1. ÚVOD DO ŠTÚDIA CHÉMIE
1.1 Chémia ako prírodná veda
Pohyb je prejav každej formy existencie hmoty. Chémia študuje ako súvisí štruktúra a ďalšie vlastnosti atómov a molekúl s ich správaním pri chemických reakciách. Chemická reakcia je dej, pri ktorom reaktanty zanikajú (rušia sa pôvodné väzby) a tvoria sa nové látky, produkty (nové väzby). Chemické disciplíny sú tri. Anorganická chémia, organická chémia a makromolekulová chémia. Medzi hraničné disciplíny patrí aj fyzikálna chémia, biochémia, molekulová biológia, analytická chémia, chemické inžinierstvo, agrochémia. Chemizácia zavádzanie nových produktov chemického priemyslu do bežného života.
1.2 Látky
(látky – voda, železo, oxid uhličitý). Nachádzajú sa v troch rôznych skupenstvách. Tuhé, kvapalné, plynné. Plazma – navonok elektroneutrálna sústava, napr.: plyn pri veľkých teplotách, alebo silných elektrických poliach. Podľa pôvodu môžu byť prírodné (minerály, rudy) syntetické (silon, polyetylén)
Sústava látok
Sústava sú všetky látky v určitom ohraničenom priestore (v kadičke, v autokláve). Izolovaná ak steny sústavy zabraňujú k výmene energie a častíc. Uzavretá je, ak steny častice neprepúšťajú ale ani nezabraňujú výmene energie (kadička sa môže zohrievať). Otvorená je, ak si sústava vymieňa s okolím aj častice aj energiu (sústava vzduch a sústava voda v kadičke). Homogénna (rovnorodá) sústava má vo všetkých miestach rovnaké vlastnosti (alebo plynule meniace) Heterogénna (rôznorodá) sústava nemá vo všetkých miestach rovnaké vlastnosti. Fáza je homogénna oblasť sústavy.
Chemicky čistá látka (chemické indivíduum), ak je v sústave len jedna látka (všetky atómy, molekuly a častice sú rovnaké) (H2O, NaCl, O2 majú stále charakteristické vlastnosti tt tv). Medzi chemické indivíduá môžeme zaradiť dve skupiny látok – Prvky a zlúčeniny.
Zmes je sústava zložená zo súboru rozličných častíc a atómov. Homogénna zmes – veľkosť častíc je menej ako 10-9m (zmes plynov, roztoky, KMnO4 v H2O). Koloidná zmes – veľkosť rozptýlených častíc je medzi 10-7m až 10-9m (vajcový bielok vo vode). Heterogénna zmes – častice väčšie ako 10-7m (H2O znečistená pieskom).
1.3 Základné charakteristiky látok
Atóm je základná jednotka štruktúra látky. Atómové číslo (Z) – udáva počet protónov v jadre a je poradovým číslom v PSP (8 O)Nukleónové číslo (A) – hmotnostné, udáva počet nukleónov a neutrónov v jadre, a tým aj relatívnu hmotnosť atómu (16 O). Molekula je zložitejšia štruktúra látky. Je to častica ktorá sa skladá z dvoch alebo viacerých atómov. Zlúčenina je látka tvorená rovnakými molekulami, ktoré vznikli zlúčením atómov viacerých prvkov. (kvapalná voda – súbor molekúl H2O, plynný chlorid sodný – súbor molekúl NaCl). Nuklid je látka zložená z atómov s rovnakým atómovým a rovnakým nukleónovým číslom (168 O). Izotopy (izotopické nuklidy) sú nukleotidy ktoré majú rovnaké atómové (protónové) číslo a patria k jednému rovnakému prvku (168 O, 178 O, 188 O). Prvok je látka z atómov ktoré majú rovnaké atómové číslo (atómy hélia nezlúčené, a pri väčšine prvkov atómy zlúčené do molekúl). V prírode sa ich nachádza 92 prirodzených a ostatné sú umelo vytvorené (transurány).
Hmotnosť
Vyjadrená pomocou atómovej hmotnostnej jednotky u. Zvolila sa tak aby sa hmotnosť 1 u rovnala atómovej hmotnostnej konštante m u (tá je definovaná ako dvanástina hmotnosti atómu nuklidu uhlíka 12C) napr.: m( 1H = 1, 00782 u ) mu= m (12C) a= 1,66057. 10-27 kg = 1 u 12. Relatívna atómová hmotnosť Ar – podiel hmotnosti m(X) atómu a atómovej hmotnostnej konštanty. Udáva koľkokrát je hmotnosť danej častice X väčšia ako atómová hmotnostná konštanta. Ar (X) = m (X) mu. Látkové množstvon = N (jednotka: 1 mol) NA = 6,023 . 10-23 mol -1 Avogadrova konštanta NAMm = m (jednotka: kg. mol-1) (g.mol). Molová hmotnosť – je hmotnosť homogénneho n súboru častíc ktoré látkové množstvo je jednotkové
2. ZÁKLADY NÁZVOSLOVIA ANORGANICKÝCH ZLÚČENÍN A VÝPOČTY Z CHEMICKÝCH VZORCOV
2.1 Chemické názvoslovie
Názvy a značky prvkov
Značky zaviedol v 19. stor. Berzelius. Prvky sú označené začiatočným veľkým písmenom jej latinského názvu. Číslo za prvkom udáva počet atómov v molekule.
Názvy a vzorce zlúčenín
Chemické zlúčeniny sa označujú vzorcami. Značky udávajú z ktorých prvkov sa zlúčenina skladá. Názov je najmä v anorganike s podstatného mena (udáva druh zlúčeniny a časť s väčšou elektronegativitou. Ak sa táto časť skladá z atómov jedného prvku, názov zlúčeniny sa tvorí z názvu tohto prvku a prípony –ID, napr.: oxid, chlorid) a z prídavného mena (označuje časť z menšou elektronegativitou a má príponu (valenčnú) podľa oxidačného čísla prvku napr.: Na I – sod-ný). V názve dodržujeme poradie podst. m a potom prídav. m. Vo vzorci je to naopak.
Oxidačné číslo
Oxidačné číslo prvku sa odvodzuje od výsledného náboja. Je to vlastne násobok elementárneho náboja. (1,602.10-9 C coulomb). Označuje sa rímskou číslicou podľa pravidiel. 1.O.č. atómu prvku (aj izolovaný atóm alebo atóm v molekule z rovnakých atómov H2, P4, kryštál kovu) je NULA = O2. O.č. jednoatómového iónu odvodíme od jeho náboja. 3.O.č. atómu vodíka v zlúčeninách (H2O, NH3, HCl) je vždy JEDNA = 1, len v hydroxidoch kovov (NaH, CaH2) je MÍNUS JEDNA = - 1. 4.O.č. atómu kyslíka v H2O, HgO, SO2 je MINUS DVA = - 2, len v peroxidoch H2O2 – 1OXIDY – názvy dvojslovné. Podstatné meno OXID, prídavné – zlúčený prvok. O.č. kyslíka -2
VODÍK S NEKOVOM – názov prvok s väčšou elektronegativitou s príponou – O a slova – VODÍK. (HF fluorovodík) Ak sa vo vodnom roztoku správajú ako kyseliny + - OVÁ. (kys. fluorovodíková)-zlúčeniny vodíka s p1 až p4 prvkami sú s príponou – ÁN. (Silán SiH4, fosfán PH3, sulfán (sírovodík) H2S. Amoniak NH3, voda a metán sú výnimky.
