1., 2. a 13. skupina

9. 1., 2. a 13. skupina

Úvod do systematické anorganické chemie. Obecná charakteristika přechodných a nepřechodných kovů, polokovů a nekovů, daltonidy a berthollidy. Vodík. Alkalické kovy a kovy alkalických zemin. Bór a hliník.

Vodík a jeho skupiny

• Vodík: Prvek nacházející se v 1., 2. a 13. skupině v periodické tabulce.

Isotopy vodíku

1. Protium (H)*

   • Mr: 1,008 g/mol

   • Výskyt: 99,98% (nejčastější izotop)

   • Teplota tání: –259 °C

   • Teplota varu: –253 °C

2. Deuterium (D)

   • Mr: 2,014 g/mol

   • Výskyt: 0,02%

   • Teplota tání: –254 °C

   • Teplota varu: –249 °C

3. Tritium (T)

   • Mr: 3,016 g/mol

   • Radioaktivní izotop (polovinu rozpadu cca 12,32 let)

   • Teplota tání: –252 °C

   • Teplota varu: –248 °C

Výroba vodíku

• Krakování uhlovodíků: Proces rozkladu uhlovodíků na menší molekuly, který generuje vodík.

  • C12H26 C5H10 + C4H8 + C3H6 + H2

• Oxidace uhlovodíků vodní parou: Zahrnuje reakci vodní páry s uhlovodíky za účelem produkce vodíku.

  • CH4 + H2O CO + 3H2

• Konverze syntézního plynu:

  • Reakční vzorec: CO + H2O → CO2 + H2

Příprava vodíku

• Rozpouštění neušlechtilých kovů v neoxidující kyselině (jako HCl) uvolňuje vodík: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

• Elektrolýza vody: Proces rozkladu vody na vodík a kyslík pomocí elektrického proudu:

  • Větší vodivost pomocí NaOH

  • Katodová reakce: 4H3O+ + 4e− 4H2O + 2H2

  • anodová reakce: 4OH− → 2H2O + O2 + 4e−

Vodík jako redukční činidlo

• Vodík se může používat pro redukci kovů s vyšším standardním elektrochemickým potenciálem (E0):

  • Příklady reakcí:

    • Stříbro: Ag+ / Ag + 0,80 V ; 2Ag+ + H2 → 2Ag + 2H+

    • Wolfram: WO3 + 3H2 → W + 3H2O

Syntézní plyny

• Různé poměry vodíku a kyslíku v syntézních plynech:

  • H2 : N2 (3:1) – cca 50% produkce H2

  • H2 : CO (2:1)

  • Reakce s dusíkem: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

  • Reakce s oxidem uhličitým: CO (aq) + 2 H2 (g) → CH3OH (g)

Hydridy

• Kovalentní hydridy: Vznikají většinou s p-prvky, molekulové, příklady zahrnují NH3, SnH4 (polymerní struktury jako BeH2).

• Iontové hydridy: Vznikají převážně se s-prvky a obsahují anion H-.

• Kovové hydridy: Obvykle jde o nestechiometrické sloučeniny s d-prvky, často

Tvrdost vody

• Způsobena přítomností Ca2+ a Mg2+

• Přechodná tvrdost: Způsobena anionty HCO3 −, lze odstranit varem.

• Trvalá tvrdost: Vzhledem ke přítomnosti aniontů SO4 2−, nelze odstranit varem, pouze pomocí změkčovadel.

Přechodná tvrdost vody

• CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)

• CaCO3(s) + H2CO3(aq) → Ca2+(aq) + 2HCO3−(aq)

• Δ Ca2+(aq) + 2HCO3−(aq) → CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l)

Krasové jevy

• Primární (korozní) a

  • Ca(HCO3)2 → CaCO3 +CO2 + H2O

• Sekundární (srážení)

  • CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2

Trvalá tvrdost vody a změkčování

• Změkčování vody pomocí srážedel jako NaOH, Na2CO3, Na3PO4.

  • 3Ca2+(aq) + 2Na3PO4(aq) → Ca3(PO4)2(s) + 6Na+(aq)

  • Mg2+(aq) + 2NaOH(aq) → Mg(OH)2(s) + 2Na+(aq)

• Iontoměniče:

Vytěsňování kyselin

• působením silnější kyseliny na sůl slabší kyseliny je možno připravit slabší kyselinu

  • Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 → 3CaSO4 + 2H3PO4

  • NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl

  • CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2

Diagonální podobnost Li / Mg

• podobná koordinační čísla v krystalových mřížkách (podobné velikosti iontů Li+ a Mg2+)

• podobný stupeň iontovosti/kovalence ve sloučeninách

• při hoření vytvářejí oxidy

• fluoridy, uhličitany a fosforečnany ve vodě nerozpustné

Reakce alkalických kovů s kyslíkem

• Kovové reakce:

