Anorganická chemie – přehled významných prvků Chlor – Cl Kyslík

Anorganická chemie – přehled významných prvků
Chlor – Cl
1. Výskyt v přírodě:
NaCl - kamenná sůl
KCl - sylvín
Významným zdrojem je mořská voda.
2. Chemické vlastnosti:
Chlor je žlutozelený, štiplavě zapáchající plyn. Je prudce jedovatý, leptá a rozkládá biologické
tkáně, převážně sliznice. Je to biogenní prvek. Je velmi reaktivní, reaguje s nekovy kromě uhlíku,
kyslíku, dusíku a vzácných plynů. Chlor se slučuje s mnohými prvky za vývoje tepla a světla.
3. Výroba:
a) Laboratorní příprava:
V laboratořích se připravuje oxidací chlorovodíku (kys. chlorovodíkové) vhodnými oxidačními
činidly.
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O
b) Průmyslová výroba:
Průmyslově se vyrábí elektrolýzou roztoku nebo taveniny chloridu sodného. Kromě plynného
chloru vzniká hydroxid sodný a vodík.
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
4. Významné sloučeniny:
Chlorovodík (g) - HCl – Je bezbarvý plyn štiplavého zápachu, rozpouští se ve vodě za vzniku asi
35% kyseliny chlorovodíkové.
Kyselina chlorovodíková (l) - HCl – Je to poměrně silná kyselina. Koncentrovaná kyselina
chlorovodíková se průmyslově používá k odstraňování rzi z ocelových plechů, před jejich pokováním.
Kyslíkaté kyseliny (HClO, HClO2, HClO3, HClO4) – mají silné oxidační účinky.
5. Použití:
Chlor se používá ke sterilizaci pitné vody, při výrobě plastů. Dále se používá na bělení a k výrobě
mnoha anorganických a organických sloučenin. Používá se k dezinfekci vody v bazénech, používá se
k výrobě dezinfekčních prostředků.
6. Biologický význam:
-
Chlor se v živém organismu nejvíce uplatňuje jako chloridový anion (Cl ). Chloridy se významně
podílí na osmoregulaci buněčných tekutin (udržování stálého objemu tekutin) a vodného režimu živých
organismů. Biogenní prvky v chloridové formě lépe pronikají do organismu a tak se lépe uplatňují v
životních metabolických reakcích. Chloridy jsou součástí žaludeční šťávy a krevní plazmy. Velké
množství léků se připravuje v chloridové formě.
Kyslík – O
1. Výskyt:
Kyslík je nejrozšířenějším prvkem na Zemi. Je součástí atmosféry (21 objemových procent
vzduchu), hydrosféry, litosféry (minerály a horniny) a biosféry - je to významný biogenní prvek. Volně
se kyslík vyskytuje v atmosféře ve formě dvouatomových (O2 - dikyslík) a tříatomových (O3 - ozón,
trikyslík) molekul. Ozón tvoří tzv. ozónovou vrstvu, která je asi 25-30 km nad zemským povrchem a
která chrání živé organizmy před škodlivými ultrafialovými paprsky.
2. Chemické vlastnosti:
Je to vysoce reaktivní a bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. V malém množství se rozpouští ve
vodě (3,08 cm3 ve 100 cm3 vody). S rostoucí teplotou rozpustnost klesá. Kyslík je velmi reaktivní, a
proto se přímo slučuje s většinou prvků za vzniku oxidů:
Oxidační číslo kyslíku v oxidech je vždy -II. Oxidy můžeme dělit podle různých hledisek, ale
nejčastěji se dělí podle svého chemického chování:
-1-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
kyselinotvorné oxidy (např. oxid uhličitý - CO2, oxid dusičitý - NO2), zásadotvorné oxidy (oxid sodný Na2O, oxid vápenatý – CaO aj.), amfoterní oxidy - oxidy kovů s nižšími oxidačními čísly, reagují s
kyselinami i se zásadami (např. oxid zinečnatý - ZnO), neutrální oxidy - nereagují s kyselinami ani se
zásadami (např. oxid uhelnatý - CO, oxid dusnatý - NO).
Tříatomový kyslík neboli ozón je lehce namodralý plyn, který je silně bakteriocidní (používá se k
dezinfekci H2O - tzv. ozonizace pitné vody). Pohlcuje škodlivé UV záření, ale ve větším množství je
zdraví škodlivý. Má silné oxidační účinky:
PbS + 2O3 → PbSO4 + O2
3. Příprava a výroba kyslíku:
a) Laboratorní příprava:
V laboratoři se kyslík připravuje tepelným rozkladem některých kyslíkatých sloučenin:
2HgO → 2Hg + O2
b) Průmyslová výroba:
Průmyslově se kyslík vyrábí frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo elektrolýzou vody.