SOLI BEZKYSLIKATÝCH KYSELÍN - vodík nahradíme iným prvkom. (Sulfidy,halogenidy)
HALOGENIDY – halogén O.č. – 1
HYDRIDY – O.č. – 1 hydrid vápenatý CaH2, hydrid sodný NaH.
HYDROXIDY – OH skupina má O.č. – 1
SULFIDY - soli kys. sulfánovej H2S s O.č. - 2 Sulfid sodný Na2S , sulfid meďnatý CuS
OXOKYSELINY – trojprvkové zlúč. H-IxA?yO-IIz A – kyselinotvorný prvok . X – 1-6, Y – 1-2, Z – 1-7. Súčet všetkých O.č. atómov má hodnotu NULA.
2.2 Chemické vzorce
Rozlišujeme podľa toho, či opisujú len zloženie zlúčenín alebo aj ich štruktúru.
Stechiometrický vzorec (empirický) – základné zloženie zlúčeniny z prvkov H2O, NO2, P2O5
Molekulový vzorec (súhrnný) – skutočný počet atómov v jednotlivej molekule. H2O2, N2O4. Súhrnné sú s empirickými rovnaké alebo ich násobkami. NO2 – N2O4
Funkčný vzorec (racionálny) – vyjadruje charakteristické atómové zoskupenia. (Dusitan amónny, Stechiometrický H2NO a racionálny NH4NO2
Štruktúrny vzorec (konštitučný) – poradie navzájom zlúčených atómov H –O– H, H2 –C = C– H2
Štruktúrny vzorec (elektrónový) – znázorňuje usporiadanie valenčných elektrónov. 1 e- bodka, pár – čiarka. H – O – H , O=C=O, (čiarky nad O aj hore)
Geometrický vzorec (konfiguračný) – priestorové usporiadanie O H H
2.3 Výpočty z chemických vzorcov
3. ZLOŽENIE A ŠTRUKTÚRA ATÓMU, PSP
3.1 Vývoj predstáv o zložení a štruktúre atómu
Atómová teória - Demokritos a Leukippos (5. stor. p.n.l. ) predstava, že látky sú zložené s maličkých, nezničiteľných a nedeliteľných čiastočiek. ATÓMOV. (atomos – nedeliteľný) - Lomonosov a Newton – atómová hypotéza že časti sú deliteľné - Dalton – ATÓMOVÁ TEÓRIA (19.stor)
- Prvky sú zložené s veľmi malých nedeliteľných (už neplatí) čiastočiek – atómov. Atómy jedného prvku sú rovnaké. Atómy rozdielnych prvkov sa líšia hmotnosťou a vlastnosťami.
- Počas chemickej reakcie nastáva vzájomné spájanie, oddeľovanie a prestupovanie atómov. Atómy nevznikajú, nezanikajú, atóm jedného prvku sa nemôže meniť na atóm druhého prvku.
- Spájaním atómov dvoch alebo viacerých prvkov vznikajú chemické zlúčeniny. V istej zlúčenine pripadá na jeden atóm určitého prvku vždy rovnaký počet atómov iného prvku. Na jeden O – v H2O – 2 H.
VŽDY- Zákon stálych zlučovacích pomerov – Prvky sa zlučujú v určitých stálych hmotnostných pomeroch
Model atómu
Faraday objavil zákony, ktoré vysvetľujú elektrolýzu. Pri výskumoch elektrickej vodivosti v plynoch bol objavený nositeľ element. - náb. ELEKTŔON. Rutherford - Okolo kladne nabitého jadra obiehajú po kružniciach elektróny. Záporný náboj elek. vyrovnáva kladný náboj jadra.
3.2 Atómové jadro
Zloženie atómového jadra - z protónov a neutrónov. (spoločne nukleóny – A číslo)
Protón p (protos-prvý) – má jeden elementárny + náboj. Počet určuje Z číslo
Neutrón n (neuter-jeden z dvoch) – elektricky nenabitá častica. S hmotnosťou skoro rovnakou ako p. Určuje ho neutrónové číslo N. A = N + Z
NUKLIDY: 11H – prótium (ľahký vodík) , 21H – deutérium D, 31H – trítium T
Rádioaktivita
Stabilita atómových jadier - vlastnosť, ktorou sa môžu izotopy navzájom odlišovať. Rádioaktivita - jadrá niektorých nuklidov podliehajú samovoľnej premene, sprevádzanej prenikavým žiarením. Žiarenie – jadrové (rádioaktívne) – 1. krát pozoroval Becquerel – urán. V prírode asi 50 rádionuklidov s prirodzenou prírodnou rádioaktivitou. Poznáme 3 druhy žiarenia. Žiarenie alfa – prúd rýchlo letiacich jadier hélia 42He. Preniká niekoľko centimetrovou vrstvou vzduchu ako aj veľmi tenkými kovovými fóliami. Žiarenie beta – prúd elektrónov letiacich takmer rýchlosťou svetla. 100krát prenikavejšie ako alfa. Vznikajú v okamihu premeny neutrónu na protón. Žiarenie gama – elektromagnetické vlnenie, podobne ako svetlo. Najprenikavejšie s veľkou energiou. - manželia Curieovci objavili umelú rádioaktivitu. Ožarovaním nerádioaktívneho Al časticami alfa, vzniká rádioaktívny fosfor. 2713 Al + 42 alfa → 3015 P + 10 n - využitie v medicíne, technike.
3.3 Elektrónový obal atómu
Bohrov model atómu
Elektrón v atóme môže existovať len v stavoch s určitou energiou, ktorú môže meniť len po určitých dávkach – kvantách. Elektrón obieha po určitých orbitách, a jeho energia je stála, mení sa len pri prechode z jednej dráhy na druhú. Z hodnôt energie, ktorú má elektrón v atóme, môžeme vypočítať polohu jednotlivých spektrálnych čiar. Výsledky súhlasili len pre jednoduché atómy He, Li.
Kvantovo-mechanický model atómu
Kvantová mechanika umožňuje vypočítať pravdepodobnosť, s akou sa elektrón vyskytuje v určitej oblasti atómu.
Elektrónová hustota – pomer počtu elektrónov nachádzajúcich sa v určitom vymedzenom priestore k objemu daného priestoru. Má rôznu hodnotu a určité priestorové rozpoloženie.
Kvantové čísla - trojica celých čísel charakterizujúca stav elektrónu. Vyznačujú sa svojou energiou a umiestnením.
Hlavné kvantové číslo – n (hodnota: 1,2,3, .... nekonečno) - určuje energiu elektrónu. En = – B En – molová energ. elektrónov. B = 1312 kJ . mol –1 n2 - najnižšiu možnú energiu má vodík v základnom stave. Môže však prejsť do excitovaného. - má vplyv na tvar aj na veľkosť hraničnej plochy
Vedľajšie kvantové číslo – l (hodnota: 0, 1, 2, 3 .... n – 1) označujú sa aj ako s, p, d, f .... - má vplyv len na tvar hraničnej plochy
Magnetické kvantové číslo - m (hodnota: podľa l čísla: od –l po + l čiže pre l=2 je to -2, -1, 0, 1, 2) - závisí od neho energia elektrónu ak sa atóm nachádza v magnetickom alebo elektrickom poli
Elektrónová hustota - na znázornenie rozloženia pravdepodobnosti výskytu elektrónu. E je v blízkosti jadra a obal nemá presnú hranicu.
