I II III IV V VI VII VIII I II III IV V VI VII VIII. Li Be B C N O F Ne. K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr

Transkript

1 Halogeny prvky s 2 p 5 ACH I II III IV V VI VII VIII I II III IV V VI VII VIII 1 H n s n p He 2 Li Be B C N O F Ne 3 3 Na Mg (n-1) d Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Lr Rf Ha F Cl Br I At La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Katedra chemie FP TUL

2

3 počet známých prvků Halogeny historie : Scheele NaCl + MnO 2 + H 2 SO 4 Cl 2 + MnCl 2 + Na 2 SO : Courtois I 2 z mořských řas : Balard Br 2 z mořské solanky 1940: Corson, MacKenzie Ségre Bi + a 2 n + At rok objevu 1886: Moissan F 2 elektrolýzou KF:HF

4 Halogeny výskyt v přírodě F 2 Cl 2 Br 2 I 2 CaF 2 kazivec Na 3 [AlF 6 ] kryolit Ca 5 F(PO 4 ) 3 fluoroapatit NaCl halit mořská voda solná ložiska Ca 5 Cl(PO 4 ) 3 chloroapatit mořská voda společně s Cl (např. Mrtvé moře 4 g/dm 3 Br ) Ca(IO 3 ) 2 lantarit NaIO 3 v chilském ledku mořské řasy, vody slaných bažin (Louisiana, Kalifornie, Japonsko)

5 Halogeny - příprava F 2 Cl 2 Br 2 I 2 termickým rozkladem: 2 CoF 3 2 CoF 2 + F 2 t (vnitřní oxidace-redukce) IF 7 IF 5 + F 2 4 HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl H 2 O 2 ClO HSO H 3 O + 5 HSO H 2 O + Cl 2 Cl + ClO + 2 H 3 O + Cl H 2 O 16 HBr + 2 KMnO 4 2 MnBr Br KBr + 8 H 2 O 5 Br + BrO H 3 O + 9 H 2 O + 3 Br 2 2 KBr + Cl 2 Br KCl 4 HI + O 2 2 I H 2 O vzduch 2 IO HSO H 3 O + 5 HSO 4 + I H 2 O 2 KI + Br 2 I KBr I 2 O CO I CO 2 (detekce CO) t

6 Halogeny - výroba F 2 Cl 2 Br 2 I 2 elektrolýzou taveniny KF+HF (1:2-1:3) 2 F F 2 (g) + 2 e CaF 2 + H 2 SO 4 CaSO HF HF+ KOH KF + H 2 O elektrolytickou oxidací vodných roztoků NaCl nebo přírodních solanek: 2 Cl = Cl e (anoda - uhlík) Na + + e = Na(l) (Hg katoda - amalgam) 2 H e = H 2 (g) (katoda oddělena diafragmou) oxidací HCl vzdušným O 2 : 4 HCl + O 2 2 Cl H 2 O z matečných louhů a mořské vody: 2 Br + Cl 2 Br Cl Br 2 (g) Br 2 (l) Br 2 z Chilského ledku: 2 NaIO NaHSO Na 2 SO 3 5 Na 2 SO 4 + I H 2 O z výluhu popela mořských řas: 2 I + 2 NO H 3 O + I NO + 6 H 2 O

7 Elektronegativita halogenů astat jód brom chlor fluor

8 Energie vazby mezi halogeny kj/mol astat jód brom chlor fluor

9 Bod varu halogenů C jód brom chlor fluor

10 Bod tání halogenů C astat jód brom chlor fluor

11 Vazebné možnosti halogenů ns 0 np 0 ns 1 np 0 ns 2 np 0 ns 2 np 1 ns 2 np 2 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np F 0 F -I Cl VII Cl VI Cl V Cl IV Cl III Cl I Cl 0 Cl -I Br VII - Br V Br IV Br III Br I Br 0 Br -I I VII - I V (I IV ) I III I I I 0 I -I odtržení elektronů (oxidace) přijetí elektronů (redukce)