4. Sloučeniny:
H2O – voda - nejběžnější a nejrozšířenější chemická sloučenina
H2O2 - peroxid vodíku -bezbarvá sirupovitá kapalina, která má dezinfekční účinky
5. Použití
Kyslík má celou řadu nejrůznějších použití. Používá se například ke svařování a řezání kovů
(tzv. kyslíkoacetylénový plamen - až 3000°C), v hutnictví při pražení rud, dále do dýchacích přístrojů
a kapalný kyslík se využívá jako raketové palivo. Také se využívá k výrobě různých chemických
sloučenin (např. formaldehyd, acetaldehyd, kyselina dusičná - HNO3, atd.). Kyslík se skladuje a
přepravuje stlačený v ocelových lahvích označených modrým pruhem.
6. Biologický význam:
Kyslík je biogenní prvek. Přítomnost kyslíku je jednou z nejzákladnějších podmínek existence
života na Zemi. Jeho přítomnost v atmosféře je nutná pro dýchání živočichů, do atmosféry ho uvolňují
zelené rostliny jako odpadní produkt fotosyntézy.
Síra – S
1. Výskyt:
V blízkosti sopek- v sopečných horninách, je vázána v sopečných plynech, v zemním plynu, v uhlí.
V sulfidech a v síranech. V dolech (odkud ji těžíme) např. Polsko, Sicílie. Je to biogenní prvek (vázaný
v bílkovinách).
2. Vlastnosti fyzikální a chemické:
Barva je žlutá, žlutooranžová, hnědavě žlutá. Fyzikální vlastnosti: Snadno se vznítí, hoří modrým
plamenem, jemná, ohebná. Síra se vyskytuje v několika krystalických tvarech lišících se svými
vlastnostmi. Zahřátím na 119°C vzniká kapalná síra, dalším zahříváním se uvolňují plyny-hnědé páry.
Ochlazením sirných par vzniká sirný květ (žlutý prášek). Prudkým ochlazením kapalné síry vzniká
amorfní síra. Síra má oxidační i redukční účinky. Síra je nerozpustná ve vodě.
3. Výroba laboratorní a průmyslová:
Těžba: Síra se roztaví v podzemních ložiskách přehřátou párou. Získaná síra se pak vyhání
stlačeným horkým vzduchem. Tato síra se dál nemusí opravovat – je 99,6%. Vytavováním síry ze
sopečných vyvřelin bez přístupu vzduchu.
4. Významné sloučeniny:
-2-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
H2S – sulfan, neboli sirovodík: bezbarvý reaktivní plyn, silně zapáchá po zkažených vejcích, s většinou
kovů se slučuje na sulfidy, je prudce jedovatý, vzniká při rozkladu bílkovin, na vzduchu hoří modrým
plamenem.
SO2 – oxid siřičitý:bezbarvý plyn ostrého dráždivého zápachu, snadno reaguje s vodou, využívá se
k výrobě kyseliny siřičité, je nežádoucí složkou ovzduší, vzniká hořením síry na vzduchu.
H2SO3 – kyselina siřičitá:dvojsytná kyselina, velmi nestálá, používá se k důkazu řady oxidačních
činidel.
H2SO4 – kyselina sírová: bezbarvá olejovitá kapalina, dvojsytná kyselina, mísí se s vodou v každém
poměru, má silné oxidační účinky v koncentrovaných roztocích, rozpouští některé ušlechtilé kovy, má
dehydratační schopnost – je používána jako sušící prostředek, je základní látkou k výrobě
průmyslových hnojiv, barviv, anorganických i organických sloučenin, papíru, při zpracování ropy,
v textilním průmyslu.
5. Využití:
Síra se využívá k výrobě: střelného prachu, zápalek, jako dezinfekční prostředek k síření sudů, nebo
včelích plástů, v lékařství na výrobu sirných mastí proti kožním chorobám. Významné využití je při
vulkanizaci kaučuku (technologický pochod, při kterém změnou struktury kaučuku vzniká pryž, nebo
pryžové výrobky – jako pláště pneumatik).
6. Biologický význam:
Síra se vyskytuje v bílkovinách.