Orbitál – priestor ohraničený hraničnou plochou (plochou s najväčšou pravdepodobnosťou výskytu) – je to aj vlnová funkcia (grécke písmeno psí)Atómy s viac ako jedným elektrónomelektrónovú vrstvu - tvoria elektróny v stavoch s rovnakým n (napr.: 2s, 2p) - jednotlivé vrstvy sa označujú písmenami K, L, M, N, O, P, Q podľa stúpajúceho n. podvrstvu (hladinu) – tvoria elektróny s rovnakým n aj l (majú rovnakú energiu) Elektrónová konfigurácia atómu v základnom stave sa riadi 3 pravidlami.
- Výstavbový princíp (schodíkovo) 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d
- Pauliho princíp – v každom stave charakterizovanom tromi kvantovými číslami (n,l,m) sa môže nachádzať najviac dva elektróny, ktoré sa líšia štvrtým kvantovým číslom (spinovým magnetickým číslom) Spinové číslo má hodnoty + ½ alebo – ½ H: 1s1, He: 1s2, Li: 1s2 2s2, B: 1s2 2s2 2p1
- Hundovo pravidlo – stavy s rovnakou energiou sa všetky obsadzujú najskôr po jednom elektróne. Spinové čísla v napoly zaplnených orbitaloch sú rovnaké N: 1s2 2s2 2p1 2p1 2p1
Ionizácia – dodaním dostatočnej energie možno elektrón odtrhnúť (vznikne katión) Ionizačná energia (I) – je energia potrebná na odštiepenie elektrónu (prvá I – ak odštiepenie prvého, druhá I ak druhého elektrónu ). Informuje o pevnosti viazania elektrónu. Čím má elektrón nižšiu energiu, tým vyššiu energiu musíme dodať. Informuje ako ľahko môže s atómu vzniknúť katión. Li, Na, K – ľahko tvoria katióny.
Elektrónová afinita (A) – energia, ktorá sa uvoľní pri vzniku aniónu. Informuje ako ľahko vznikne anión. F, Cl, Br, I, - ľahko tvoria anióny – majú veľkú afinitu.
3.4 Periodická sústava prvkov
Periodický zákon
Mendelejev – prvky možno usporiadať podľa stúpajúcej relatívnej atómovej hmotnosti. Periodický zákon – vlastnosti prvkov sú periodickou funkciou ich relatívnych atómových hmotností. (opakujú sa po určitých periódach) Vlastnosti prvkov sú periodickou funkciou ich atómových (protónových) čísel. PSP – má 7 vodorovných periód, 16 zvislých skupín (rímskymi číslami a A alebo B) – niektoré skupiny prvkov majú zaužívané názvy (halogény, chalkogény) – poznáme krátku a dlhú formu PSP-prvky s podobnými vlastnosťami v jednej skupine majú podobnú konfiguráciu vonkajšej vrstvy. Majú teda rovnaký počet elektrónov v stavoch s a p a líšia sa len hlavným kvant. číslom. - s prvky – ľahko sa zlučujú, iba s stav- p prvky – s aj p stav, p prvky zo skupín A nazývame aj neprechodné - d prvky – prechodné – d stav- f prvky – 4 f lantanoidy, 5 f aktinoidy – sú to vnútorné prechodné prvky.
4. CHEMICKÁ VäZBA
4.1 Chemická väzba a väzbová energia
Chemická väzba – sila pútajúca zlúčené atómy v molekulách. Pri tvorbe chem. väzieb sa energia uvoľňuje. Pre ich štiepenie je potrebné energiu dodať. Disociačná (väzbová) energia – energia potrebná na rozštiepenie väzby (je rovnaká ako pri vzniku väzby). Čím je väzba pevnejšia tým väčšiu má hodnotu väz.energie. Hodnota závisí aj od ďalších väzieb.
4.2 Kovalentná väzba
Aby vznikla väzba v molekule, atómy sa musia čo najviac priblížiť – zraziť sa. Dochádza k prieniku prekrytiu obalov a orbitálov a k priťahovaniu aj odpudzovaniu, ktoré závisí od medzi jadrovej vzdialenosti. - v stálych molekulách sú tieto sily vyrovnané a k zmene treba dodať energiu. - aby vnikla väzba na spojnici atómových jadier musí tam byť veľká elektrónová hustota - má v priestore určitý smer (3 atómová molekula môže byť lomená alebo lineárna) -> väzbový uhol Dĺžka väzby je vzdialenosť medzi jadrami atómov - Chemická kovalentná väzba sa zakladá na spoločnom elektrónovom väzbovom páre (dvojici).
Väzba sigma a väzba pí
Sigma – vznikla prekrytím dvoch orbitálov s (vo fluóre aj p orbitálov) a charakteristická veľkou elektrónovou hustotou na spojnici
Pí – veľká elektrónová hustota je nad a pod rovinou jadier, na spojnici jadier je hustota nulová. – prekrytie orbitálov p
Násobné väzby - Jednoduchá - kovalentná väzba je tvorená len s jedného väzbového elektrónového páru. - je to 1 sigma väzba (C – C v etáne) a je najdlhšia ale najslabšia - Násobné – dvojité (1 sigma + 1 pí) a trojité (1 sigma + 2 pí) – pevnejšie a kratšie
Väzbovosť - je to počet kovalentných väzieb ktorými je atóm daného prvku viazaní v zlúčenine. - súvisí s elektrónovou konfiguráciou a valenčnými elektrónmi. - oktetové pravidlo – navzájom viazané atómy majú toľko spoločných elektrónov, aby ich konfigurácia bola rovnaká ako konf. najbližšieho vzácneho plynu. (F – 1, O – 2, N – 3, C – 4)- oktetové p. neplatí vždy (napr.: pre molekuly s nepárnym počtom elek.)