12 Vazebné možnosti halogenů Iontová vazba (sdílený pár je prakticky přetažen na X) s vysloveně elektropozitivními prvky X X >> X M (M= Na, K, Ca, Ba) M + Kovalentní vazba (polární) s ostatními méně elektropozitivními prvky X X > X M (M= S, Te, C, H, Cd, Hg, Ti) vazby překryvem atomu X (SP 3, SP 3 D, SP 3 D 2, SP 3 D 2 F) s AO, HAO (partnera) H X C l

13 Vazebné možnosti halogenů Záporné oxidační stavy HX SP 3 ABE 3 lineární tvar molekuly TeI 4 SP 3 AB 4 E deformovaný tetraedr SF 6 SP 3 D 2 AB 6 oktaedr

14 Vazebné možnosti halogenů Kladné oxidační stavy (VSEPR) ClO 2 SP 2 AB 2 E lomený tvar molekuly (úhel OClO = 117 ) ClO SP 3 ABE 3 lineární ClO 2 SP 3 AB 2 E 2 lomený ClO 3 SP 3 AB 3 E trigonálně pyramidální ClO 4 SP 3 AB 4 tetraedrický I 3 SP 3 D AB 2 E 3 lineární ClF 3 SP 3 D AB 3 E 2 T-tvar BrF 4 SP 3 D 2 AB 4 E 2 tetragonální IF 5 SP 3 D 2 AB 5 E tetragonálně pyramidální IO 5 6 SP 3 D 2 AB 6 oktaedr IF 7 SP 3 D 2 F pentagonálně bipyramidální

15 Vazba můstkovými atomy Atomy halogenů v oxidačním stavu I tvoří další typ vazby, která má obdobný charakter jako vodíková vazba (HF, HCl) (třístředová). Ve funkci můstkových atomů mohou halogeny dosáhnout i dvouvaznosti. Příklad: Al 2 Cl 6, CuBr 2 HF (HCl) Cl Cl Cl F Al Al H H Cl Cl Cl F F Br Br Br Br Cu Br Cu Br

16 Chemické vlastnosti halogenů Elementární halogeny vysoce reaktivní: reaktivita klesá v řadě: F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2 Elementární fluor se za vhodných podmínek přímo slučuje téměř se všemi prvky (vyjma He, Ar, a Ne). Reakce jsou exotermické, mají povahu hoření, někdy jsou dokonce explozivní. Při všech svých reakcích působí oxidačně (nejsilnější oxidační činidlo vůbec) a přechází do oxidačního stavu I. Ostatní halogeny podobné, avšak méně výrazné oxidační působení, těžší halogeny s některými prvky vůbec nereagují (Cl + C; I + S apod.)

17 Nejvýznamnější binární sloučeniny Halogenovodíky Halogenidy Interhalogeny Oxidy Oxokyseliny Halogenid oxidy Deriváty kyselin

18 Chemické vlastnosti halogenů Reakce s binárními sloučeninami: vytěsní elektronegativní složku jako prvek: SiO F 2 SiF 4 + O 2 H 2 S + Br 2 2 HBr + S nebo reagují s oběma prvky H 2 S + 4 F 2 2 HF + SF 6 popř. se na molekulu adují SO 2 + Br 2 SO 2 Br 2 PCl 3 + Cl 2 PCl 5 CO + Cl 2 COCl 2

19 Chemické vlastnosti halogenů Reakce při nichž přecházejí do kladného oxidačního stavu: 3 I HNO 3 6 HIO NO + 2 H 2 O 3 I Cl H 2 O 2 HIO HCl Reakce s vodou (ph=7) 2 F 2 + H 2 O 4 HF + O 2 ; F 2 + H 2 O HF + HFO X 2 + H 2 O HXO + HX ; 2 HXO 2 H X + O 2 nestálost se zvyšuje HClO > HBrO > HIO 3 HXO 3 H X + XO 3

20 Chemické vlastnosti halogenů Reakce se zředěnými roztoky alkalických hydroxidů za studena (5%) 2 F NaOH 2 NaF + OF H 2 O Cl NaOH NaCIO + NaCl + H 2 O Br NaOH NaBrO + NaBr + H 2 O I NaOH NaIO + NaI + H 2 O Reakce s koncentrovanými roztoky alkalických hydroxidů za tepla 3 X KOH KXO KX + 3 H 2 O (X=Cl,Br,I)