Dusík – N
1. Výskyt:
Díky své malé reaktivitě se dusík vyskytuje převážně volný ve vzduchu, kde ho tvoří 78
objemových procent. Je však vázán i v řadě sloučenin, například v solích kyseliny dusičné (NO3 ).
Dusík je také významný biogenní prvek - je stavebním prvkem bílkovin.
2. Vlastnosti:
Dusík je za normálních podmínek bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, který je lehčí než vzduch.
Molekulový dusík je velmi málo reaktivní, protože jeho molekuly jsou tvořeny dvěma atomy vzájemně
vázanými velice pevnou trojnou vazbou, která je příčinnou jeho malé reaktivity. Je tedy velmi stabilní
a štěpí se až za vysokých teplot (asi 4000°C). Díky této vlastnosti se dusík využívá k vytváření inertní
atmosféry (viz. oddíl Použití). Naopak atomový dusík je velmi reaktivní.
3. Příprava a výroba dusíku:
a) Laboratorně:
V laboratoři se dusík připravuje tepelným rozkladem dusitanu amonného (NH4NO2).
(NH4NO2) → N2 + 2H2O
b) Průmyslově se dusík vyrábí frakční destilací zkapalněného vzduchu.
4. Sloučeniny
NH3 – amoniak, bezbarvý a štiplavý plyn, který leptá sliznici
NH4Cl - chlorid amonný (salmiak), používá se při pájení a v suchých bateriových článcích
NH4NO3 - dusičnan amonný, průmyslové hnojivo ledek amonný s vápencem (směs NH4NO3 a
CaCO3)
(NH4)2CO3 - uhličitan amonný, součást kypřících prášků
N2O - oxid dusný, tzv. "rajský plyn" používaný při operacích k anestézii
HNO3 - kyselina dusičná, silná kyselina; uchovává se v tmavých lahvích, protože se působením
světla rozkládá
KNO3 - dusičnan draselný (draselný ledek), průmyslové hnojivo
NaNO3 - dusičnan sodný (chilský ledek), průmyslové hnojivo
NH4NO3 - dusičnan amonný (amonný ledek), průmyslové hnojivo
-3-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
5. Použití:
Dusík, který se skladuje a převáží stlačený v ocelových lahvích označených zeleným pruhem, se
používá především k výrobě amoniaku (NH3), kyseliny dusičné (HNO3) a různých průmyslových
hnojiv, například chilský ledek (NaNO3 - dusičnan sodný), dusičnan amonný (NH4NO3), atd. Díky
své malé reaktivitě se využívá také k vytváření inertní atmosféry (použití např. při skladování velmi
reaktivních alkalických kovů). V čisté formě se dusík používá např. k chlazení, ochraně biologických
vzorků,montáži ve smrštěném stavu. Silně zastoupení má též v metalurgii a jiných průmyslových
odvětvích.
6. Biologický význam:
Dusík se podílí na stavbě bílkovin.
Fosfor – P
1. Výskyt
V přírodě se fosfor nevyskytuje volně, ale pouze ve sloučeninách, převážně ve formě solí
kyseliny fosforečné. Nejvýznamnějším zdrojem elementárního fosforu jsou minerály apatit Ca3(PO4)2 . CaX2 a fosforit - Ca3(PO4)2 . Ca(OH)2.
2. Vlastnosti
Fosfor se vyskytuje ve 3 modifikací. První modifikací je bílý fosfor - voskově měkká látka
nerozpustná ve vodě, ale rozpustná v sirouhlíku - CS2, benzenu a organických rozpouštědlech. Ze
všech třech modifikací je bílý fosfor nejreaktivnější, na vzduchu nestálý a samovznítitelný. Z tohoto
důvodu se uchovává pod vodou. Je silně jedovatý a jeho páry fosforeskují.
Zahříváním bílého fosforu za nepřístupu vzduchu vzniká fosfor červený, který má podle způsobu
přípravy různou barvu - od tmavočervené přes hnědou až po fialovou. Je to tvrdá a málo reaktivní
látka, která není rozpustná ani ve vodě ani v organických rozpouštědlech. Červený fosfor není na
rozdíl od bílého jedovatý.
