Prvky p2 (tetrely)

Proč je zakázané kopírování? 💾 Stáhnout materiálVIP členstvíNahlásit chybu

chemie

 

Otázka: Prvky p2 (tetrely)

Předmět: Chemie

Přidal(a): Eliška 🙂

 

 

Charakteristika prvků p2

  • prvky 14. (IV.A) skupiny periodické soustavy prvků, tetrely
  • uhlík, křemík, germanium, cín, olovo
  • mají 4 valenční elektrony, konfigurace valenční vrstvy je ns2 np2
  • všechny jsou schopny excitace
  • všechny jsou pevné látky
  • se stoupajícím protonovým číslem roste kovovost – uhlík a křemík jsou nekovy, germanium je polokov, cín a olovo jsou kovy
  • uhlík je maximálně čtyřvazný, ostatní prvky jsou až šestivazné (mohou využít prázdné nd-orbitaly)
  • běžná oxidační čísla jsou –II, II, IV
  • se stoupajícím Z klesá stálost sloučenin s oxidačním číslem IV a stoupá stálost sloučenin s oxidačním číslem II
  • volně se vyskytuje pouze uhlík, ostatní jenom ve sloučeninách

 

Uhlík

výskyt:

  • v přírodě volný i vázaný
  • volný krystalizuje ve dvou alotropických modifikacích jako:
    • diamant – krychlová soustava
      • každý atom uhlíku je kovalentně poután se 4 sousedními atomy ve vrcholech tetraedru
      • nejtvrdší nerost v přírodě (tvrdost = 10)
      • elektricky nevodivý, čirý
      • užití – šperkařství, brusný materiál
    • grafit, tuha – hexagonální soustava
      • má vrstevnatou strukturu – v jednotlivých vrstvách jsou pevné kovalentní vazby, mezi vrstvami slabé Van der Waalsovy
      • černošedé zbarvení, kovový lesk
      • je měkký, dobře vede elektrický proud
      • užití – elektrody, tužky, mazadlo ložisek, tavicí kelímky, moderátory pro jaderné reaktory
  • fullereny:
    • připraveny uměle odpařením grafitové elektrody v heliové atmosféře
    • velké molekuly o různém složení (C60, C70, C80, C81, C90, C91,…) ve tvaru mnohostěnů („fotbalové míče“)
    • užití – supravodivé materiály, předpokládané léčivo na AIDS o volný dále ve formě koksu, sazí, živočišného uhlí
  • vázaný:
    • v anorganických sloučeninách, např. nerosty kalcit CaCO3, magnezit MgCO3, horniny dolomit a vápenec (MgCO3.CaCO3)
    • v atmosféře a minerálních vodách jako oxid uhličitý CO2
    • je součástí ropy a zemního plynu (uhlovodíky)
    • ve všech organických sloučeninách
    • biogenní prvek

 

vlastnosti a reakce:

  • má schopnost řetězit se a tvořit násobné vazby
  • poměrně málo reaktivní, s jinými prvky reaguje až při vyšších teplotách
  • netvoří vodíkové můstky (má příliš nízkou elektronegativitu)
  • oxidační čísla –II, 0, II, IV
  • elektronová konfigurace:
    • 1)  6C [2He] 2s2 2p2 – dvouvazný
    • 2) 6C* [2He] 2s1 2p3 – čtyřvazný

  • hybridní stavy uhlíku:
Hybridizace Typ vazeb Násobnost vazeb Tvar molekuly
sp3 4x σ 4 jednoduché tetraedr
sp2 3x σ + 1x π 2 jednoduché, 1 dvojná trojúhelník
sp 2xσ + 2x π 1 jednoduchá a 1 trojná, nebo dvě dvojné lineární
  • k reakcím se používají technické formy uhlíku, např. koks nebo uhlí

 

výroba:

  • vyrábí se rozkladem organických sloučenin bez přístupu vzduchu
  • uměle se vyrábějí obě modifikace uhlíku – grafit i diamant

 

použití:

  • palivo (koks, uhlí)
  • redukce kovů z rud
    • Fe2O3 + 3 C → 3 CO + 2 Fe
  • aktivní uhlí (pórovitá forma uhlíku s velkým povrchem) slouží k adsorpci plynných látek např. ve filtrech ochranných masek nebo v lékařství při nemocech trávicího traktu jako tzv. živočišné uhlí
  • saze (technický uhlík) – rozptýlený uhlík vznikající při nedokonalém spalování organických látek, využívají se jako plnidlo při výrobě pneumatik a plastů

