CHÉMIA PRVKY s C Fe Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.)

Παρουσίαση με θέμα: "CHÉMIA PRVKY s C Fe Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.)"— Μεταγράφημα παρουσίασης:

1 CHÉMIA PRVKY s -1- -2- C Fe Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.)
KOVY PRVKY s 2K + 2H2O→H2 + 2KOH CHÉMIA PRE 2.ROČNÍK GYMNÁZIÍ *Hodnoty platia pre skupenstvo pevné (1pm=10-12 m) I. A skupina prvkov – alkalické kovy – lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium a rádioaktívne francium, majú po jednom valenčnom elektróne ns1 (s1 prvky; n je rovnako ako pri p prvkoch hlavné kvantové číslo a zároveň súhlasí s číslom periódy v tabuľke prvkov). II. A skupina prvkov – berílium, horčík a kovy alkalických zemín: vápnik, stroncium, bárium a rádioaktívne rádium, majú po dvoch valenčných elektrónoch ns2 (nazývame ich s2 prvky). Keďže s prvky sú typické kovy, všimnime si najprv všeobecne niektoré vlastnosti kovov (str. 10 – 11). Tabuľka 1a Základné charakteristiky prvkov s1 Elektrónová konfigurácia atómu Značka prvku Elektrone- gativita Atómový polomer (pm)* Teplota topenia (°C) Hustota (g.cm-3) Oxidačné číslo 3 11 19 37 55 87 Li Na K Rb Cs Fr [ He]2s1 [Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Xe]6s1 [Rn]7s1 0,95 0,90 0,85 0,80 0,75 0,70 180 98 64 39 29 (27) 0,53 0,97 0,86 1,53 1,87 155 190 235 248 267 280 I Z 4 12 20 38 56 88 Be Mg Ca Sr Ba Ra [ He]2s2 [Ne]3s2 [Ar]4s2 [Kr]5s2 [Xe]6s2 [Rn]7s2 1,40 1,20 1,00 1278 650 850 767 707 1,85 1,74 1,54 2,6 3,8 112 160 197 215 222 II Tabuľka 1b Základné charakteristiky prvkov s2 Fyzikálne vlastnosti prvkov s1 Alkalické kovy : (tab.1a) veľké atómové polomery, len 1 valenčný elektrón, preto sú mäkké s nízkou teplotou topenia, malá hustota, striebrolesklé kovy s dobrou elektrickou a tepelnou vodivosťou. Chemické vlastnosti prvkov s1 Najreaktívnejšie kovy, ktoré poznáme. Ionizačné energie sú malé (lebo majú veľké atómové polomery, najväčšie zo všetkých prvkov). Preto sa ľahko oxidujú na ióny s konfiguráciou vzácneho plynu. M  M+ + e– Preto sú silné redukovadlá. Reagujú so vzdušným kyslíkom, halogénmi, sírou a vodou. Reakcie s vodou ( s výnimkou lítia) sú búrlivé až výbušné. Preto sa uskladňujú v chemicky inertnom (nereaktívnom) prostredí, napr. v petroleji. Výskyt prvkov s Pre vysokú reaktívnosť sa prvky obidvoch skupín vyskytujú v prírode len v zlúčeninách. Medzi významné minerály patria: kamenná soľ NaCl, sylvín KCl, karnalit KCl.MgCl2 . 6 H2O . Ďalej nerasty a horniny : uhličitany (magnezit MgCO3 , dolomit CaCO3 . MgCO3, kalcit CaCO3 ), sírany (sadrovec CaSO4. 2H2O a baryt BaSO4), fosforečnany (apatit) a kremičitany. Chemické vlastnosti prvkov s2 V porovnaní s prvkami s1 sú menej reaktívne, lebo majú dvojnásobný počet valenčných elektrónov, ktoré sa nachádzajú v menších atómoch. Ionizačné energie sú preto väčšie. M  M e– Vápnik a horčík – biogénne prvky ( horčík sa nachádza v chlorofyle). Väčšina solí alkalických kovov je rozpustná vo vode. Zlúčeniny kovov alkalických zemín sú vo vode oveľa menej rozpustné. Z s prvkov sa