21 Body varu halogenovodíků C HI HBr HCl HF

22 Body tání halogenovodíků C HI HBr HCl HF

23 Halogenovodíky - příprava HF HCl C CaF 2 + H 2 SO 4 2 HF + CaSO 4 Leblankův postup: 150 C NaCl + H 2 SO 4 HCl + NaHSO C NaCl + NaHSO 4 HCl + Na 2 SO 4 HBr HI 3 P + 6 H 2 O + 3 Br 2 6 HBr + 2 H 3 PO 3 H 3 PO 3 + H 2 O + Br 2 2 HBr + H 3 PO 4 Leblancův postup nelze použít: 2 HBr + H 2 SO 4 Br 2 + SO 2 +2 H 2 O NaBr + H 3 PO 4 3 HBr + Na 3 PO 4 Stejně jako HBr s červeným P 2 I 2 + N 2 H 4 4 HI + N 2 3 NaI + H 3 PO 4 3 HI + Na 3 PO 4 I 2 + H 2 S 2HI + S

24 Halogenovodíky - výroba HF HCl HBr Ca 5 F(PO 4 ) H 2 SO 4 3 H 3 PO 4 + HF + 5 CaSO 4 Přímou syntézou: Vedlejší produkt při výrobě H 3 PO C H 2 (g) + Cl 2 (g) 2 HCl(g) Při průmyslové chloraci uhlovodíků jako vedlejší produkt 4 NaCl + 2 SO 2 + O H 2 O 4 HCl + 2 Na 2 SO C Přímou syntézou: H 2 (g) + Br 2 (g) 2 HBr(g) Pt azbest H 3 PO 3 + H 2 O + Br 2 2 HBr + H 3 PO 4 HI Přímá syntéza je energeticky nevýhodná

25 Halogenovodíky - použití HF HCl HBr HI 37% freony (chladící zařízení a rozpouštědla) 40% syntetický kryolit uranový průmysl katalyzátor při alkylaci ropy výroba fluoridů (NaF, SnF 2, H[BF 4 ], H 2 [SiF 6 ]) oxidačně chlorační procesy k výrobě anorganických sloučenin (NH 4 Cl, bezvodé chloridy) moření oceli, činění kůží, desulfurizace ropy, obohacování rud hydrolýza škrobu na glukózu, pro organický průmysl výroba anorganických bromidů syntéza alkylbromidů katalyzátor HBr v organické chemii výhradně jen v laboratoři

26 Halogenidy Jsou buď skutečnými solemi halogenovodíků (NaCl, CdBr 2, BiI 3, aj.) nebo hypotetickými (SCl 2, TeI 4, SF 6 aj.). Iontové (halogenidy alkalických kovů, Mg, alkalických zemin, lanthanoidů a některých elektropozitivních kovů. Iontovost klesá v řadě: NaF>NaCl>NaBr>NaI; nebo TiCl>TiCl 3 ; CrBr 2 >CrBr 3 ; PbF 2 >PbF 4 Reakce s H 2 O elektrolytická disociace

27 Halogenidy Kovalentní nízkomolekulární (ve vyšších oxidačních stavech např. TiCl 4, SnCl 4, UF 6, MoF 6, WF 6, nebo halogenidy všech nekovů a polokovů např. SF 6, SiF 4, AsF 3, TeBr 4 ) vysokomolekulární (AlCl 3, CdCl 2, CuBr 2, BiI 3 můstkové halogeny) Hydrolytické reakce s H 2 O: TiCl 4 + 2H 2 O TiO HCl BBr 3 + 3H 2 O H 3 BO HBr Nereagují s H 2 O (CCl 4, SF 6, SeF 6, OsF 8 )

28 Halogenidy - příprava Přímým sloučením prvků: Ti + 2Cl 2 TiCl 4 S + 3 F 2 SF 6 Reakcí málo ušlechtilých kovů s halogenovodíky: Cd + 2 HCl CdCl 2 + H 2 Termickým rozkladem komplexní sloučeniny: Ni [(NH 3 ) 6 ]Cl 2 NiCl NH 3 Redukční halogenací Al 2 O C + 3 Cl 2 2 AlCl CO BeO + CCl 4 BeCl 2 + COCl 2 bezvodé