Poslední modifikací je černý neboli kovový fosfor. Ze všech modifikací je nejméně reaktivní, zato
je ale dobře tepelně a elektricky vodivý. Co se týče fyzikálních vlastností je to krystalická látka, která
má kovový lesk. Taktéž jako červený fosfor se nerozpouští ve vodě a v organických rozpouštědlech a
taktéž není jedovatý. Prudce reaguje s oxidačními činidly a halogeny:
4P + 20HNO3 → 4H3PO4 + 4H2O + 20NO2
3. Průmyslová výroba
Průmyslově se fosfor vyrábí redukcí fosforečnanů křemenným pískem a koksem v elektrické
peci:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 → 3CaSiO3 + P2O5
P4O10 + 10C → P4 + 10CO
4. Použití
Červený fosfor se používá hlavně na výrobu zápalek a výše zmíněné jedovatosti bílého fosforu se
může využívat na hubení krys. Další využití bílého fosfor může být také jako náplň různých bomb.
Avšak významnějšího použití než samotný fosfor mají jeho sloučeniny, která nacházejí uplatnění v
zemědělství jako hnojiva fosfáty a superfosfáty.
5. Sloučeniny
P2O5 – oxid fosforečný, používá se k sušení vzorků v chemických laboratořích, výroba hnojiv
H3PO4 - kyselina trihydrogenfosforečná, středně silná kyselina; jedna ze základních surovin
chemického průmyslu
KH2PO4 - dihydrogenfosforečnan draselný, hnojivo
Ca3(PO4)2 - fosforečnan vápenatý, výroba hnojiv (tzv. superfosfátů)
6. Biologický význam
Fosfor je prvek, který se hlavně podílí na stavbě kostí, zubů, bílkovin, DNA a RNA.
-4-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
Uhlík – C
1. Výskyt:
Uhlík je základním prvkem biosféry, je nepostradatelnou součástí všech organických sloučenin. V
elementárním stavu se vyskytuje v přírodě jako grafit (tuha) nebo diamant. Fosilní látky (ropa, uhlí,
zemní plyn) jsou bohaté na uhlík. Ze sloučenin jsou nejčastější:
vápenec - CaCO3
magnezit - MgCO3
dolomit - MgCO3 . CaCO3
siderit - FeCO3
2. Vlastnosti:
Čistý uhlík se vyskytuje ve dvou modifikacích:
Diamant - Ve struktuře jsou atomy vázány pevnými kovalentními vazbami do plošně centrované
krychlové mřížky. Proto je diamant nejtvrdší přírodní látkou. Je průzračný, lesklý, někdy zabarvený
příměsemi. Je nevodivý a do teploty 800°C stálý, poté se začíná oxidovat na CO2. Teplota tání
diamantu je 3650°C, což je nejvíce ze všech prvků. Diamant je chemicky i mechanicky extrémně
odolný. Prakticky se v ničem nerozpouští a reaguje až za vysokých teplot. Diamant se dá vyrobit z
grafitu působením vysokých teplot a tlaků.
Grafit (tuha) - Krystaly grafitu jsou tvořeny z vrstev atomů uspořádaných do šestiúhelníků. Mezi
vrstvami jsou slabé přitažlivé síly, proto je grafit měkký a dobře vede elektrický proud. Dá se s ním
psát, při psaní se stírají vrstvy atomů uhlíku. Grafit reaguje už při laboratorní teplotě s kyselinami a
oxidačními činidly. Grafit je málo odolný chemicky i mechanicky.
Oxidační čísla uhlíku: -IV, II, IV
3. Průmyslová výroba:
Uhlík se získává těžbou jako grafit a diamant, nebo z fosilních paliv.
4. Sloučeniny:
CO - oxid uhelnatý – jedovatý, hořlavý plyn
CO2 - oxid uhličitý – nehořlavý, nedýchatelný plyn, těžší než vzduch
H2CO3 - kyselina uhličitá - slabá kyselina, vznikající rozpouštěním oxidu uhličitého ve vodě
2CO3 - uhličitany (vápenec, dolomit apod.)
5. Použití:
Koks a uhlí se používají jako palivo a chemické suroviny. Diamanty se po vybroušení používají v
klenotnictví. Syntetické diamanty se používají na opracování tvrdých materiálů. Syntetické diamanty
se používají i v elektrotechnice na výrobu čipů a procesorů. Grafit se používá jako tuha v psacích
potřebách. Z grafitu se vyrábí elektrody, žáruvzdorné zboží a kluzné plochy ložisek. Grafit se používá i
jako moderátor do jaderných reaktorů. Technický uhlík (saze) se používá jako plnivo při výrobě
kaučuku a pneumatik. Aktivní uhlí (uhlík s velkým povrchem) se používá k adsorpci plynů a v lékařství.
6. Biologický význam:
Uhlík tvoří základ organických sloučenin. Oxid uhelnatý je pro živé organismy jedovatý, oxid
uhličitý vzniká při metabolismu (rozkladu látek – dýchání). Rostliny využívají oxid uhličitý při
fotosyntéze k tvorbě organických sloučenin.
Křemík – Si
1. Výskyt:
Křemík je druhý nejrozšířenější prvek v zemské kůře (24 procent), vyskytuje se však pouze ve
formě sloučenin. Křemen SiO2 je v přírodě obsažen jako minerál.
2. Vlastnosti:
Modrošedá, značně tvrdá, ale křehká látka. Málo reaktivní prvek, s kyselinami nereaguje (výjimka
HF). Krystalizuje v krychlové soustavě.
-5-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
3. Výroba:
redukcí SiO2 za vysokých teplot hořčíkem nebo hliníkem:
SiO2 + 2 Mg Æ Si + 2 MgO
3 SiO2 + 4 Al Æ3 Si + 2 Al2O3
4. Významné sloučeniny:
Oxid křemičitý SiO2: vyskytuje se ve třech modifikací, které se liší prostorovým uspořádáním.
Vznikající zahříváním křemene. Křemen (SiO2) se vyskytuje ve velkém množství barevných variací
(čirý – křišťál, růžový – růženín, fialový – ametyst, hnědý – záhněda, černý – morilon a další).
Křemičitan sodný Na2SiO3 – (vodní sklo) – koloidní roztok – konzervace vajec, brání mrznutí
malty při teplotách blízkých nule.
Hlinitokřemičitany – živce a některé další významné minerály, zvětráváním živců vzniká kaolinit
(obsahuje kaolin – výroba porcelánu), používají se k výrobě cementu.
5. Využití prvku:
Čistý křemík se používá k výrobě polovodičových součástek. Pro výrobu diod (tunelová dioda),
tranzistorů, integrovaných obvodů. Technický křemík slouží jako přísada do bronzových a ocelových
slitin. Tavením křemenného písku s vápencem vzniká sklo.
6. Biologický význam:
V těle dospělého člověka je přítomno cca 1000 mg křemíku. Křemík je nezbytný pro tvorbu
kostí a chrupavek, ve kterých je také nejvíce obsažen. Podílí se na tvorbě mezibuněčné hmoty v
pojivových tkáních. Zdrojem křemíku jsou hlavně potraviny rostlinného původu. Hodnotným zdrojem z
bylin je např. přeslička (Proenzi Silica) nebo kopřiva.
Sodík – Na
1. Výskyt:
Sodík patří mezi nejrozšířenější prvky zemské kůry. Vyskytuje se v různých křemičitanech,
živcích nebo slídách. Je to nezanedbatelná složka mořské vody, v menší míře se vyskytuje i ve
vodách minerálních.
Sloučeniny sodíku: NaCl - kamenná sůl, halit
NaNO3 - chilský ledek
Na2SO4 . 10H2O - Glauberova sůl
Na3AlF6 - kryolit
2. Chemické vlastnosti:
Sodík je měkký, lehký a stříbrolesklý kov. Je silně elektropozitivní a má jednu z nejmenších
hodnot elektronegativity a ionizační energie. Sodík také charakteristicky barví plamen (žlutě), a proto
se využívá při tzv. plamenových zkouškách. Na vzduchu se sodík oxiduje, a proto se uchovává v
ochranném prostředí (většinou v petroleji). Má nižší hustotu než voda, na vodě plave. Je mimořádně
reaktivní a s dalšími prvky reaguje přímo, téměř vždy se oxiduje a je to silné redukční činidlo. Oxidační
číslo sodíku je I.
3. Výroba:
Sodík se vyrábí z taveniny chloridu sodného (NaCl). Na železné katodě se vylučuje sodík, na
grafitové anodě chlor.
+
2Na + 2e → 2Na
2Cl - 2e → Cl2
4. Významné sloučeniny sodíku:
hydroxid sodný – NaOH, významná zásada, výroba mýdla, léčiv, kovového sodíku
dakahydrát uhličitanu sodného (technická soda) - Na2CO3.5H2O – ke změkčování vody (praní),
výroba skla
hydrogenuhličitan sodný (jedlá soda) - NaHCO3 – do šumivých prášků, do pečiva
-6-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
5. Využití sodíku:
Sodík se využívá na výrobu slitin a do sodíkových lamp. Je důležité redukční činidlo. Používá
se také v organických syntézách a jaderné technice. Důležitější však jsou sloučeniny sodíku.
6. Biologický význam sodíku:
Sodík je důležitý biogenní prvek a je důležitý pro metabolismus buněk.
Draslík – K
1. Výskyt:
Všechny alkalické kovy jsou vysoce reaktivní, a proto se vykytují pouze ve sloučeninách. Draslík,
stejně tak i sodík, patří mezi nejrozšířenější prvky zemské kůry. Vyskytuje se v různých křemičitanech,
živcích nebo slídách. Z jeho minerálů je možné uvést např. sylvín (KCl - chlorid draselný) nebo
draselný ledek (KNO3 - dusičnan draselný). Draslík je také důležitý biogenní prvek, protože je
nezbytný ke správnému metabolismu buněk. Je to nezanedbatelná složka mořské vody, v menší míře
se vyskytuje i ve vodách minerálních.
2. Vlastnosti:
Draslík je měkký, lehký a stříbrolesklý kov. Reaktivita alkalických kovů stoupá s rostoucím
protonovým číslem a i jejich silné redukční vlastnosti rostou od lithia k cesiu (neuvažujeme-li
francium). Alkalické kovy také charakteristicky barví plamen, a proto se využívají i při tzv.
plamenových zkouškách k důkazu solí alkalických kovů a solí kovů alkalický zemin. Postup při této
metodě je následující:
Platinový drátek, na který se nanese malé množství zkoumané látky, se vloží do plamene a podle
charakteristické barvy poznáme zda se jedná o alkalický kov, kov alkalických zemin nebo zcela jinou
sloučeninu.
Draslík barví plamen fialově. Sloučeniny alkalických kovů mají převážně iontový charakter.
Na vzduchu se draslík oxiduje, a proto se uchovává v ochranném prostředí (většinou v petroleji).
Stejně jako lithium a sodík má nižší hustotu než voda, což znamená, že na vodě plave. Všechny
alkalické kovy jsou mimořádně reaktivní a s dalšími prvky reagují přímo, téměř vždy se oxidují a jsou
to tedy také silná redukční činidla.
3. Průmyslová výroba:
Draslík se stejně jako ostatní alkalické kovy připravuje elektrolýzou tavenin halogenidů nebo
hydroxidů alkalických kovů. Konkrétně draslík se vyrábí z taveniny chloridu draselného (KCl). Na
železné katodě se vylučuje draslík, na grafitové anodě naopak chlor.
2K+ + 2e- → 2K
2Cl- - 2e- → Cl2
4. Sloučeniny:
KCl - chlorid draselný (sylvín)
KI - jodid draselný, využívá se v lékařství
KOH - hydroxid draselný, bezbarvá, hygroskopická a silně leptavá látka (leptá i sklo a porcelán);
rozpustný ve vodě
K2CO3 - uhličitan draselný (potaš), využití při výrobě draselných mýdel a draselného skla - tzv.
varné sklo
KNO3 - dusičnan draselný (draselný ledek), významné průmyslové hnojivo
5. Použití:
Samotný draslík nemá významnějšího použití, ale protože je nezbytný pro růst rostlin, využívá se
ve formě dusičnanů (draselný ledek - KNO3) na hnojení.
6. Biologický význam
Biogenní prvek 2.řádu , má význam v metabolismu buněk.
-7-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
Vápník – Ca
1. Výskyt:
Vápník tvoří řadu minerálů, a jeho ionty jsou obsaženy v povrchových i minerálních vodách,
v kostech živočichů a ve skořápkách vajec.
vápenec CaCO3 (čistý vápenec se nazývá mramor)
dolomit CaCO3 . MgCO3 - (tvoří celá pohoří)
sádrovec CaSO4 . 2H2O - (čistý se nazývá alabastr )
fluorit (kazivec) CaF2 – různě zbarvený
2. Chemické vlastnosti:
Vápník je šedobílý lesklý, lehký, kujný a velmi reaktivní kov. Na povrchu se pokrývá vrstvičkou
hydroxidu vápenatého Ca(OH)2 a uhličitanu vápenatého CaCO3 . Oxidační čísla vápníku jsou 0 a 2. S
vodou reaguje již za studena. Vápenaté ionty barví plamen cihlově červeně = je hořlavý. Vápník je
důležitý biogenní prvek - řídí srdeční činnost a ovlivňuje oběh krve. Jako uhličitan a fosforečnan se
váže na kosti. Reakce s vodou : Ca + 2H2O → Ca(OH) 2 + H2
3. Výroba:
Vápník se vyrábí elektrolýzou taveniny chloridu vápenatého ( CaCl2 ) a fluoridu vápenatého (CaF2)
při 700°C.