priemyselne vyrába najmä sodík a horčík elektrolýzou ich roztavených chloridov. Sodík a horčík sa používajú pri organických syntézach, horčík je tiež častou súčasťou ľahkých zliatin. Fyzikálne vlastnosti prvkov s2 Kovy alkalických zemín: (tab.1b) v porovnaní s prvkami s1 majú menšie atómové polomery a dvojnásobný počet valenčných elektrónov. Preto majú vyššie teploty topenia, väčšiu hustotu, sú tvrdšie a krehké. Elektrolýza taveniny NaCl C Na+ Cl– + – Fe Li Be K Ca Na Mg Rb Sr Cs Ba Fr Ra CHÉMIA PRE 2. ROČNÍK GYMNÁZIÍ – 1 PRVKY s str ▼ Úlohy 1. Napíšte elektrónovú konfiguráciu atómov a iónov: lítia, sodíka, draslíka, vápnika, bária a horčíka. 2. Napíšte rovnice reakcií draslíka s vodou a draslíka s chlórom. 3. Rovnicami napíšte chemické deje, ktoré prebiehajú na elektródach pri výrobe horčíka. Sodík horí v chlóre: 2 Na+Cl2 → 2 NaCl

2 -4- -3- Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.) ZLÚČENINY PRVKOV s
KOVY ZLÚČENINY PRVKOV s Zlúčeniny alkalických kovov Katióny alkalických kovov sú bezfarebné (výskyt farebnej zlúčeniny spôsobuje anión). Zlúčeniny majú iónový charakter a skoro všetky sú rozpustné vo vode. Pary ich prchavých zlúčenín charakteristicky sfarbujú plameň: lítium- karmínovočerveno, sodík- žlto, draslík, rubídium a cézium- modrofialovo. Medzi priemyselne najdôležitejšie chemické látky patria hydroxid sodný NaOH a uhličitan sodný Na2CO3 (sóda). Používajú sa vo výrobe ako silné anorganické zásady. Surovinou na ich výrobu je chlorid sodný, ktorý sa ťaží ako kamenná soľ, alebo sa získava z morskej vody. Hydroxid sodný sa priemyselne vyrába elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného- soľanky. Produktmi tejto priemyselnej elektrolýzy sú: chlór, hydroxid sodný a vodík. Hydroxid sodný a draselný sa používajú pri výrobe mydiel, celulózy a syntetického hodvábu. Uhličitany alkalických kovov Uhličitan sodný Na2CO3 (sóda) sa priemyselne vyrába zo soľanky Solvayovým spôsobom. Tento spôsob je založený na malej rozpustnosti hydrogenuhličitanu sodného vo vode. NaCl + H2O + NH3 + CO2  NaHCO3 + NH4Cl Po odfiltrovaní sa NaHCO3 rozkladá za vyššej teploty na uhličitan sodný, tzv. kalcinovanú sódu. Uhličitan sodný kryštalizuje z vodného roztoku ako dekahydrát (Na2CO H2O)- kryštálová sóda. Uhličitany alkalických kovov M2CO3 (výnimkou je vo vode málo rozpustný uhličitan lítny) reagujú vo vodných roztokoch zásadito v dôsledku hydrolýzy: (Poznámka: z  iónov 2 Na+ a CO32- reagujú s vodou len anióny slabej kyseliny uhličitej) CO H2O  HCO3– + OH– Hlavná spotreba uhličitanu sodného je pri výrobe skla a mydla, kde sa používa aj uhličitan draselný K2CO3 (potaš). Dusičnany MNO3 , sírany M2SO4 a hydrogensírany MHSO4 všetkých alkalických kovov sú bezfarebné, vo vode dobre rozpustné kryštalické látky. Priemyselný význam majú: dusičnan draselný a síran draselný ako hnojivá, dusičnan draselný sa používa aj pri výrobe výbušnín. Zlúčeniny prvkov II. A skupiny – prvkov s2 Atómy prvkov s2 majú v zlúčeninách oxidačné číslo II, ako stále katióny M2+. Širší význam majú vápenaté zlúčeniny. Oxid