 

sirouhlík CS2:

  • bezbarvá jedovatá kapalina, nerozpustná ve vodě
  • nepolární rozpouštědlo (rozpouští např. bílý fosfor)
  • vzniká z prvků za zvýšené teploty:
    • 2 S + C → CS2

 

kyanovodík HCN:

  • bezbarvá kapalina, rozpustná ve vodě
  • prudce jedovatý, způsobuje ochrnutí dýchacího centra
  • jeho roztok – kyselina kyanovodíková – se chová jako velmi slabá kyselina
  • od kyseliny kyanovodíkové odvozujeme soli kyanidy:
    • prudce jedovaté
    • nejznámější kyanid draselný = cyankáli (zápach po hořkých mandlích)
    • KCN a NaCN se používají při získávání zlata a stříbra

 

karbidy:

  • sloučeniny uhlíku s elektropozitivnějšími prvky
  • jsou tvrdé, pevné, mají vysokou teplotu tání
  • nelze u nich určit oxidační číslo, názvy proto často tvoříme opisem (např. Be2C = karbid dyberilia, B4C – karbid tetraboru, aj.)
  • iontové karbidy – s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin, s vodou tvoří acetylen:
    • CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + CH     CH
  • CaC2 = karbid vápenatý, acetylid vápenatý
  • kovalentní karbidy – např. SiC (tzv. karborundum – brusný materiál), Be2C

 

oxidy:

  • oxid uhelnatý CO:
    • bezbarvý plyn, bez zápachu, ve vodě málo rozpustný
    • vzniká hořením uhlíku za nedostatku kyslíku:
      • 2 C + O2 → 2 CO
    • velmi reaktivní, silné redukční činidlo (při redukci vzniká velké množství tepla):
      • Fe2CO3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
    • připravuje se rozkladem kyseliny mravenčí:
      • HCOOH → CO + H2O
    • je jedovatý, má schopnost vázat se na hemoglobin (4x lépe než kyslík) a zabraňuje tak přenosu kyslíku – může dojít k zadušení
    • součást výfukových plynů
    • je součástí průmyslově významných plynů – vodního plynu (H2, CO) a generátorového plynu (N2, CO)
  • oxid uhličitý CO2:
    • bezbarvý, lehce zkapalnitelný plyn bez chuti a zápachu
    • 1,5x těžší než vzduch
    • není jedovatý, je jen nedýchatelný
    • vzniká při dokonalém spalování uhlíku za dostatečného přístupu vzduchu, při dýchání, tlení, hnití a kvašení:
      • C + O2 → CO2
    • přepravuje se v ocelových lahvích s černým pruhem
    • slabé oxidační činidlo, méně reaktivní než CO
    • jeho ochlazením vzniká pevný oxid uhličitý, tzv. suchý led
    • připravuje se reakcí uhličitanů se silnými kyselinami nebo jejich tepelným rozkladem:
      • CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
      • CaCO3  —t–> CaO + CO2
    • používá se při výrobě nápojů, cukru, sody, kapalný jako náplň do sněhových hasicích přístrojů, pevný jako suchý led (chlazení)
    • jeho rozpouštěním ve vodě vzniká slabá kyselina uhličitá
    • jeho zvýšené množství v atmosféře způsobuje skleníkový efekt

 

kyselina uhličitá:

  • dvojsytná, slabá, velmi nestálá kyselina
  • existuje jen ve vodném roztoku
  • připravuje se zaváděním oxidu uhličitého do vody:
    • CO2 + H2O → H2CO3
  • při zahřívání se rozkládá zpět na oxid uhličitý a vodu
  • vytváří dvě řady solí – uhličitany a hydrogenuhličitany
  • významným derivátem je fosgen COCl2 (chlorid karbonylu) – jedovatý, dusivý, bezbarvý plyn bez zápachu, vzniká při hašení tetrachlorovými hasicími přístroji

 

soli:

  • uhličitany M2CO3:
    • ve vodě nerozpustné (kromě uhličitanů alkalických kovů a (NH4)2CO3)
    • vznikají tepelným rozkladem hydrogenuhličitanů:
      • 2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
    • rozkládají se teplem a kyselinami:
      • CaCO3 → CaO + CO2
    • uhličitan vápenatý CaCO3:
      • výroba páleného vápna:
        • CaCO3 → CaO + CO2
      • hašení vápna:
        • CaO + H2O → Ca(OH)2
      • tuhnutí malty:
        • Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
    • uhličitan sodný Na2CO3:
      • triviálně soda
      • používá se k odstranění trvalé tvrdosti vody
      • součást čisticích prostředků
    • uhličitan draselný K2CO3 = potaš
  • hydrogenuhličitany MHCO3:
    • ve vodě rozpustné
    • způsobují přechodnou tvrdost vody
    • hydrogenuhličitan sodný NaHCO3:
      • jedlá soda
      • používá se v potravinářství (kypřící prášky, šumivé nápoje) a v lékařství (při zvýšené kyselosti žaludečních šťáv – slouží k jejich neutralizaci)
  • krasové jevy:
    • jejich podstatou je vzájemná přeměna mezi uhličitanem a hydrogenuhličitanem vápenatým:
      • CaCO3 + CO2 + H2O ↔ Ca(HCO3)2
    • reakce zleva doprava – rozpouštění vápence (vznik jeskyní apod.)
    • reakce zprava doleva – vznik nerozpustného uhličitanu vápenatého v podobě krápníků
  • tvrdost vody – je dána obsahem rozpuštěných minerálních látek
    • přechodná tvrdost – způsobena hydrogenuhličitany
      • může být odstraněna povařením:
        • Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2
      • (rozpustný hydrogenuhličitan se mění na nerozpustný uhličitan)
    • trvalá tvrdost – způsobena především sírany (CaSO4, MgSO4)
      • lze ji odstranit přidáním uhličitanu sodného (sody):
      • CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4
      • (rozpustný síran se mění na nerozpustný uhličitan)
    • měkká voda je například dešťová nebo kojenecká

 

Křemík

výskyt:

  • po kyslíku druhý nejrozšířenější prvek na Zemi (25,8 hm. %)
  • obsahuje ho třetina všech známých nerostů
  • elementární křemík je uměle vyrobená látka, v přírodě existuje pouze ve sloučeninách
  • v přírodě se nachází téměř výlučně ve formě kyslíkatých anorganických sloučenin s ox. číslem IV jako:
    • křemen SiO2
    • křemičitany (např. granáty, turmalín)
    • hlinitokřemičitany (např. slídy, živce)
    • opál – částečně vykrystalizovaný koloidní hydratovaný SiO2
  • biogenní prvek

 

vlastnosti a reakce:

  • patří mezi polokovy
  • tmavošedý, kovově lesklý, tvrdý, křehký, krystalický, lehký
  • svou strukturou se podobá diamantu, vazby jsou ale méně pevné, a proto je křehčí
  • i přes stejný počet elektronů ve valenční vrstvě se od uhlíku výrazně liší způsobem vazby a tedy i strukturou svých sloučenin
  • vystupuje ve většině sloučenin jako čtyřvazný, zřídka troj- nebo dvojvazný
  • díky nízké hodnotě elektronegativity mají jeho vazby kovalentní charakter, netvoří vodíkové můstky
  • není příliš reaktivní, s ostatními prvky se slučuje až za vysokých teplot (např. s kyslíkem na oxid křemičitý, se sírou na disulfid, s uhlíkem na karbid, s většinou kovů na silicidy)
  • je rezistentní vůči kyselinám s výjimkou HF

 

výroba:

  • redukce oxidu křemičitého karbidem vápenatým nebo uhlíkem v elektrických pecích:
    • SiO2 + CaC2 → Si + Ca + 2 CO
    • SiO2 + 2 C → Si + 2 CO

 

použití:

  • jako polovodič v elektrotechnickém průmyslu (polovodič – látka, která vede elektrický proud pouze za určitých podmínek, např. za vyšších teplot, při ozáření, apod.)