29 Halogenidy - příprava Rozpouštěním oxidů, hydroxidů a uhličitanů v halogenovodíkových kyselinách: MgO + 2 HCl MgCl 2 + H 2 O KOH + HI KI + H 2 O CaCO HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 Srážecími reakcemi: AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3

30 Interhalogeny XY n X/Y n F Cl Br I F 1 F 2 ClF BrF IF 3 ClF 3 BrF 3 IF 3 X 5 ClF 5 BrF 5 IF 5 7 IF 7 Cl 1 Cl 2 BrCl ICl 3 ICl 3 Br 1 Br 2 IBr I I 2 plyn kapal. kryst.

31 Interhalogeny Dvouatomové: vznikají přímou reakcí z prvků ClF bezbarvý plyn 250 C Cl 2 + F 2 2 ClF Použití: fluorační činidlo W + 2 ClF WF Cl 2 v plynné fázi Vlastnosti: ClF + H 2 O F + HClO disproporcionují za norm. teploty BrF Br 2 + F 2 2 BrF 3 BrF Br 2 + BrF 3-45 C IF I 2 + F 2 2IF 5 IF 2I 2 + IF 5 IBr černé krystaly taveniny vedou el. proud ICl rub. červené krystaly 3 IX + BF 3 I 2 X + + IX 2 I 2 + X 2 2IX (X=Cl,Br) } Použití: nevodná rozpouštědla

32 Interhalogeny Tetraatomové: ClF 3 slámově žlutá kapalina, nejreaktivnější známá látka (spontánně zapaluje, azbest, dřevo stavební materiály - zápalné bomby ve 2. světové válce) Vlastnosti: C Cl F 2 2 ClF 3 2 ClF H 2 O 3 HF + HClO 2 NH ClF 3 6 HF + N 2 + Cl 2 Použití: raketové palivo, k výrobě UF 6 (oddělování U od Pu) BrF 3 jahodově červená kapalina Br F 2 2 BrF 3 Použití: k přímé fluoraci oxidů na fluoridy SiO BrF 3 3 SiF Br 2 + O 2 I 2 Cl 6 jasně žlutá pevná látka 80 C 20 C I Cl 2 2 I 2 Cl 6 Nestálá rozkládá se např. na HCl + O 2

33 Interhalogeny Hexaatomové: ClF C, 25 MPa Vlastnosti: Cl F 2 2 ClF 5 ClF 5 + 2H 2 O 4 HF + FClO 2 >150 C BrF 5 Br F 2 2 BrF 5 BrF H 2 O 5 HF + HBrO 3 za norm. teploty IF 5 I 2 (s) + 5F 2 2IF 5 IF H 2 O 5 HF + HIO 3 mírnější fluorační činidlo Oktaatomové živá reakce explozivní reakce bouřlivá reakce IF C I2(g) + 7 F2 2 IF7 2 IF 7 + SiO 2 SiF 4 + 2IOF 5 IF 7 + H 2 O 2 HF + IOF 5 silnější fluorační činidlo než IF 5

34 Oxidy X n O m binární sloučeniny s kyslíkem - největší rozdíly v chemických vlastnostech, protože X F >X O >X Cl >X Br >X I Ox. č. F Cl Br I HAO Tvar I OF 2 fluorid SP 3 (O) 103 I Cl 2 O Br 2 O SP 3 (O) 111 IV ClO 2 BrO 2 SP 2 (X) 118 lomený lomený lomený V I 2 O 5 SP 3 (I) 2 pyramidy VI Cl 2 O 6 VII Cl 2 O 7 I 2 O 7 SP 3 (X) 2 tetraedry

35 Oxidy Cl 2 O žluto-červený plyn, při zahřátí vybuchuje HgO + 2 Cl 2 HgCl 2 + Cl 2 O za snížené teploty Vlastnosti: Cl 2 O + H 2 O 2 HClO Cl 2 O + 10 NH 3 2 N NH 4 Cl + 2 H 2 O explozivní reakce