Koordinačná väzba - jedna častica poskytuje elektróny – donor, druhá časť má voľný orbitál, prijíma e. – akceptor. Štruktúra molekúl s jedným centrálnym atómom - najmenšej energií zodpovedá uhol 180° - molekula lineárna- BF3 – (tri e. páry) stred B a vo vrcholoch rovnostranného trojuholníka F – uhol 120°- CH4- 109° - pravidelný štvorsten - H2O – 105° - PF5 – pravidelný trojboký dvoj ihlan - SF6 – pravidelný osemsten
Polarita kovalentnej väzby - elektronegativita (X) – schopnosť atómu priťahovať spoločné elektróny X = I + A - polárna – molekula je z dvoch atómov s rozdielnou X (rozdiel je väčší ako 0,4) . Tvorí sa dipól
4.3 Iónové zlúčeniny
Iónová väzba - spoločný e. pár takmer úplne patrí elektronegatívnejšiemu atómu. NaCl- alkalické kovy ľahko tvoria katióny, halogény – anióny- rozdiel je väčší ako 1,7
Štruktúra a vlastnosti iónových zlúčenín - charakteristický je kryštalický stav - Kryštály – majú pravidelný tvar, povrch tvoria kryštálové plochy, pretínajúce sa v kryštálových hranách, hrany vo vrcholoch - celú štruktúru tvoria jednotlivé základné jednotky - v iónovom krištále je každý ión obklopený najväčším množstvom opačne nabitých iónov - majú vysoké teploty topenia (600 – 2000) a varu - v tuhom skupenstve sú elektricky nevodivé. Ich roztoky a taveniny prúd vedú. - krehké (ak sa častice dosť priblížia začnú pôsobiť odpudivé sily) - dobre rozpustné v polárnych rozpúšťadlách (ak je to voda ide o hydratáciu iónov)
4.4 Vlastnosti látok zložených z molekúl
Atómové (kovalentné) kryštály - kryštálovú štruktúru tvoria kovalentne viazané atómy. (diamant) - vysoké teploty topenia (nad 1000°) - pri zmene skupenstva nastáva štiepenie tuhých koval. väzieb - v tuhom skup. veľmi tvrdé (BN – nitrid bóru, SiO2 – kremeň) - v bežných rozpúšťadlách nerozpustné - nevedú elektrický prúd
Medzimolekulové sily (van der Waalsove sily) - vzájomné pôsobenie molekulových dipólov (H2, Cl2, N2) ako dôsledok okamžitého nerovnomerného rozloženia elektrónov v molekule - energia je asi 100x menšia ako energia kovalentnej väzby
Vodíková väzba – stredné postavenie medzi v.d.W.silami a chemickými väzbami – v zlúčeninách H s F, O, N – vodíkový mostík: H – O ................ H – O , F – O ............... F – O – v bielkovinách, v kvapalnom a pevnom skupenstve vody
Molekulové kryštály - znížením teploty a zvýšením tlaku možno každý plyn skvapalniť - molekulové štruktúry sú z molekúl, ktoré sú pútané v.d.W.s alebo vodíkovými väz. - majú nízku teplotu topenia a sú prchavé - nepolárne látky sú nerozpustné vo vode ale v nepolárnych rozpúšťadlách (benzín, benzén)
Vrstevnaté kryštály - tvoria prechod medzi atómovými a molekulovými kryštálmi - sú vrstevnatej štruktúry – grafit (tuha) - medzi vrstvami pôsobia v.d.W.s. - sú tak mäkké a ľahko roztierateľné
5. VODÍK, KYSLÍK, VODA A ROZTOKY
5.1 Vodík
Prvý člen PSP, konfigurácia 1s1, najmenšia hmotnosť a najmenší polomer, O.č: -I, I - má tri izotopy - vyskytuje sa najmä vo vode a v organických zlúčeninách - atómy pri bežných podmienkach nestále a preto tvoria väzbu a tak aj stabilnejšie H2 - 1s2
- utvorením kovalentnej väzby (nepolárnej or polárnej) H2 , HCl
- prijatím e. od atómu s malou elektronegativitou (vzniká H- - NaH)
- odovzdaním e. (vznikne H+) H+ + H2O -> H3O- ak sú H viazané s prvkom s veľkou X (F, O, N)
tvorí aj vodíkové väzby - zlučuje sa takmer zo všetkými (okrem vzác. plynov) - molekulový je bežne bezfarebný plyn, 14x ľahší ako vzduch, ľahko difunduje - pri reakciách sa molekula H štiepi na atómy - má redukčné účinky
Hydridy - dvojprvkové zlúčeniny vodíka. - vlastnosti závisia od polarity väzby s vodíkom a iným prvkom. - delíme ich na iónové a kovalentné
- Iónové (obsahujú hydridový anión – NaH, CaH2) – sú to pevné látky s vysokou teplotou topenia. Pri elektrolýze ich tavenín sa vylučuje H2 (H- + H2O -> H2 + OH- )
- Kovalentné hydridy (okrem H2O) sú to plynné látky. S nepolárnou väzbou (CH4, PH3, AsH3) reagujú s vodou. Hydridy s polárnou väzbou reagujú s vodou za uvoľnenia katiónu (HCl + H2O -> H3O+ + Cl-)
Príprava, výroba a použitie vodíka
H2 – sa pripravuje redukciou vody alero zo zriedených kyselín pri zvýšenej teplote or z niektorých kovov (Fe) al. iónových hydridov (NaH). – (2 H+ + 2e -> H2 ) al. (NaH + H2O -> H2 + NaOH) – priemyselne = elektrolýzou vodného roztoku NaCl, rozkladom metánu a iných uhľovodíkov a reakciou vodnej pary s rozžeraveným koksom (C + H2O -> CO + H2). H2 – sa používa na syntézu anorg. a organ. zlúčenín, v metalurgií na redukciu kovov, na zváranie a tavenie kovov. Kvapalný H2 ako raketové palivo. Fľaše sú označené červeným pásom.
5.2 Kyslík
Najrozšírenejší prvok na Zemi (v atmosfére, v litosfére aj v hydrosfére) - biogénny prvok, potrebný na dýchanie, súčasť všetkých organizmov. - má tri izotopy: 168 O, 178 O, 188 O- konfigurácia [He] 2s2 2p4 , O.č: -II, -I - atómy sú nestále zlučovaním získavajú stabilnejšiu konfiguráciu Ne
- prijatím 2 e za vzniku oxidového aniónu O2- (CaO)
- utvorením dvoch jednoduchých alebo jednej kovalentnej (H2O, CO2, O2)
- utvorením jednej jednoduchej väzby a prijatím e. (OH- v NaOH)
Vlastnosti kyslíka a jeho reakcie - má veľkú elektronegativitu, po fluóre najsilnejším oxidovadlom - atómový kyslík vzniká pri bežných podmienkach len pri chemických reakciách - najčastejšie ako O2 menej ako ozón O3 (dobré oxidačné účinky) - molekulový je bezfarebný plyn čiastočne rozpustný vo vode – vďaka vodíkovým väzbám (ryby) - oxidácia látok prebieha pri bežnej teplote pomaly (dýchanie, hrdzavenie). Pri vyššej teplote – horenie – exotermická oxidácia pri ktorej vzniká teplo a svetlo - zápalná teplota - teplota pri ktorej začínajú látky exotermicky reagovať s O2 - ozón – molekuly O2 sa štiepia na voľné atómy (radikály) a tie sa zlučujú s O2 (pri búrkach) Oxidy- binárne zlúčeniny O s inými prvkami, kde O ma O.č. –II. (má väčšiu X ako druhý prvok)
- podľa priestorovej štruktúry DELÍME:
- molekulové oxidy – väčšina nekovov s veľkou X (Cl2O7, SO3, N2O5) niekedy s kovmi (Mn2O7)
- oxidy s atómovou štruktúrou – oxidy väčšiny kovov a niektorých nekovov (majú kovalentnú v.)
- iónové oxidy – obsah. anióny O2- a katióny kovov viazané iónovou v. Najmä s1 a s2 prvky.