  • Li → Li2O (oxid)

  • Na → Na2O2 + Na2O (peroxid)

  • K, Rb, Cs → MO2 (hyperoxid)

Neušlechtilost a ušlechtilost

• Neušlechtilé kovy se rozpouštějí v kyselinách za vývoje vodíku

  • Příklady: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

• Ušlechtilé kovy se rozpouštějí pouze v silných oxidačních kyselinách:

  • 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Alkalické kovy redukují vodu

• 2H2O + 2e− H2 + 2OH E = −0,42 V

• Na Na+ + e− E0 = +2,71 V

• 2Na + 2H2O 2NaOH + H2

Výroba NaOH

• Brine Chlorine: Elektrolýza solanky, která produkuje NaOH.

  • Anodová reakce: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e−

  • Katodová reakce: 2H+ + 2e → H2

Využití vápence

• Pálené vápno (CaO) a hašené vápno (Ca(OH)2) jsou široce používány ve stavebnictví a hutnictví.

  • pálení CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) za ΔT

  • Hašení: CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s)

Na, K, Mg, Ca a živá hmota

• Na+, K+:

  • kontrola vodní rovnováhy prostřednictvím změn osmotického tlaku

  • sodíko-draslíková pumpa

  • účastní se přenosu nervového impulsu a svalové kontrakce (vč. srdečního svalu)

• Mg2+:

  • Důležitý prvek nacházející se v chlorofylu.

• Ca2+:

  • V lidském těle přibližně 1 kg Ca, většinou v podobě Ca3(PO4)2,

  • v zubní sklovině (hydroxyapatit) - kazí se

    • Ca5(PO4)3OH + 4H3O+ → 5Ca2+ + 3HPO4 2− + 5H2O

  • rezistnější fluoroapatit

    • Ca5(PO4)3OH + F− → Ca5(PO4)3F + OH−

Organokovové sloučeniny

• Sloučeniny s vazbou kov-uhlík,

• organohořečnaté (Grignardova činidla)

  • R—Cl + Mg → R—Mg—Cl (katalýza Et2O)

  • použití – alkylační (arylační činidla)

    • PhMgCl + GeCl4 → Ph4Ge + MgCl2

Lewisovy kyseliny a zásady

• Kyselina: Akceptor elektronového páru, zatímco zásada je donor elektronového páru.

  • Řešení nedostatku elektronů na oktet: příklady zahrnují BCl3, AlCl3, BeH2.

Boranové klastry

• Typy boranových clusterů:

  1. closo-klastry (veškeré vrcholy)

  2. nido-klastry (chybí jeden vrchol)

  3. arachno-klastry (chybí dva vrcholy)

Sloučeniny Boru

• borax

  • Na2B4O7 + H2 SO4 + 5H2O → Na2SO4 + 4B(OH)3

• kys. boritá jako jednosytná kyselina

  • (OH)3B + |OH2 → (OH)3B—OH2

  • HB(OH)4 + H2O → H3O+ + B(OH)4−

• oxid boritý anhydridem kyseliny borité

  • 2B(OH)3 → B2O3 + 3H2O

Význam boru a jeho sloučenin

• radioterapie a jaderná energetika

• sklářský průmysl

  • sklo s nízkou tepelnou roztažností (Pyrex, Simax)

  • skleněná vlákna a skelná vata

• biologické vlastnosti

  • stopový prvek pro rostliny

  • insekticidní a antiseptické účinky

Al amfoterní

• Al(s) + H2O(l) → pasivace

• Al(s) + 6H+(aq) → 2Al3+(aq) + 3H2(g)

• 2Al(s) + 2OH−(aq) + 6H2O(l) → 2Al(OH)4(aq) + 3H2(g)

Al2O3 a Al(OH)3 amfoterní

• Al2O3(s) + 2OH−(aq) + 3H2O (l) → 2Al(OH)4−(aq)

• Al2O3(s) + 6H3O+(aq) + 3H2O (l) → 2Al(H2O)6 3+ (aq)

• Al(OH)3(s) + OH−(aq) → 2Al(OH)4−(aq)

• Al(OH)3(s) + 3H3O+(aq) → Al(H2O)6 3+ (aq)

• čištění vody:

  • Al3+ (aq) + 3Al(OH)4−(aq) → 4Al(OH)3(s)

Hliník v přírodě

• bauxit Al2O3· xH2O (Austrálie, Sumatra)

  • Hallův proces (1886) výroba čistého Al

• Není Al2O3 jako Al2O3

  • rubín (Cr3+), safír (Fe3+,Ti4+), topas (Fe3+)

Hliník v praxi

• stavebnictví a strojírenství

• svařování

• Fe2O3(s) + 2 Al (s) → 2 Fe (l) + Al2O3(s) (ΔH0 = −852 kJ)