vápenatý CaO (pálené vápno) sa vyrába tepelným rozkladom uhličitanu vápenatého v peciach nazývaných vápenky: Oxid vápenatý sa používa v sklárstve, metalurgii, ako hnojivo, najviac však v stavebníctve. CaCO CaO + CO2 900°C až 1000°C Hydroxid vápenatý je vo vode málo rozpustný, ale jeho vodná suspenzia, ktorú poznáme pod názvom vápenné mlieko, používa sa ako najlacnejšia zásada. Uhličitany prvkov s2 sú bezfarebné, vo vode nerozpustné kryštalické látky. Uhličitan vápenatý CaCO3 je v prírode najrozšírenejšou zlúčeninou vápnika. Vyskytuje sa v dvoch kryštalických modifikáciách, často ako kalcit, vzácnejšie ako aragonit. Vápenec je hornina, ktorá obsahuje najmä uhličitan vápenatý. Tvorí často celé pohoria. Mramor sa nazývajú kryštalické vápence, ktoré sa môžu leštiť. Nerozpustný uhličitan vápenatý sa účinkom vodného roztoku oxidu uhličitého mení na rozpustný hydrogenuhličitan vápenatý: Síran vápenatý CaSO4 je vo vode málo rozpustná látka, v pramenistej vode je hlavnou zložkou trvalej tvrdosti vody, ktorá sa varom nedá odstrániť. CaSO4. 2H2O – minerál sadrovec, CaSO4. 0,5H2O – sadra Ako hnojivo sa v poľnohospodárstve často používa liadok vápenatý (dusičnan vápenatý), dusíkaté vápno (kyanamid vápenatý CaCN2), superfosfát (dihydrogenfosforečnan vápenatý), Thomasova múčka (CaO.P2O5.SiO2 - pri výrobe ocele Thomasovým spôsobom). → ← CaCO3 + CO2+ H2O Ca(HCO3)2 Táto reakcia môže prebiehať obidvoma smermi a je významná na vysvetlenie obehu vápnika v prírode i krasových javov (prechodná tvrdosť vody). 2. Napíšte vzorce alebo názvy zlúčenín: fluorid vápenatý, hydroxid lítny, síran sodný, uhličitan rubídny, dusičnan draselný, hydrogenuhličitan vápenatý chlorid horečnatý manganistan draselný Mg(OH) K2SO LiF NaHCO K2S BaCO 1. Doplňte rovnice: a) pálenie vápenca: CaCO3  b) hasenie vápna: CaO + H2O  c) tvrdnutie malty: Ca(OH)2 + CO2  d) vznik prechodnej tvrdosti vody: CaCO3 + CO2 + H2O ▼ Úlohy

3 PRVKY d -6- -5- •• • Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.)
KOVY Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.) Ac Ku La* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd •• • CHÉMIA PRE 2. ROČNÍK GYMNÁZIÍ – 2 PRVKY d str PRVKY d *Hodnoty platia pre skupenstvo pevné Atómový polomer je v pm (1pm=10-12 m); Teploty topenia v °C 2.1 VŠEOBECNÁ CHARAKTERISTIKA PRVKOV d Základné charakteristiky prvkov d 4. periódy **Zvýraznené sú najstálejšie oxidačné čísla Tabuľka 2 Elektronegat. Elektrónová konfig. Z Značka Polomer atómu Teplota topenia Hustota(g.cm-3) Oxidačné čísla 1668 1900 1875 1245 1536 1495 1453 1083 419,5 1539 22 23 24 25 26 27 28 29 30 21 Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Sc 3d2 4s2 3d3 3d4 3d5 3d6 3d7 3d8 3d10 4s1 3d1 147 134 130 135 126 125 124 128 138 162 1,5 1,6 1,8 1,9 1,3 4,51 6,1 7,19 7,43 7,86 8,9 7,14 8,96 3,0 III V IV II VI VII VI IV III II II III IV** I [Ar] Štruktúra atómov prvkov d Prechodné prvky majú niektoré spoločné vlastnosti: a) Všetky d prvky sú kovy. Majú pomerne veľké hodnoty hustoty, vysoké teploty topenia a varu, sú väčšinou tvrdé. b) Atómy prechodných