- podľa chemických reakcií DELÍME:
- kyselinotvorné oxidy – molekulové ox. a ox. kovov s O.č. väčším ako V. s vodou tvoria kyslíkaté kyseliny. ( SO3 + H2O -> H2SO4 ) - vo vode nerozpustné ox. so zásadami tvoria soli. ( SiO2 + 2 NaOH -> Na2SiO3 + H2O )
- zásadotvorné oxidy – iónové ox. a ox. kovov s O.č. menším ako IV. s vodou tvoria hydroxidy ( CaO + H2O -> Ca(OH)2 ) - vo vede nerozpustné ox. tvoria s kyselinami soli.
- amfotérne oxidy – ox. kovov s atómovou štruktúrou a menšími O.č. reag. s kyselinami or zásadami.
Príprava, výroba a použitie kyslíka - príprava tepelným rozkladom látok obs. kyslík (HgO, PbO2, KMnO4) - priemyselne frakčnou destiláciou skvapalneného vzduchu or elektrolýzou vody - technický O v hutníctve železa a na rezanie či zváranie kovov. - vo fľašiach označený modrým pásom - v lekárstve, baníci, letci, požiarnici – biely pás
5.3 Voda a peroxid vodíka
H2O – najrozšírenejšia zlúčenina O a má 3 skupenstvá (ľad – pravidelná priestorová štruktúra) - kvapalná pokrýva 2/3 zeme, je nevyhnutnou súčasťou organizmov a podmienkou života - v pôde ako súčasť minerálov a hornín - dôležité rozpúšťadlo, v poľnohospodárstve a priemysle
Štruktúra a vlastnosti vody - molekuly sú lomené, väzby sú polárne kovalentné (v kvapaline aj vodíkové v.) - anomálne zmeny hustoty vody (max. hustotu má pri 4°C) - relatívne vysoké teploty topenia a varu - tvrdosť vody môže byť prechodná (kvôli hydrogénuhličitanom odstrániteľná varom) a trvalá (odstrániteľná pridaním Na2CO3) - vodou treba šetriť
Peroxid vodíka - majú kovalent. väzbu –O–O– s O.č. –I. - bezfarebná olejová kvapalina, v bezvodnom stave výbušná - vo vode rozpustná a správa sa ako slabá kyselina. - od nej sa odvodzujú soli – peroxidy MI2O2 or hydrogenperoxidy MIHO2- katalytickým účinkom (Pt, MnO2, krv) sa rozkladá na vodu a kyslík (močovina, H2SO4 je inhibítor) - má bieliaci a dezinfekčný účinok (3 % vodný roztok)
5.4 Roztoky
Roztok = homogénna zmes z najmenej dvoch látok, ktorých zastúpenie môžeme plynule meniť. - rozpúšťadlo (prevládajúca zložka sústavy, vo vodných roztokoch – voda) a rozpúšťané látky - roztok môže byť podľa teploty a tlaku plynný, kvapalný aj tuhý
- rozpúšťanie
- rozpúšťaná lat. sa rozptyľuje medzi rozpúšťadlo a z roztoku ju môžeme získať v nezmenenej podobe. (rozpúšťanie O, N, cukru vo vode)
- medzi rozpúš. lát. a rozpúšťadlom prebehne reakcia, ktorá mení charakter látky (rozpúšťanie kovov v kyselinách, amoniaku (or iónové zlúčeniny) vo vode)
- roztoky s voľnými iónmi vedú elekt. prúd – sú elektrolyty - roztok je nasýtený – pri daných podmienkach môžeme v rozpúšťadle rozpúšťať len po určité zloženie. Vytvorí sa nasýtený stav, v ktorom sa za časovú jednotku rozpustí látka s takou hmotnosťou ako je hmotnosť látky, ktorá sa z roztoku vylúči. - rozpustnosť látky je daná hmotnosťou látky, ktorú je možno rozpustiť.
Vyjadrovanie zloženia roztokov - vyjadrujeme udaním hmotnosti, objemu or látkového množstva rozpúšťanej látky v určitom objeme or hmotnosti roztoku (rozpúšťadla)
- hmotnostný zlomok w(A) látky A - udáva hmotnosť látky A {m(A)} v roztoku s celkovou hmotnosťou {m} w(A) = m(A) . v (percentách je to krát 100) m
- objemový zlomok φ(A) látky A – určený podielom objemu látky A { V(A) } a objemu roztoku V { V } φ(A) = V(A) . (percentá tiež x 100) V
- koncentrácia (látková koncentrácia or koncentrácia látkového množstva) c(A) látky A – udaný podielom látkového množstva n(A) a objemu roztoku V. c(A) = n (A) . [jednotka: mol . m-3 ] V mol . dm- 3
- zmiešavacia rovnica m1 . w1 (A) + m2 . w2 (A) = (m1 + m2) . w3 (A)
- krížové pravidlo w1 w3 – w2 = m1 w3 m1/m2 w2 w1 – w3 = m2 - zmiešavací pomer w1 – východiskový roztok 1 s väčším hmotnostným z. w2 - -//- 2 s menším -//- w3 – výsledný roztok s požadovaným h. z.
5.5 Kyseliny a zásady
Arrheniova teória kyselín zásad (kyselina je látka schopná vo vodnom prostredí odštepovať vodíkové katióny H+ a zásada schopná odštepovať hydroxidové anióny OH- ) HNO3 -> H+ + NO3- NaOH -> Na+ + OH-- zmiešaním vodných roztokov kyseliny a zásady vzniká soľ a voda (roztok sa zneutralizuje) HCl + NaOH -> NaCl + H2O - reakcie neprebiehajú len vo vod. roztokoch a zásaditý charakter môže mať aj látky, ktoré neobsahujú hydroxidové anióny
Brönstedova teória kyselín a zásad - pri chemických reakciách si reagujúce látky vymieňajú protóny H+ - jedna látka protón odovzdáva (donor – kyseliny) druhá látka ho prijíma (akceptor – zásada) – tzv. protolytické (acidobázické) reakcie kyselina + H+ -> zásada zásada + H+ -> kyselina-HCl + H2O -> H3O+ + Cl--H2O + NH3 -> NH4+ + OH-- z kyseliny vzniká konjugovaná zásada, zo zásady konjugovaná kyselina - kyselinami or zásadami môžu byť aj katióny or anióny- kyseliny: HCl, H2SO4, HSO4-, H3PO4, H2PO4-, HPO42-, H2O, H3O+, NH4+, CH3COOH- zásady: Cl-, HSO4-, SO42-, H2PO4-, HPO42-, PO43-, H2O, OH-, NH3, CH3COO-- amfotérne látky – môžu vystupovať aj ako kyseliny aj ako zásady. - mierov sily kyselín a zásad sú disociačné konštanty - silné kyseliny – uvoľňujú protón veľmi ľahko / slabé – ťažko- silné zásady – pútajú protón veľmi silno /slabé – slabo
Autoprotolýza vody, neutrálne, kyslé a zásadité roztoky - aj čistá voda nepatrne vedie elekt. prúd – je elektrolyt (z dôvodu vzniku oxóniových katiónov H3O+ a hydroxidových aniónov OH - pri dicosiácií vody - autoprotolýze) - H2O + H2O -> H3O+ + OH- - autoprotolýze podlieha len málo molekúl (1 z 55 miliónov). Pomer OH- a H3O+ je 1:1 - pri 25°C a koncentrácia - c (OH- ) aj c (H3O+ ) rovná približne 10-7 mol. dm-3 - hodnota súčinu koncentrácie oxóniových a hydroxidových iónov (pri danej t) vo všetkých roztokoch rovnaká - zvýšením c katiónov klesne c aniónov - rozdeľujeme tak roztoky na neutrálne c(H3O+) = c(OH-) = 10-7 mol. dm-3 - pH = 7 kyslé c(H3O+)> c(OH-) pH e neizolované sústava energiu svojmu okoliu tepelnou výmenou Qm - záporné číslo- pri endotermických je to naopak. Qm - kladné číslo
Typy chemických reakcií
Anorganických látok:
- Skladné or syntetické Na + Cl2 -> 2 NaCl
- Rozkladné or analytické HgO → 2 Hg + O2
- Vytesňovacie or substitučné CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
- Podvojné zámeny or konverzie KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O
Organických látok:
- adičné – zlučovanie dvoch or viacerých častíc na jednu zložitejšiu
- eliminačné – jedna častica sa štiepi na viac jednoduchších
- substitučné – zánik jednej a vznik druhej väzby na tom istom atóme
- prešmyky – premiestnenie atómov, skupín or častíc uhlíkového reťazca podľa prebiehajúceho deja: 1. Oxidačno – redukčné (ide o prenos e., ktorý sa prejaví zmenou O.č.) CuIISO4 + Fe0 → FeIISO4 + Cu0 2 Na0 + Cl20 → 2 NaICl-I; 2. Acidobázické or protolytické (ide o prenos protónov) 2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O; 3.Koordinačné (komplexotvorné) – ide o prenos atómov or skupín atómov CuSO4 + 4 H2O → [Cu(H2O)4]SO4 podľa toho, či sa nachádzajú v rovnakej fáze: 1. homogénne reakcie (reaktanty aj produkty sú v rovnakej fáze napr.: látky v roztoku); 2. heterogénne reakcie (reaktanty a produkty sa nachádzajú aspoň v dvoch fázach) - medzi heterogénne reakcie patria aj dôležité zrážacie reakcie (s produktom zrazeninou) BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 + 2 NaCl AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3- reakcie vo vodných roztokoch majú často iónový charakter. V rovniciach uvádzame len ióny. Cu2+ + 4 H2O → [Cu(H2O)4]2+Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+2 OH- + 2 H+ → 2 H2OAg+ + Cl- → AgCl
6.2 Výpočty z chemických rovníc
Výpočty koeficientov v chemických rovniciach - musíme si uvedomiť či ide o redox dej. Ak áno, koeficienty vypočítame z počtu vymenených e. - redoxné deje sú také, pri ktorých atómy niektorých prvkov elektróny strácajú (oxidujú sa – vzrast kladného po prípade pokles záporného O.č.) a atómy niektorých prvkov elektróny prijímajú (redukujú sa – o O.č. je to naopak)2 HI + 2e → H20 Zn0 – 2e → ZnIIoxid. 1 red. 1 red. 2 oxid. 2
7. PRVKY P
Prvky šiestich skupín od III. A po VIII. A s výnimkou He - vo valenčnej vrstve s 2e v p 1 až 6 (celkový počet e vo valenčnej v. je zhodný so skupinou aj s hodnotou max. O.č.) - IV.A až VII.A majú predovšetkým záporné O.č.- v skupine s rastúcim Z číslom vzrastá stabilita + O.č. a klesá stabilita – O.č. - v skupine s rastúcim Z číslom klesá X a vzrastá kovový charakter
7.1 Vzácne plyny
Prvky p6- hélium, neón, argón, kryptón, xenón, radón - VIII. A skupina – vysoká stabilita - valenčné orbitály sú plne obsadené ôsmimi e. (He – len 1s2 )
Výskyt a použitie vzácnych plynov - tie ktoré sa skladajú z nezlúčených atómov sú v malom množstve vo vzduchu - získavajú sa zo skvapalneného vzduchu frakčnou destiláciou ako vedľajší produkt pi výrobe N a O- He - najrozšírenejší zo vzácnych plynov, najnižšiu tt a tv, v kvapalnom stave je veľmi dobrým vodičom a má veľmi malú viskozitu (supravodivosť, supratekutosť), používa sa ako ochranný plyn v hutníctve na výrobe titánu. - ostatné vzácne plyny sa používajú ako náplň do osvetľovacích trubíc (výbojky)- rádioaktívny radón sa v zriedených roztokoch používa na liečebné účely
7.2 Halogény
Prvky p5- fluór, chlór, bróm, jód, astát – VII. A skupina – 7 valenčných e. – sú veľmi reaktívne, jedovaté - v prírode ako halogenidy prvkov (Na, K, Mg, Ca), veľkou zásobárňou je morská voda (NaCl) - atómy získavajú stabilnú konfiguráciu utvorením aniónu X- or utvorením kovalentnej väzby - pri bežných podmienkach existujú ako dvojatómové molekuly X2 - skupenstvo (pri danej t a p) závisí od hmotnosti molekúl (F, Cl - plyny, Br – kvapalina, I – tuhá l.) - sú dôležitou surovinou pri výrobe or. aj anor. látok. - halogenácia – zlučovanie halogénov s organickými látkami - Cl – na výrobu plastov, kyseliny HCl, ako bieliaci a dezinfekčný prostriedok- Br, I, výroba farbív a 5% roztok I – jódová tinktúra (dezinfekcia)
Halogénvodíky - ostro páchnuce plyny, v molekulách HX je jedna kovalentná väzba, ktorej polarita od F k I klesá- vodné roztoky sú halogénvodíkové kyseliny (všetky okrem HF sú veľmi silné) - pripravujú sa priamou syntézou z prvkov or pôsobením silných kyselín na halogenidy NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl - HCl – kyselina chlorovodíková (soľná ), dôležitá v chemickom priemysle a pri trávení potravy
Halogenidy - zlúčeniny halogénov s prvkami s nižšou X, dobre rozpustné v H2O, dobre hydrolyzujúdelenie: iónové halogenidy – predovšetkým F, Cl s prvkami s nízkou X (NaCl, KCl) atómové – s prevažne kovalentnou v. s kovmi zo strednej časti PSP(CdCl2, CuCl2) molekulové – tvoria jednotlivé molekuly s nekovmi, polokovmi, niektorými kovmi (s veľkou X) (TiCl4, PbCl4)- príprava – priamym zlučovaním prvkov or reakciou s neušľachtilými kovmi, ich oxidov, hydroxidov, uhličitanov s príslušnými halogénvodíkovými kyselinami. 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3 Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 KOH + HCl → KCl + H2O
Kyslíkaté zlúčeniny halogénov - halogény s O priamo nezlučujú (dajú sa pripraviť len nepriamo) - oxidy halogénov – nestále, pri bežnej t sa rozkladajú (ClO2 – výbušné), najčastejší I2O5- kyslíkaté kyseliny halogénov – HClO4 – kvapalina, HIO4, H5IO6 – tuhé kyseliny - kyseliny majú rôzne oxidačné účinky(s rastom O.č. rastie stabilita a sila a klesá oxid. schopnosť) - soli sú tuhé kryštalické látky - bieliaci lúh – zmes chloridu a chlórnanu sodného, na bielenie vlákien - chlórové vápno – zmes chloridu a chlórnanu vápenatého – dezinfekčný prostriedok - tepelným rozkladom vznikajú chlorečnany (výroba výbušnín a zápaliek) - chloristany – soli HClO4 – v pyrotechnike namiesto nebezpečných chlorečnanov
7.3 Chalkogény
Prvky p4 - kyslík, síra, selén, telúr, rádioaktívne polónium – VI. A, 6 e - všetky pri bežných podmienkach okrem O – pevné látky - s rastúcim. S číslom vzrastá kovový charakter - S – v prírode v elementárnej forme alebo v sulfidoch (FeS2, ZnS, PbS), síranoch (Na2SO4 . 10 H2O, CaSO4 . 2 H2O) a v sulfánoch H2S (v zemnom plyne, sopečných plynoch) - Se a Te – v prírode vzácne , Po – (veľmi vzácny kov) v uránovej rude v smolinci - do stabilnej konfigurácie chýbajú 2 e.
