Prvky p2 (tetrely)

 

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 Si_nH_2n+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: Pb^IV → Pb^II
  • katoda – houbovité olovo: Pb⁰ → Pb^II
  • 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