 

silicidy:

  • sloučeniny křemíku s kovy, např. Li3Si, CaSi2, BaSi3
  • vodou ani zředěnými kyselinami se většinou nerozkládají

 

silany:

  • sloučeniny křemíku s vodíkem
  • tvoří stejně jako alkany řadu obecného vzorce SinH2n+2
  • mono- a disilan jsou plyny, vyšší jsou kapaliny
  • jsou samozápalné a velmi reaktivní, s vodou reagují za vývoje vodíku

 

halogenidy křemičité:

  • těkavé o nejvýznamnější je fluorid křemičitý SiF4:
    • vzniká jako produkt při zpracování fluoroapatitů
    • s vodou poskytuje kyselinu hexafluorokřemičitou H2SiF6, která existuje jen v roztoku a její soli jsou hexafluorokřemičitany M2SiF6

 

karbid křemíku SiC:

  • karborundum
  • brusný materiál

 

oxid křemičitý SiO2:

  • pevná, tvrdá, chemicky odolná a obtížně tavitelná látka s prostorovou strukturou
  • základní strukturu tvoří tetraedr SiO4, v jehož vrcholech jsou 4 atomy kyslíku spojené pevnými vazbami s atomem křemíku uprostřed
  • jednotlivé tetraedry jsou navzájem spojeny společným atomem kyslíku
  • 3 základní modifikace
    • křemen  <– 870 °C –>   tridymit    <– 1470 °C –>  cristobalit
  • odolný vůči vodě i všem kyselinám kromě HF
  • v přírodě se oxid křemičitý nejčastěji nachází jako drobně krystalický znečištěný křemen – písek
  • odrůdy:
    • křišťál – bezbarvý
    • ametyst – fialový
    • růženín – růžový
    • záhněda – hnědá
    • citrín – žlutý
  • používá se ve stavebnictví (písek), při výrobě skla, porcelánu a šperků
  • křemenné sklo:
    • vzniká roztavením a rychlým ochlazením čistého křemene
    • obtížně se zpracovává, ale má řadu vlastností významných pro laboratorní využití (nízká tepelná roztažnost, odolnost vůči chemikáliím)
    • firmy SIMAX (česká) a PYREX (francouzská)
  • výroba skla:
    • sklo – homogenní amorfní látka vznikající ochlazením taveniny
    • obyčejné sklo má vzorec Na2O . CaO . 6 SiO2
    • suroviny – křemen, vápenec, soda = tzv. sklářský kmen
    • směs se rozemele, roztaví (1400 – 1500 °C) a přidají se k ní čeřicí látky (např. As2O3) sloužící k odstranění bublinek
    • ochlazení a zpracování – např. foukání, válcování, lití
    • vypálení, pomalé ochlazení výrobků
    • broušení, leptání, malování
    • speciální skla (s příměsemi):
      • B2O3 – chemické sklo PbO –
      • optické přístroje oxidy Co, Cu
      • Cr – barevná skla

 

kyselina křemičitá H4SiO4:

  • známá jen ve vodném roztoku
  • vzniká okyselením vodných roztoků alkalických křemičitanů nebo hydrolýzou halogenidů křemičitých
  • delším stáním nebo zahřátím se přeměňuje v rosolovitý gel, jehož vysušením získáme amorfní tvrdý gel – silikagel, který má díky své pórovitosti velmi dobré adsorpční vlastnosti a používá se v chemických laboratořích

 

křemičitany:

  • vznikají tavením oxidu křemičitého s hydroxidy a uhličitany alkalických kovů:
    • SiO2 + 2 NaOH → Na2SiO3 + H2O
    • SiO2 + M2CO3 → M2SiO3 + CO2
  • jejich základní stavební jednotkou jsou tetraedry SiO4 spojené do větších celků přes atomy kyslíku
  • u hlinitokřemičitanů je část atomů křemíku nahrazena hliníkem (hlinitokřemičitan vápenatý – složka cementů)
  • v přírodě jsou rozšířeny jako nerosty nebo časté součásti hornin, k nejdůležitějším patří např. živce, kaolinit, azbest nebo slídy
  • vodní sklo – viskózní vodný roztok křemičitanů (Na2SiO3, K2SiO3), používaný jako konzervační nebo tmelicí prostředek
  • používají se především pro výrobu keramiky a cementu
  • keramika:
    • materiál vzniklý vypálením hmoty vytvořené ze směsi kaolínu (hornina obsahující nerost kaolinit), jílů a hlín
    • nejkvalitnějším keramickým výrobkem je porcelán, vyráběný z nejčistšího kaolínu, živce a křemene
  • cement:
    • jemný prášek tvořený nejčastěji směsí křemičitanů a hlinitanů vápenatých
    • slouží k přípravě malty a betonu
  • silikony:
    • syntetické organokřemičité polymerní sloučeniny obsahující v molekulách pravidelně se opakující jednotku
    • mimořádně tepelně odolné a hydrofobní
    • používají se např. jako mazací oleje, nátěrové hmoty, izolační, jako lékařské implantáty