4. Významné sloučeniny:
Oxid vápenatý - CaO - (pálené vápno),vyrábí se ve vápenkách při 900°C tepelným rozkladem
uhličitanu vápenatého v pecích zvané vápenky. Reakcí CaCO3 → CaO + CO2. Pálené vápno má
velký význam ve stavebninách
Hydroxid vápenatý - Ca(OH)2 – (hašené vápno, nebo obchodně vápenný hydrát), vzniká reakcí
oxidu vápenatého s vodou za uvolňování tepla (hašením vápna). Reakcí CaO + H2O → Ca(OH) 2
Hydroxid vápenatý je ve vodě málo rozpustný, jeho vodná suspenze (vápenné mléko) je známá
jako nejlevnější zásada. Hydroxid vápenatý se používá hlavně ve stavebnictví k přípravě vápenné
malty, což je směs hašeného vápna, vody a písku. Tvrdnutí malty způsobuje reakce hydroxidu
vápenatého s oxidem uhličitým, při níž vzniká uhličitan vápenatý. Tvrdnutí malty : Ca(OH) 2 + CO2
→ CaCO3 + H2O
Uhličitan vápenatý – CaCO3 v přírodě nejrozšířenější sloučenina vápníku. Uhličitan vápenatý se
používá při výrobě skla, v hutnictví, jako průmyslové hnojivo zásadité povahy, k výrobě cementu.
5. Využití:
Vápník se využívá jako redukční činidlo v metalurgii, při výrobě speciálních ocelí a pro zvýšení
pevnosti slitin, na výrobu hnojiv. Sloučeniny vápníku jsou nejdůležitější surovinou ve stavebnictví.
6. Biologický význam:
Vápník má významnou úlohu v metabolismu všech organismů. Ve formě uhličitanů reguluje vodní
hospodářství celého organismu. Vápník se podílí na regulaci aktivity vodíkových iontů a na
neutralizaci toxických látek, které jsou produktem látkové přeměny. Kationty vápníku Ca2+ mají vliv na
srdeční činnost, snižují propustnost tkání, mají významnou vlastnost z hlediska výměny za ionty, které
jsou škodlivé pro organismus tzn. ruší negativní vlivy jiných kationtů. Organické sloučeniny vápníku
jsou základem stěn buněk v živém organismu. Vápník je základním stavebním kamenem tvrdých
schránek sladkovodních a mořských živočichů, ve sloučeninách s fosforečnany a uhličitany součástí
kostní tkáně obratlovců.
Hořčík – Mg
1. Výskyt v přírodě:
-8-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
V přírodě se vyskytuje pouze ve sloučeninách, např. magnezit, dolomit, azbest, také v mořské
vodě jako chlorid a síran hořečnatý.
2. Chemické vlastnosti:
Je to stříbřitě bílý, lesklý , lehký kov. S kyslíkem hoří za vzniku oxidu hořečnatého (bílý oslnivý
plamen). Ve sloučeninách má oxidační číslo II.
2Mg + O2 → 2MgO – oxid hořečnatý je zásadotvorný oxid
MgO + H2O → Mg(OH)2
3. Výroba:
Vyrábí se elektrolýzou roztaveného odvodněného karnalitu (KCl . MgCl2).
4. Využití:
Používá se například v lehkých konstrukčních slitinách, jeho sloučeniny slouží ve stavebnictví jako
plnidlo a k výrobě žáruvzdorných cihel. Je taky nezbytný pro fotosyntézu je součástí chlorofylu
zeleného barviva, které absorbuje světelnou energii.
5. Významné sloučeniny:
Mg(OH)2 – hydroxid hořečnatý -používá
se při zažívacích potížích je to bílá tuhá látka málo
rozpustná ve vodě
– síran hořečnatý – využívá se v lékařství a snižuje se s ním hořlavost materiálu
MgO – oxid hořečnatý – je to bílý prášek, je žáruvzdorný
MgSO4 . 7 H2O – heptahydrát síranu hořečnatého – neboli hořká sůl vzniká rozpuštěním Mg
MgSO4
nebo MgO v kyselině sírové, projímadlo
6. Biologický význam:
2+
Hořčík (hořečnatý iont Mg ) je biogenní prvek ll. řádu, tvoří centrální atom ve struktuře chlorofylu,
tvoří komplex s ATP, je aktivátorem řady enzymů, je antagonistou vápníku (=snižuje hladinu vápníku),
má paralytický (=způsobuje obrnu) účinek na nervový a svalový systém. Jeho nedostatek zvyšuje
nervosvalovou dráždivost.