kovov majú v zlúčeninách väčšinou rôzne oxidačné čísla, keďže ich valenčné elektróny majú približne rovnakú energiu a na tvorbe väzieb sa môžu okrem ns využiť aj (n-1)d elektróny. Výnimkou sú zinok, kadmium a ortuť. Ortuť má mimoriadne nízku teplotu topenia (-39°C). c) Ióny a zlúčeniny d prvkov sú farebné. Len ióny s prázdnymi d orbitalmi (napr. Sc3+ ) alebo celkom zaplnenými d orbitalmi (napr. Cu+ , Ag+ , Zn 2+ ) sú bezfarebné. d) Mnohé z prechodných prvkov a ich zlúčenín pôsobia ako katalyzátory chemických reakcií. e) Ďalšou vlastnosťou prechodných prvkov je tvorba zlúčenín s koordinačnými väzbami – koordinačných zlúčenín. Výskyt a výroba prechodných prvkov Prechodné kovy v rade od skandia po železo sa vyskytujú v prírode prevažne v zlúčeninách s kyslíkom (oxidy alebo oxoanióny) , od železa k zinku sa vyskytujú predovšetkým ako sulfidy. Zlato a platina sú málo reaktívne kovy (ušľachtilé kovy), preto sa vyskytujú v rýdzom stave alebo v zliatinách. Výrobou kovov sa zaoberá hutníctvo. Prechodné prvky a všeobecne všetky kovy sa z rúd získavajú redukčnými dejmi. Ako redukovadlo sa používa napr. uhlík, oxid uhoľnatý, horčík, hliník, vodík, alebo sa redukcia robí elektrolyticky v roztoku, alebo v tavenine. Sulfidové rudy sa pražením premieňajú na príslušné oxidy, z ktorých redukciou (napr. uhlíkom) sa získajú kovy, napr.: 2 ZnS O2 → 2 ZnO + 2 SO ZnO + C → Zn + CO Použitie prechodných prvkov V najväčšom množstve sa vyrába a používa železo. Chróm, mangán, kobalt, nikel, molybdén a volfrám v zliatinách so železom sa používajú na výrobu ocele s požadovanými vlastnosťami (nehrdzavejúca oceľ, strojárska a nástrojová oceľ, ...). Meď má význam v elektrotechnike. Striebro a meď sa používajú ako mincové kovy, striebro, zlato a platina v klenotníctve, paládium a platina ako katalyzátory. 2.3 PRVKY SKUPINY ŽELEZA Železo je po kyslíku, kremíku a horčíku štvrtý najrozšírenejší prvok v prírode ( 5,1% v zemskej kôre). Čisté železo je striebrobiely, lesklý, kujný a ťažný, pre technické účely však príliš mäkký kov. Železo je neušľachtilý kov, ktorý v rade kovov je naľavo od vodíka. (Na, Mg, Al, Zn, Fe, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au, Pt ) Za zvýšenej teploty reaguje s mnohými prvkami, napr. chlórom, kyslíkom, sírou. Výroba železa a ocele Významnými rudami na výrobu železa sú krveľ Fe2O3, magnetit Fe3O4, hnedeľ Fe2O3 .n H2O a ocieľok FeCO3 . Technické železo sa vyrába z kyslíkatých rúd redukciou uhlíkom (koksom) pri teplote 400°C až 1700°C za prítomnosti troskotvorných prísad, napr. vápenca. Surové železo obsahuje okrem iných prvkov viac ako 1,7% uhlíka, väčšinou prítomného v karbide Fe3C- cementit. Surové železo nie je kujné. Časť železa sa pretavením spracuje na liatinu, väčšina na oceľ.Výroba ocele (skujňovanie železa) spočíva predovšetkým v znížení obsahu uhlíka na 0,2 až 1,7%. Uhlík a ďalšie prímesi sa z roztopeného surového železa odstraňujú vzdušným kyslíkom (v konvertoroch) alebo pridávaním oxidov železa vo forme rudy alebo železného šrotu (napr. v plameňových peciach- proces