36 Oxidy ClO 2 žluto-zelený plyn nebo červeno-hnědá kapalina, při zahřátí vybuchuje 3 KClO H 2 SO 4 2 ClO 2 + HClO KHSO 4 + H 2 O 2 AgClO 3 + Cl 2 2 AgCl + 2 ClO 2 + O 2 2 NaClO 2 + Cl 2 2 ClO NaCl ClO 2 ClO + O h radikály ClO H 2 O ClO 2 6H 2 O rozpouští se!!! Cl + O 3 ClO + O 2 v ozónové vrstvě ClO + O 3 Cl + O 2 o něco menší snížení O 3 ClO + NO 2 ClONO 2

37 Oxidy Cl 2 O 6 dimerní ClO 3 tmavo-červená kapalina 2 ClO O 3 Cl 2 O O 2 Cl 2 O 6 + H 2 O HClO 3 + HClO 4 Cl 2 O 6 + HF ClO 2 F + HClO 4

38 Oxidy I 2 O 5 bílá krystalická látka, nejstálejší ze všech oxidů rozkládá se >350 C 2 HIO 3 I 2 O 5 + H 2 O I 2 O CO I CO 2

39 Oxidy Cl 2 O 7 olejovitá kapalina I 2 O 7 syntetizován teprve nedávno 2 HClO 4 + P 2 O 5 Cl 2 O HPO 3 Cl 2 O 7 ClO 3 + ClO 4

40 Oxokyseliny Ox. č. F Cl Br I HAO Tvar (I) HFO SP 3 (O) lom. I HClO HBrO HIO SP3 (X) III HClO 2 SP 3 (X) HO X HO Cl O V HClO 3 HBrO 3 HIO 3 SP 3 (X) HO O X O VII HClO 4 HBrO 4 HIO 4 SP 3 (X) O HO X O H 4 I 2 O 9 H 5 IO 6 SP 3 D 2 (I) oktaedr O

41 Oxokyseliny Kyseliny HXO a soli XO HFO: bílá krystalická látka Vlastnosti: zapotřebí odstranit z reakční zóny F 2 + H 2 O HFO + HF jinak reaguje F 2 + H 2 O OF 2 + HF 2 HFO + 2 H 2 O 2 H 2 O 2 +2 HF + O 2 HClO: velmi reaktivní 2 HXO 2 H X + O 2 HBrO: nestálé, známé 3 HXO 3 H + +2 X + XO 3 HIO: jen ve vodných roztocích nejsilnější ox. účinky E =1,64 V NO 2 NO 3 ; S SO 4 ; Br Br 2, BrO, BrO 3 ; ClO ClO 2, ClO 3 ; Mn 2+ MnO 4 Příprava: Disproporcionační hydrolýzou: X 2 + OH X + XO + H 2 O Elektrochemickou oxidací: X + ClO Cl + XO + H 2 O XO + Cl 2 + H 2 O 2 Cl + 2HXO Soli: } Použití: bělení a odbarvování textilu, oxidační účinky Cl 2 + NaOH NaCl + NaClO + H 2 O 2 Ca(OH) Cl 2 Ca(ClO) 2 CaCl 2 2H 2 O

42 Oxokyseliny Kyseliny HOXO a soli XO 2 HClO nestálá 2 Ba(ClO 2 ) 2 + H 2 SO 4 BaSO HClO 2 Vlastnosti: 5 HClO 2 4 ClO 2 + HCl + 2 H 2 O 3 HClO 2 2 HClO 3 + HCl HClO 2 HCl + O 2 Soli: Redukcí ClO 2 alkalickými roztoky peroxidů nebo Zn 2 ClO 2 + O ClO 2 + O 2 ClO 2 + Zn 2 ClO 2 + Zn 2+

43 Oxokyseliny Kyseliny HOXO 2 a soli XO 3 silná kyselina oxidační účinky stálá až do 30% Ba(ClO 3 ) 2 + H 2 SO 4 BaSO HClO 3 8 HClO 3 4 HClO Cl H 2 O + 3 O 2 3 HClO 3 HClO ClO 2 + H 2 O Soli: 3 Cl KOH KClO KCl + 3 H 2 O 2 KClO 3 2 KCl + 3 O 2 3 ClO 2 ClO 3 + Cl HClO 3