V organizmech živočichů je hořečnatý kation důležitý pro aktivitu enzymů a pro správnou srdeční
činnost.
Měď – Cu
1. Výskyt:
Chalkopyrit - CuFeS2
Malachit - CuCO3 . Cu(OH)2 (zelený)
Azurit - 2CuCO3 . Cu(OH)2 (modrý)
2. Vlastnosti:
Měď je červený kov, velmi dobrý vodič tepla a elektřiny. Nereaguje s vodou, ale působením
vlhkého vzduchu se pokrývá zelenou vrstvičkou CuCO3 . Cu(OH)2 - měděnka. Je to ušlechtilý kov,
nereaguje se zředěnými kyselinami. Za horka reaguje s koncentrovanou kyselinou sírovou a dusičnou.
Všechny sloučeniny mědi jsou jedovaté a toxické. Vytváří mnoho koordinačních sloučenin.
3. Průmyslová výroba:
Pražením sulfidické rudy vzniká Cu2O: 2 Cu2S + 3 O2 → 2 Cu2O + 2 SO2
Dále probíhá reakce: Cu2S + 2 CU2O → 6 Cu + SO2
4. Použití:
Měď se používá jako vodič v elektrotechnice, vyrábí se z ní kabely. Používá se na výrobu kotlů a
dalších zařízení a na výrobu slitin:
mosaz - Cu + Zn
-9-
Anorganická chemie – přehled významných prvků
bronz - Cu + Sn
alpaka - Cu + Ni
5. Sloučeniny:
Oxid měďný - Cu2O - polovodiče
Pentahydrát síranu měďnatého - CuSO4 . 5H2O (modrá skalice) – desinfekce vody, protiplísňové
účinky
6. Biologický význam:
Podílí se na lignifikaci dřeva. Při nedostatku vzniká sterilní pyl který není schopný oplodnit vajíčko.
Měď ovlivňuje funkci chlorofylu. Pro některé živočichy je měď toxická. Páry mědi i koncentrace roztoku
Cu2+ jsou toxické ve větším množství poškozují zažívací soustavu, ledviny, játra, denaturuje bílkoviny.
Železo – Fe
1. Výskyt:
Zejména v železných rudách:
Fe3O4 (tetraoxid železnato-železnatý) – magnetit – nejcennější železná ruda, obsah železa
převyšuje 70 %
Fe2O3 – hematit (krevel)
Fe2O3.nH2O (hydratovaný oxid železitý) – limonit (hnědel)
FeCO3 – siderit (ocelek)
2. Vlastnosti:
Tento kov se vyskytuje jen kusový, vtroušený v zrnech, v šupinkách, kapkách a shlucích. Barvu
má ocelově šedou až černou, je silně magnetické. Vždy obsahuje určité procento niklu a menší podíl
kobaltu, mědi, manganu síry a uhlíku.
3. Výroba:
Železo je nejrozšířenějším kovem současnosti. Vyrábí se především z kyslíkatých rud
obsahujících oxid železitý. Většina rud však obsahuje také hlušinu, která obsah železa snižuje. Proto
se vytěžená ruda upravuje. Železo se získává z rud jejich redukcí oxidem uhelnatým a uhlíkem ve
vysoké peci.
Vysoká pec je zřízení 30 až 50 m vysoké ,o průměru 15 m, vyzděné žáruvzdorným materiálem.
Shora se nepřetržitě plní koksem, železnou rudou a vápencem. Do spodní části pece se vhání
kyslíkem obohacený předehřátý vzduch. Spalováním koksu se v této části dosahuje teploty až
1800°C.
Surové železo vyrobené ve vysoké peci obsahuje uhlík (asi 4 %) a mnohé jiné prvky (např. křemík,
síru, fosfor a příměsi kovů ). Má velkou tvrdost , ale je křehké.
4. Využití:
Zpracovává se odléváním do forem (litina). Z litiny se vyrábějí topná tělesa, části strojů, potrubí,
kuchyňské nádobí aj.
5. Biologický význam:
Biogenní prvek II. řádu, jako Fe
2+
je součástí struktury hemoglobinu, různých enzymů.
- 10 -