Martinov). Vyrobená oceľ sa zvyčajne ďalej zušľachťuje vhodným spracovaním, prísadami alebo povrchovou úpravou. Špeciálne ocele sa vyrábajú v elektrických peciach. Prudko ochladená – kalená oceľ je veľmi tvrdá, ale krehká. Pomalým zohrievaním na 250°C až 300°C – popúšťaním – sa jej krehkosť odstráni, oceľ zostáva však tvrdá. Pridávaním rôznych prvkov sa vyrábajú ušľachtilé – legované ocele s požadovanými vlastnosťami. Zliatiny, ich zloženie, vlastnosti a použitie Tabuľka 4 Názov Zloženie Vanádová oceľ Pružinová oceľ Bronz (cínový) Konstantán Alpaka Zlato (18 karátové) Mosadz (žltá) Spájky Nerezová oceľ Fe (98,9%), C (1%), V (0,1%) Fe (80,6%), C (0,4%), Cr (18%), Ni (1%) Au (75%), Cu (1%), Ag (24%) Zn (50%), Cu Sn, Pb Ni, Zn, Cu Sn, Cu Ni, Mn, Cu Fe (98,6%), C (0,4%), Cr (1%) Fyzikálne vlastnosti a použitie malé teploty topenia, na spájanie kovov automobilový priemysel príbory, ozdobné predmety klenotníctvo tvrdý, pevný, dobre zlievateľný málo vodivý, na elektrické odpory možno ju odlievať, valcovať, lisovať pružiny, žiletky na holenie potravinárstvo, chirurgické nástroje Zliatiny Čisté železo sa nepoužíva, široké uplatnenie majú však jeho zliatiny (tab.4). Zlúčeniny železa V zlúčeninách majú atómy železa väčšinou oxidačné číslo II alebo III. Korózia Železo sa na vlhkom vzduchu rýchlo oxiduje na hydratovaný oxid železitý -hrdzu. Na rozdiel od oxidov iných kovov (napr. chrómu) neutvára oxid železitý pevnú súvislú vrstvu a neposkytuje ochranu pred ďalšou koróziou. Korózia je vážny technický a ekonomický problém. Proti korózii chránia železné predmety (aj iné kovy) nátery rôznych lakov a olejov, zinkové, cínové, chrómové a niklové povlaky, vrstvičky zlúčenín, napr. fosforečnanu železnatého na povrchu železa (vzniká pri fosfatácii), alebo vrstvičky oxidov (pasivácia železa). H3PO4 Premena hrdze kyselinou fosforečnou. Vzniká ochranná vrstvička fosforečnanu.

4 -8- -7- Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.)
2.4 PRVKY SKUPINY MEDI (učebnica –CHÉMIA pre 2. roč. str ) -8- -7- KOVY Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.) Meď, striebro a zlato zaraďujeme do I. B skupiny periodickej sústavy. Ich atómy majú konfiguráciu: 29Cu [18Ar] 3d10 4s1 , 47Ag [36Kr] 4d10 5s1 , 79Au [54Xe] 4f14 5d10 6s1 Prvky skupiny medi majú výrazne vyššie teploty topenia, väčšie hustoty a menšie atómové polomery ako atómy alkalických kovov (pozri tab. 1 a 2). Výborne vedú teplo a elektrický prúd, sú ťažné a kujné; meď je červenkastá, striebro biele, zlato žlté. Meď, striebro a zlato sú v porovnaní s alkalickými kovmi málo reaktívne ušľachtilé kovy, ktoré z kyselín nevytesňujú vodík. V rade kovov sú napravo od vodíka. (Na, Mg, Al, Zn, Fe, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au, Pt) Meď sa na vlhkom vzduchu pokrýva zelenou vrstvičkou hydrogenuhličitanov – medenkou. Reaguje s oxidujúcimi kyselinami napr.: 3 Cu + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O S koncentrovanou kyselinou sírovou pri zahriatí reaguje nasledovne: Cu + H2SO4  CuO + SO2 + H2O Zlato je na vzduchu stále, „rozpúšťa“ sa len v lúčavke kráľovskej (HNO3 a HCl v pomere 1:3). Striebro na vzduchu černie (účinkom sulfánu a vzniká Ag2S). Zlúčeniny meďnaté sa väčšinou vo vode rozpúšťajú za vzniku modrých tetraakvakatiónov [Cu(H2O)4]2+ , ktoré existujú aj v kryštalickom pentahydráte síranu meďnatého CuSO4. 