Síra alotropia – síra sa v závislosti od vonkajších podmienok vyskytuje vo viacerých kryštálových štruktúrach (v alotropických modifikáciách), ktorých základ tvoria osematómové molekuly. - zohrievaním tuhej síry sa S 8 štiepia za vzniku dlhých reťazcov (síra tmavne a hustne) - ochladením kvapalnej síry vzniká plastická síra - ochladením pár vriacej síry vzniká sírny kvet - síra je žltá látka, nerozpustná vo vode ale v nepolárnych zlúčeninách (CS2)- pri bežnej t pomerne stála, pri zvýšení t reaguje s väčšinou prvkov - požíva sa vo výrobe zápaliek, prostriedok proti škodcom, na vulkanizáciu kaučuku, ako súčasť bielkovín a na výrobu H2SO4, sírouhlíka, siričitanov a sulfidovSulfán a sulfidy
Sulfán (sírovodík) – H2S – prudko jedovatý a zapáchajúci plyn - vo vode málo rozpustný – vzniká sulfánová (sírovodíková) voda - O.č. –II. (redukčné účinky) - soli = sulfidy a hydrogénsulfidy (zväčša nerozpustné)
Kyslíkaté zlúčeniny síry - S má O.č. IV a VI
- Oxid siričitý SO2 bezfarebný plyn, dráždiaci dýchacie cesty, vzniká spaľovaním síry, sulfánu a je nežiaducou zložkou ovzdušia - rozpúšťaním vo vode vzniká H2SO3 (slabá kys.) → potom jej soli siričitany a hydrogénsiričitany
- Oxid sírový – vzniká priamym zlučovaním SO2 s O, je to pevná látka s polymérnou štruktúrou jeho zlučovaním s vodou (exotermická r.) vzniká H2SO4
- Kyselina sírová – silná dvojsýtna kys., pri reakcii s vodou sa zmes zahrieva (neliať vodu do kys.) koncentrovaná má silné dehydratačné a oxidačné účinky (sacharóza jej účinkom uhoľnatie)- v zriedenom roztoku sa zvýrazňujú jej kyslé vlastnosti (odštiepiť protón) - reagujú s ňou len menej ušľachtilé kovy - soli sú sírany a hydrogénsírany dodekahydrát síranu draselno - chromitého - kryštalizáciou jednoduchých síranov sa získavajú podvojné sírany – kamence KCr(SO4)2 . 12 H2O - používa sa na výrobu priemyselných hnojív (superfosfát, síran amónny), viskóznych vláken, na plnenie akumulátorov, na rafináciu minerálnych olejov a výrobu liečiv, farbív a výbušnín
7.4 Prvky V.A skupiny
Prvky p3 - V.A skupina: dusík (plyn), fosfor (nekovová pevná látka), arzén (polokov), antimón (polokov), bizmut (kov) – majú 5 val. e. - N – prírodný dusík sa nachádza v atmosfére ako N2, minerál dusíka je NaNO3 (čílsky liadok) - P – v prírode len viazaný, napr.: ako apatit a fosforečnany – fosfáty (napr.: fosfority). Dusík aj fosfor sú biogénne - As, Sb, Bi – v prírode len v malom množstve (najčastejšie ako sulfidy) - neúplná konfigurácia sa stabilizuje najčastejšie troma kovalentnými väzbami - dusík je štvorväzbový ostatné môžu byť päťväzbové. - so vzrastajúcim Z číslom klesá stabilita zlúčenín s O.č V a stápa stabilita s O.č. III.
Dusík a jeho vlastnosti - vo všetkých troch skupenstvách je molekulový |N=N| stabilnosť nezlúčivosť (čiže inertnosť) - reaguje až pri väčšej t, vyrába sa frakčnou destiláciou skvapalneného vzduchu (pod. ako kyslík) - používa sa ako inertná atmosféra (ochrana pred O), ako surovina na výrobu NH3 a NO - uskladňuje sa vo fľašiach so zeleným pásom alebo skvapalnený v špeciálnych žltých nádobách
Amoniak a amónne soli - NH3 pri bežných podmienkach bezfarebný plyn (polárne molekuly sa môžu spájať vodíkovými v.) - práve preto je rozpustný vo vode - má prevažne zásaditý charakter, pri reakciách s kys. → amónne soli (NH4Cl-salmiak) - amónne soli sú pre svoj iónový charakter dobre rozpustné v H2O a pri vyššej t sa rozkladajú - výroba kys. HNO3 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O (pri katalýze Pt a 700°C) - amoniak sa používa pri výrobe kys. HNO3, hnojív, farbív, ako chladiaca látka, na chemické syntézy
Kyslíkaté zlúčeniny dusíka - dusík tvorí s O oxidy (NO, NO2), kde N má O.č. I až IV, sú však málo stále (N-O je málo polárna) - oxidy sú zložkou priemyselných exhalátov, výfukových plynov - lietadlá, sú jedovaté, ničia prírodu - HNO3 – čistá je bezfarebná kvapalina, silná kys. s oxidač. účinkami (oxiduje všetky kovy okrem Au a platinových kovov), na výrobu farbív, liečiv, výbušnín - lúčavka kráľovská – zmes HNO3 a HCl v pomere 1:1 - pasivácia kovov - niektoré kovy (Fe, Al, chróm) reagujú len s riedenou HNO3 (nie s koncentrovanou – vytvorí sa tenká vrstvička oxidov, ktorá zabráni reakcii) - HNO2 – oxid. aj redukč. účinky - pri výrobe farbív - liadky (dusičnany) sú významné priemyselné hnojivá (amónny liadok)
Fosfor a jeho vlastnosti - v troch alotropických modifikáciách - biely fosfor – zložený s molekúl P4, najreaktívnejší, na vzduchu nestály, horľavý, jedovatý - je hydroskopický - používa sa na vysušovanie látok, pri nadbytku vody vzniká H3PO4 - červený fosfor – obsahuje reťazce Pn - čierny fosfor – má vrstevnatú štruktúru
Kyslíkaté zlúčeniny fosforu - P4O6 a P4O10 – vznikajú pri horení bieleho fosforu P40 → P4IIIO6→ P4IVO10- H3PO4 – tuhá kryštalická látka, stredne silná k., väčšina kovov sa v nej nerozpúšťa - soli sú dihydrogenfosforečnany, hydrogenfosforečnany, fosforečnany
Dusíkaté a fosforečné hnojivá - najvýznamnejší je dusičnan amónny (amónny liadok), dusíkaté vápno, síran amónny, fosforečnan vápenatý - superfosfát – zmes hydratovaného síranu vápenatého s Ca(H2PO4)
7.5 Prvky IV.A skupiny