 

Germanium

  • šedobílá, lesklá, křehká, v přírodě zřídka se vyskytující látka
  • používá se na výrobu polovodičových součástek

 

Cín

výskyt:

  • v přírodě jen ve sloučeninách – např. cínovec (kasiterit) SnO2

 

vlastnosti a reakce:

  • 3 krystalové modifikace:
    • šedý cín (α) <– 13,2 °C –> bílý cín (β) <– 161 °C –> křehký cín (γ)
    • krychlová               čtverečná                kosočtverečná soustava
  • bílý cín:
    • poměrně měkký, stříbrolesklý kov
    • lze z něj snadno zhotovit drát nebo tenká fólie (staniol)
    • na vzduchu se pokrývá vrstvičkou SnO2 – ochrana před korozí
    • odolný vůči vzduchu, vodě, kyselým i zásaditým roztokům
    • užití – povrchová úprava méně odolných kovů (tzv. pocínování)
    • součást mnoha slitin – např. bronz (Sn + Cu), klempířská pájka (Sn + Pb), ložiskový kov (Sn + Sb)
  • šedý cín:
    • šedý prášek
    • cínové předměty (např. historické nádobí) nelze skladovat při teplotách nižších než 13,2 °C – rozpadají se
    • prášek napadá i nezasažené části bílého cínu – tzv. cínový mor

 

výroba:

  • z oxidu cíničitého redukcí uhlím:
    • SnO2 + 2 C → Sn + 2 CO

 

sloučeniny:

  • sloučeniny cíničité jsou stabilnější než cínaté
  • cínaté sloučeniny mají redukční účinky
  • oxid cíničitý SnO2 se používá při výrobě smaltů

 

Olovo

výskyt:

  • elementární jen vzácně
  • většinou ve sloučeninách – např. galenit PbS

 

vlastnosti a reakce:

  • šedý, měkký, dobře tvarovatelný kov
  • výrobky z něj mají malou pevnost
  • na vzduchu se pokrývá vrstvou oxidu olovnatého (chrání ho před další oxidací)
  • nerozpouští se ve zředěných kyselinách, rozpouští se v kyselině dusičné
  • reaktivnější než cín
  • páry i rozpustné sloučeniny jsou jedovaté, v těle se kumuluje a obtížně se vylučuje
  • způsobuje bledost, anemii, zácpu, koliku, křeče, poškození mozku a ledvin

 

výroba:

  • pražením galenitu na oxid olovnatý a jeho následnou redukcí:
    • PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2
    • PbO + C → Pb + CO

 

použití:

  • ochrana před rentgenovým zářením (pohlcuje γ-záření) o výroba středověkých oken, olověných akumulátorů, střeliva, olověného skla (zvyšuje index lomu) – lustry, těžítka,…
  • slitiny – pájky (slitiny kovů sloužící ke spojování kovů pájením) – cín + olovo

 

sloučeniny:

  • sloučeniny olovnaté jsou stabilnější než olovičité – všechny olovičité sloučeniny jsou oxidačními činidly, snadno se redukují na olovnaté
  • oxid olovnatý PbO:
    • několik barevných forem – žlutý prášek, nebo červená forma = klejt – výroba skla a fermeží
    • 2 PbCO3 . Pb(OH)2 – zásaditý uhličitan olovnatý: bílá krycí barva, která působením H2S černá → vzniká černý PbS (způsobuje černání obrazů)
  • oxid olovičitý PbO2 – výroba olověných akumulátorů
  • oxid olovnato-olovičitý Pb3O4 = 2PbO.PbO2:
    • minium = suřík
    • má oranžovočervenou barvu
    • výroba antikorozních nátěrových směsí
    • je toxický – omezuje se

 

akumulátory: o sekundární elektrické články (po vybití je lze opětovně dobít)

  • tvořen:
    • anoda vyplněná PbO2: PbIV → PbII
    • katoda – houbovité olovo: Pb0 → PbII
    • obě elektrody ponořeny do roztoku H2SO4
  • při vybíjení a nabíjení probíhá reakce:
    • PbO2 + Pb + H2SO4 ↔ 2 PbSO4 + 2 H2O + E
  • při vybíjení vzniká síran olovnatý a voda → klesá koncentrace H2SO4


Další podobné materiály na webu: