napětí ). Kapalný neon se využívá v kryogenní technice jako náhrada dražšího a obtížněji připravitelného kapalného helia. Neon slouží i jako náplň do některých typů laserů.

57 Argon Argon, chemická značka Ar, (lat. Argon) je chemický prvek patřící mezi vzácné plyny, které tvoří přibližně 1 % zemské atmosféry. Historie Objev argonu je oficiálně připisován lordu Rayleighovi a Williamu Ramsayovi roku 1894 Výskyt Argon je hojně zastoupen v zemské atmosféře. Tvoří přibližně její 1 % (ve 100 l vzduchu je 934 ml argonu) Získávání poměrně snadno získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Atmosferický argon lze získat adsorpcí na aktivní uhlí při teplotě kapalného vzduchu Fyzikálně-chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, úplně inertní. Doposud se podařilo připravit pouze dvě chemické sloučeniny argonu na helsinské univerzitě v roce HArF a ArF.

58 V 1 litru vody se rozpustí 33,6 ml argonu (je dokonce rozpustnější než kyslík). Ještě o něco lépe se rozpouští v nepolárních organických rozpouštědlech. Argon lze adsorbovat na aktivním uhlí. Argon stejně jako ostatní vzácné plyny má malý elektrický odpor a vede velmi dobře elektrický proud. Díky tomu v uzavřených trubicích, kterými prochází elektrický proud, vznikají elektrické výboje. Toho se využívá v osvětlovací technice. Argon září při větší koncentraci červeně, při nižších přechází přes fialovou a modrou až k bílé barvě. Použití Inertních vlastností argonu se využívá především při svařování kovů, kde tvoří ochrannou atmosféru kolem roztaveného kovu a zabraňuje vzniku oxidů a nitridů a tím zhoršování mechanických vlastností svaru. V metalurgii se ochranná atmosféra argonu nasazuje při tavení slitin hliníku, titanu, mědi, platinových kovů a dalších. Růst krystalů superčistého křemíku a germania pro výrobu polovodičových součástek pro výpočetní techniku se uskutečňuje v atmosféře velmi čistého argonu. Argon se ve směsi s dusíkem používá jako ochranná atmosféra žárovek a jako prostředí pro uchovávání potravin.

59 Krypton Historie byl objeven roku 1898 Williamem Ramsayem, který využil nové metody frakčního destilace zkapalněného vzduchu a zároveň s kryptonem objevil i neon a xenon. Výskyt Krypton je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 0,0001 %. Fyzikálně-chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, téměř inertní. Chemické sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem (KrF 2 ) a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. Krypton se na rozdíl od předchozích vzácných plynů rozpouští dobře ve vodě a ještě lépe v nepolárních organických rozpouštědlech. Krypton je možno při velmi nízkých teplotách zachytit na aktivním uhlí. Krypton stejně jako i ostatní vzácné plyny se vyznačují nízkým elektrickým odporem a tudíž i velmi dobrou vodivostí elektrického proudu. Toho se využívá v osvětlovací technice. Krypton má zelenavě až světle fialovou barvu, která zřeďováním kryptonu přechází až v bílou barvu.

60 Získávání Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Další možností získání kryptonu je frakční adsorpce na aktivní uhlí za teplot kapalného vzduchu. Využití Krypton má řadu izotopů, z nich 6 je stabilních a další z nich podléhají radioaktivní přeměně. Stanovení vzájemného poměru různých izotopů kryptonu může v určitých případech sloužit k určení stáří hornin nebo podzemních vod. Krypton nachází uplatnění hlavně v osvětlovací technice, kde se ho využívá k plnění kryptonových žárovek a některých zářivek. Krypton se dá dále použít ve výbojkách, obloukových lampách a doutnavých trubicích. Krypton má zelenavě až světle fialovou barvu, která se jeho ředěním v nádobě vytrácí a při velkém zředění vydává pouze bílé světlo.

61 Xenon Historie byl objeven roku 1898 Williamem Ramsayem, který využil nové metody frakčního destilace zkapalněného vzduchu. Výskyt Xenon je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 5*10-6 %. Fyzikálně-chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní. Chemické sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem, chlorem a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. Oxid xenonový je například silně explozivní. Xenon je velmi dobře rozpustný ve vodě a ještě lépe rozpustný v nepolárních organických rozpouštědlech. Xenon stejně jako i ostatní vzácné plyny má velmi malý elektrický odpor, a proto vede velmi dobře elektrický proud. Toho se využívá v osvětlovací technice. Xenon má fialovou barvu, ale ředěním xenonu ve výbojové trubici barva ztrácí na plnosti a při velkém zředění vydává xenon pouze bílé světlo.

62 Získávání Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Druhou možností jak jej lze získat, je frakční adsorpce na aktivní uhlí za nízkých teplot. Využití Určení vzájemného poměru různých izotopů xenonu v horninách slouží ke studiu geologických přeměn zemské kůry. Podobné studium izotopů xenonu vázaného v meteoritech přispívá k pochopení formování našeho slunečního systému i naší galaxie. Elektrickým výbojem v atmosféře xenonu vzniká světlo fialové až modré barvy, které se ředění xenonu vytrácí až zůstane pouze bílé světlo. Toto záření působí baktericidně a xenonové výbojky nalézají využití pro dezinfekci. Byly zkonstruovány xenonové výbojky, schopné produkovat mimořádně intenzivní světelné záblesky o velmi krátkém trvání výboje. Díky těmto výbojkám je možno fotografovat a filmovat velmi rychlé děje (průlet vystřelené kulky překážkou, výbuchy apod.). Xenon se dá dále využít k výrobě obloukových lamp a doutnavých trubic.