p2 - uhlík (nekov), kremík (nekov), germánium (polovodič), cín (kov), olovo (kov) = všetky sú pevné
C – v prírode voľný (ako diamant, grafit – mäkký a vodič), základný biogénny prvok, nachádza sa v rope, uhlí, zemnom plyne. - jeho anorganické zlúčeniny sú uhličitany – minerály: kalcit CaCO3, magnezit MgCO3, dolomit CaCO3 . MgCO3 (tvoria pohoria) a v ovzduší a minerálkach CO2 - tvorí homogénne reťazce C-C, C=C - Si – po kyslíku 2. najrozšírenejší prvok v prírode - v zlúčeninách s O a Al tvorí základ zemskej kôry (SiO2, kremičitany a hlinitokremičitany) - Ge – v prírode sa vyskytuje veľmi vzácne - Sn, Pb – SnO2 (cínovec) a sulfid olovnatý - PbS (galenit) Uhlík a jeho vlastnosti - reaktivita uhlíka je pomerne malá, iba pri vyšších t, miesto čistého sa používajú technické formy koks a uhlie. (oxidácia koksu pri vysokej t sa využíva na priamu redukciu kovov z ich oxidov) Napr.: výroba železa – Fe2O3 + 3 C → 3 CO + 2 Fe - diamanty (po vybrúsení brilianty) v klenotníctve, na vŕtacie hlavice, na opracovanie tvrdých materiálov, do ložísk presných prístrojov - grafit – výroba elektród, taviace tégliky, ceruzky, ako mazadlo ložísk a ako moderátor v atómových reaktoroch. C s veľkým povrchom (aktívne uhlie) na adsorpciu plynov (filtre, živočíšne uhlie)
Bezkyslíkaté zlúčeniny uhlíka- uhlík po vodíku tvorí najviac zlúčenín (organika) - s kovmi s malou X (bór, kremík) tvorí karbidy (CaC2 – karbid vápenatý, SiC – karbid kremíka) - s halogénmi – CCl4 – tetrachlorid uhličitý (nepolárne rozpúšťadlo organ. látok) – COCl2 – oxid-dichlorid uhličitý - fosgén (prudko jedovatý plyn, vo vojne)- so sírou – CS2 – sírouhlík – nepolárne rozpúšťadlo- s dusíkom – kyanidy a soli kys. kyanovodíkovej HCN – všetky prudko jedovaté – kyanidový anión CN- sa zúčastňuje kompexotvorných reakcií hexakyanoželezitan draselný K3 [Fe(CN)6]
Kyslíkaté zlúčeniny uhlíka - CO, CO2, H2CO3 je jej soli - CO – vzniká pri spaľovaní uhlíka pri nedostatku kyslíka, má redukčné účinky (využite pri nepriamej redukcii oxidov železa na železo). Je zložkou vykurovacích plynov (generátorový a vodný plyn), je jedovatý, lebo pri jeho vdychovaní sa viaže na krvné farbivo hemoglobín, čím zabraňuje prenosu O2. Je súčasťou výfukových plynov - CO2 – vzniká pri dokonalom spaľovaní uhlíka, je menej reaktívny plyn a má len slabé oxidačné účinky. Pri bežnej t je najstálejším oxidom uhlíka - CaCO3 – látka na výrobu páleného vápna (stavby) - Na2CO3 – sóda NaHCO3 – v potravinárstve a v lekárstve (potlačenie acidity)
Kremík a jeho zlúčenin - elementárny Si má štruktúru podobnú diamantu (ja tmavá a krehká Si-Si sú slabšie ako C-C
Bezkyslíkaté zlúčeniny kremíka - s H tvorí reaktívne a nestále silány (niečo ako alkány) - s X tvorí halogenidy kremičité SiX4 - s kovmi tvorí silicidy
Kyslíkaté zlúčeniny kremíka - s O tvorí veľmi pevné Si-O, tvorí tetraédre SiO4 - SiO2 – (kremeň) je pevná, ťažko taviteľná látka s polymérnou štruktúrou - číry, bezfarebný (krištáľ), fialový (ametyst), hnedý (záhneda), žltý (citrín) - horniny s prevahou SiO2 – sú technické suroviny - piesok (stavebníctvo, výroba skla, porcelánu)- poznáme 3 základ. modifikácie: kremeň + 870°C → tridymit + 1470°C → kristobalit - kremenné sklo – vzniká roztaveným a rýchlym ochladením SiO2 - hlinitokremičitan vápenatý – hl. zložka cementu
Sklo a sklársky priemysel - sklo vzniká tavením kremenného piesku so zmesou alkalických uhličitanov a stuhnutím taveniny - obyčajné sklo, chemické sklo (oxid boritý), olovnaté (farebné) sklá (oxidy Cu, Co, Cr)
7.6 Prvky III. A skupiny
Prvky p1 - bór, hliník, gálium, indium, tálium – v 4 valenč. orbit. obsahujú 3 e. V prírode len v zlúčeninách
- Bór – v minerály borax
- Hliník – 3. najrozšírenejším prvkom v zemskej kôre predovšetkým v hlinitokremičitanoch, ako Al2O3 (korund) a bauxit
- Gálium, Indium a Tálium sú v prírode vzácne
Bór a jeho zlúčeniny - elementárny bór – pevná (kovovo lesklá, tmavá) látka. Chemicky je nereaktívna - borány – zlúčeniny bóru s vodíkom (pri niektorých sú elektróny delokalizované) - halogenidy borité BX3 – dobré ako akceptory e. páru - v kyslíkatých zlúčeninách sú najvýznamnejšie polymérne kyseliny borité (slabé) - borax – tetraboritan disódny (soľ) – výroba smaltových nádob, pri úprave glazúr v keramike, pri spájaní kovov, pri výrobe špeciálnych optických skiel
Hliník a jeho vlastnosti - striebrolesklý kov s malou hustotou, kujný a ťažný, dobrý vodič prúdu, odolný proti korózií (kompaktná vrstvička oxidu a hydroxidu na jeho povrchu) - pri zahrievaní na vzduchu sa hliník pri vysokej t oxiduje a reakcia je exotermická 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 - aluminotermia - redukčná schopnosť hliníka ktorá sa využíva pri získavaní niektorých kovov- Al sa vyrába elektrolýzou taveniny Al2O3 s kryolitom pri t 950°C - Al sa používa priemyselné zariadenia a elektrické vodiče v automobilovom a leteckom priemysle aj ako mincový kov. Alobal v potravinárstve
Zlúčeniny hliníka - halogenidy hlinité AlX3 – fluorid hlinitý AlF3 - Al2O3 a Al(OH)3 – amfotérne látky
Keramický priemysel - kaolín - základná keramická surovina (kaolinit) - zmes sa tvaruje a vypaľuje v peciach – tým vzniká porcelán - z keramických surovín sa vyrábajú aj tehly a strechy