44 Oxokyseliny lze zahustit až na 50% nejsilnější oxidační účinky HBrO 3 Br HClO + H 2 O 2 HBrO KCl HBrO 3 2 Br O H 2 O BrO H e Br H 2 O; E º = 1,52 V Soli: KBr + KClO 3 KBrO KCl

45 Oxokyseliny bílá krystalická látka I Cl H 2 O 2 HIO HCl Soli: I NaClO 3 2 NalO 3 + Cl 2 Vlastnosti (X = Cl, Br, I) 4 XO 3 2 O X 2 + O 2 XO 3 + X + 6 H + 3 X H 2 O I XO 3 2 lo 3 + X 2 HIO 3

46 Oxokyseliny HClO 4 Kyseliny HOXO 3 a soli XO 4 hygroskopická, stálá až do 70% Ba(ClO 4 ) HCl BaCl HClO 4 Vlastnosti: HClO 4 2H 2 O H 5 O 2+ ClO 4 2 NaClO 4 + H 2 [SiF 6 ] Na 2 [SiF 6 ] + 2 HClO 4 2 NaClO 4 + H 2 SO 4 Na 2 SO HClO 4 Soli: výroba: elektrolytická oxidace roztoku NaClO 3 ClO OH ClO 4 + H 2 O + 2 e (anoda) nebo 4 KClO 3 3 KClO 4 + KCl Použití: náhrada freonů (NH 4 ClO 4 ); tuhá raketová paliva (NH 4 ClO 4 + Al)

47 Oxokyseliny HBrO 4 bílá krystalická látka < 55% stálá do 100 C; > 55% nestálá HBrO 4 2H 2 O Příprava: BrO 3 + F OH BrO F + H 2 O filtruje se přes ionex 20% výtěžek Soli: mírná oxidační činidla

48 Oxokyseliny HIO 4 silné oxidační vlastnosti (soli mnohem menší) vzniká opatrnou dehydratací H 5 IO 6 O O I OH O

49 Oxokyseliny H 5 IO 6 Ba 5 (IO 6 ) H 2 SO 4 5 BaSO H 5 IO 6 Soli: termickým rozkladem (disproporcionací) 5 Ba(IO 3 ) 2 Ba 5 (IO 6 ) I O 2 nebo HO HO NaIO 3 +Cl NaOH Na 3 H 2 IO NaCl + H 2 O OH I OH O OH

50 Oxokyseliny H 4 I 2 O 9 2 H 5 IO 6 H 4 I 2 O H 2 O H O O H I O O O O I O O O H H

51 Chemie astatu Vysoce radioaktivní, nestabilní, nejstabilnější isotop má poločas rozpadu cca 8 hodin, nejsou popsány sloučeniny, má polokovové chování reaguje s bromem a jodem na interhalogeny Rozpouští se v teplé zředěné HNO 3 a HCl

52 Biochemie halogenů FLidské tělo obsahuje 37 ppm fluoru hlavně zubní sklovina a kosti Je vysoce toxický a nebezpečný Kyselina fluorovodíková poškozuje tkáně, dokud se nedostane na kosti, kde vznikne fluorid vápenatý

53 Biochemie halogenů Cl Lidské tělo obsahuje 0,12 % chloru Je vysoce toxický a nebezpečný Leptá sliznice pokožku a oči

54 Biochemie halogenů Br Lidské tělo obsahuje 3 ppm bromu Je vysoce toxický a nebezpečný Malé dávky způsobují deprese a ztráty váhy Leptá sliznice, pokožku, oči

55 Biochemie halogenů ILidské tělo obsahuje 200 ppb jódu má význam pro činnost štítné žlázy Má antiseptické účinky Vyšší koncentrace poškozují sliznice a oči

56 Vztahy mezi prvky v tabulce I II III IV V VI VII VIII I II III IV V VI VII VIII 1 H n s n p He 2 Li Be B C N O F Ne 3 Na Mg (n-1) d Al Si P S Cl Ar 4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 6 Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 7 Fr Ra Lr Rf Ha 1. sloupce La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No 2. úhlopříčky 3. řádky

57 dotazy

58 Další přednáška Přechodné kovy