5 H2O – v modrej skalici. Zo zlúčenín striebra sú významné vo vode nerozpustné halogenidy striebra AgCl, AgBr, AgI, ktoré sú citlivé na svetlo. Táto vlastnosť sa využíva vo fotografii, kde sa uplatňuje hlavne bromid strieborný. Zlúčeniny medi sú účinnou zložkou prostriedkov na ochranu rastlín – fungicídy (modrá skalica- na ochranu proti plesňovým ochoreniam v ovocinárstve, a vo vinohradníctve), striebro pre svoje protibakteriálne účinky v lekárstve. Zastúpenie zlata v zliatinách sa udáva v karátoch; rýdze zlato má 24 karátov, bežne používané štrnásťkarátové zlato obsahuje 58,3 % Au. Kovy skupiny medi majú široké uplatnenie, predovšetkým však v zliatinách (tab.4). Hlavná spotreba striebra je na výrobu fotografického materiálu, používa sa aj na výrobu zrkadiel. Bromid strieborný sa mení počas osvetlenia Ag+ svetlo→ Ag0 2.5 PRVKY SKUPINY ZINKU ( učebnica –CHÉMIA pre 2. roč. str. 33) ▼ Úlohy 1. Napíšte elektrónové konfigurácie atómov medi, striebra a iónov Cu2+, Ag+, Au3+. 2. Napíšte vzorce alebo názvy zlúčenín: oxid meďnatý, dusičnan meďnatý, kyanid strieborný, bromid zlatný; CuI, [Cu(NH3)4] (ClO4)2, AgF, AgNO3, AuCl3. Zinok, kadmium a ortuť, prvky II. B skupiny, majú v ns orbitaloch dva valenčné elektróny. Od prvkov II.A skupiny (kovov alkalických zemín) sa líšia zaplnenými (n - 1)d orbitalmi. Väčší náboj jadra v atómoch prvkov skupín zinku viac pôsobí na elektrónový obal, preto majú atómy týchto prvkov menšie atómové polomery ako atómy prvkov alkalických zemín(tab.1, 2) a sú aj menej reaktívne. Teploty topenia týchto striebrolesklých kovov sú pomerne nízke (tab. 2). Ortuť je jediný pri bežných podmienkach kvapalný kov tuhnúci pri -38,9°C. Zinok a kadmium sú neušľachtilé kovy (K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Au, Pt). Zinok napr. vytesňuje z kyseliny sírovej vodík. Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2 Ortuť, jediný kov, ktorý je pri izbovej teplote kvapalný Reakcia zriedenej HCl s Mg, Zn a Fe (zľava). Počas reakcie sa uvoľňuje vodík. Ortuť je naopak kov ušľachtilý – v rade kovov je napravo od vodíka (z kyseliny sírovej nevytesňuje vodík). Zinok sa používa na pozinkovanie plechov a predmetov zo železa, pôsobí ako ochrana proti korózii a na výrobu zliatin (tab. 4). Ortuť sa používa do niektorých druhov teplomerov, laboratórnych prístrojov, výbojok, ako elektróda (pri elektrolýze soľanky) v podobe zliatin s kovmi – amalgámov. Zlúčeniny kadmia a ortuti sú jedovaté . 1. Z elektrochemického radu napätia kovov vyvoďte, či budú reagovať zinok a ortuť so zriedenou kyselinou chlorovodíkovou. 2. Napíšte vzorce alebo názvy zlúčenín: síran zinočnatý, jodid kademnatý, chlorid ortutnatý; Zn(OH)2, CdS, Hg2Cl2 .

5 -10- -9- Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.)
KOVY A POLOKOVY Seminár z CH 18 (35. , 36. vyuč. hod.) Kovové a nekovové prvky Podľa niektorých dôležitých vlastností prvkov (napr. elektrická vodivosť) možno prvky rozdeliť na dve skupiny, na prvky, ktoré: a) vedú elektrický prúd – kovové prvky, skrátene kovy, napr. tuhé železo, tuhý hliník, kvapalná ortuť; b) nevedú elektrický prúd – nekovové prvky, skrátene nekovy, napr. plynný kyslík, kvapalný bróm, tuhá síra. Približnú hranicu medzi kovmi a nekovmi tvoria polokovy, napr. tuhý bór, tuhý kremík, tuhý arzén, tuhý telúr (obr. hore). V súčasnosti osobitný význam nadobudli niektoré polokovy, napr. kremík (používa sa v polovodičovej technike).  KOVY NEKOVY POLOKOVY Bór B, borum zaraďujeme do III. A skupiny periodickej sústavy. Elektrónová konfigurácia: 5B [2He] 2s2 2p1 . Prví ho pripravili L. J. GAY – LUSSAC a L. J. THÉNARD r Názov je odvodený od minerálu bórax, ktorý používali už alchymisti. V prírode je súčasťou viacerých minerálov. Pripravuje sa redukciou oxidu sodíkom alebo horčíkom: B2O Mg  3 MgO B Kryštalický bór je čiernosivá veľmi tvrdá, ťažkotaviteľná, nekovová chemicky odolná látka, t. t °C, t. v °C, ρ = 2,34 g.cm–3 . Pre vysokú tvrdosť sa používa ako brúsny prostriedok. Už v nepatrnom množstve zvyšuje bór kaliteľnosť ocele. Kremík Si, silicium je prvok zo IV. A skupiny PSP. Elektrónová konfigurácia: 14Si [10Ne] 3s2 3s2. Ako prvý ho pripravil J. J. BERZELIUS v r Názov je odvodený od kremeňa. Kremík je po kyslíku najrozšírenejším prvkom v prírode. V zemskej kôre je 26 hmotnostných % kremíka. Technicky sa vyrába z oxidu kremičitého redukciou uhlíkom za prítomnosti železa v elektrickej peci: SiO C  2 CO + Si . Kremík je tmavosivá, tvrdá, lesklá, nekovová kryštalická látka, t. t. 1414°C , t. v. 3265°C , ρ = 2,33 g.cm–3 . Jeho kryštálová štruktúra je podobná diamantu. Charakteristická je stálosť väzby Si – O, ktorá spôsobuje, že zlúčeniny kremíka s kyslíkom sú stále a nereaktívne. Kremík sa používa v polovodičovej technike. Arzén As, arsenicum je v V. A skupine PSP. Elektrónová konfigurácia: 33As [18Ar] 3d10 4s2 4p3. Názov pochádza od jeho zlatožltého nerastu auripigmentu. Arzén sa v prírode vyskytuje aj rýdzi, najmä však v podobe zlúčenín s kovmi, zväčša v izomorfnej zmesi so sulfidmi, napr. arzenopyrit. Arzén sa získava zahrievaním arzenopyritu bez prístupu vzduchu, pričom arzén sublimuje: FeAsS  FeS + As . Známe sú viaceré modifikácie arzénu: sivý, žltý, čierny a hnedý. Rozpustné zlúčeniny arzénu sú veľmi jedovaté, používajú sa na ničenie škodcov. Telúr Te, tellurium je v VI. A skupine periodickej sústavy. Elektrónová konfigurácia: 52Te [36Kr] 4d10 5s2 5p4 . Objavil ho F. J. MÜLLER VON REICHENSTEIN r Názov je odvodený z latinského tellus – Zem. Telúr je striebrobiely, lesklý, mäkký, ale krehký polokov, t. t. 450°C, t. v. 988°C, ρ = 6,24 g.cm–3 . Jeho elektrická vodivosť je nepatrná. Slúži na farbenie skla a keramiky a pri výrobe gumy. Astát At, astatium je prvok zo VII. A skupiny PSP. Elektrónová konfigurácia: 85At [54Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5. Astát pripravil D. R. CORSON a kolektív jadrovou reakciou r Chemické vlastnosti sú podobné chemickým vlastnostiam ostatných halogénov. *Germánium Ge, germánium je v IV. A skupine PSP. Elektrónová konfigurácia: 32Ge [18Ar] 3d10 4s2 4p2 . Objavil ho C. WINKLER r Názov dostal podľa starého pomenovania Nemecka (Germania). Germánium je sivobiela, lesklá, krehká látka, t. t. 938°C, t. v °C, ρ = 5,32 g.cm–3 . Germánium má vlastnosť polovodiča a používa sa v elektrotechnike. ▼ Úlohy 1. Roztrieďte prvky 2. a 3. periódy na: kovy: nekovy: polokovy: 2. Uveďte niektoré významné vlastnosti: a) kovov b) nekovov 3. Aké je charakteristické skupenstvo ( v bežných podmienkach): a) kovov b) polokovov c) nekovov 4. Napíšte názvy známych zliatín: a) medi b) hliníka c) olova 5. Označte, ktoré z daných prvkov sú drahé kovy? Fe, Zn, Hg, Na, Au, Sn, Ag, Al, Pt