Nekovy Uhlík, křemík

Uhlík - historie Uhlík byl znám jako látka v podobě dřevěného uhlí a sazí již v pravěku. Ve starém Egyptě se vyráběl ze sazí inkoust. Již kolem roku 1564 byly v Anglii komerčně vyráběny tužky z grafitu. V roce 1807 rozdělil J. J. Berzelius sloučeniny na organické a anorganické podle toho, zda pocházejí ze živého nebo neživého materiálu. O této vitalistické teorii pochyboval později (1828) Friedrich Wöhler a připravil z kyanatanu amonného NH 4 OCN izomerizací močovinu (NH2) 2 CO. V r byl zvolen uhlík za standard pro určení atomové hmotnosti.

Uhlík charakteristika V anorganických sloučeninách existuje uhlík především ve formě uhličitanů: vápenec (kalcit) CaCO 3, magnesit MgCO 3, dolomit CaCO 3 ∙MgCO 3 a siderit FeCO 3. V elementární formě se v přírodě vyskytuje zejména jako velmi vzácný minerál diamant soustava krychlová). Je nejtvrdším nerostem. hojnější hexagonální grafit (tuha) tvořící vrstvy Fullereny – za jejichž objev získali Smalley Richard Erret (*1943) spolu s Carlem Krotoa dostal r Nobelovu cenu za objev nových symetrických molekul uhlíku.Jedná se o čistě uhlíkaté struktury např. o C 60 (Ih) a C 70 (D5h) (1985) a další. Principiálně se jedná o nový skelet v organické chemii (jako benzenové jádro). Známý fulleren-60 je stálý do 750 °C. Oproti grafitu má nižší hustotu (ρ = 1,65 g.cm-3 Poloměr „koule“ je 351 pm. D5h-fulleren-70 (podobný ragbyovému míči), protáhlý ve směru osy C5) je ještě o něco stálejší než Ih-fulleren- 60). Jsou známy i struktury jiných např. chirální D2-fulleren-76, D3- D2- fulleren-76, D3-fulleren-78 a D2-fulleren-84. Existují též heterofullereny, např. C59B a C58B2. Jsou supravodivé po přidání alkalických kovů do teploty 33 K. Využití mají v oblasti polovodičů;

Chemické vlastnosti Ve formě diamantu za normální teploty je uhlík nereaktivní. I když je grafit termodynamicky stabilnější než diamant, vlivem přístupnější hexagonální vrstevnaté struktury má sklon ochotněji reagovat. Uhlík je aktivní redukční činidlo. Reaguje snadno s mnoha oxidy za uvolnění prvku nebo tvorby karbidu: 2 PbO + C → 2 Pb + CO 2 CaO + 3 C → CaC 2 + CO Přímou oxidací uhlíku za nedostatku kyslíku nebo vzduchu vzniká oxid uhelnatý CO. V laboratorním měřítku se čistý CO připraví dehydratací kyseliny mravenčí konc. H 2 SO 4 při teplotě kolem 140 °C. Je velmi jedovatý, protože tvoří 300krát stabilnější komplex s hemoglobinem než kyslík. Zabraňuje tím přenosu kyslíku červenými krvinkami Oxid uhličitý CO 2 se v laboratorním měřítku připravuje působením kyselin na uhličitany. Průmyslově se získává jako vedlejší produkt při výrobě vodíku CH H 2 O → CO H 2

Kyselina uhličitá, uhličitany Jestliže se CO 2 rozpouští při 25 °C ve vodě, hydratuje se na kyselinu uhličitou a ustaví se rovnováha H 2 CO 3 CO 2 + H 2 O V roztoku se tvoří adukty obecného složení CO 2 ∙xH 2 O. Od dvojsytné kyseliny dihydrogenuhličité H 2 CO 3 lze odvodit dvě řady solí, hydrogenuhličitany s aniontem HCO 3 - a uhličitany s aniontem CO Hydrogenuhličitany alkalických kovů a alkalických zemin jsou poměrně dobře rozpustné s výjimkou NaHCO 3 (9,6 /100 g H 2 O při 20 °C) a Ca(HCO 3 ) 2 (16,6/100 g H 2 O při 20 °C). Anion HCO 3 - ve vodě hydrolyzuje HCO H 2 O → H 2 CO 3 + OH - a proto reagují roztoky hydrogenuhličitanů ve vodě slabě alkalicky. Uhličitany se připravují zahříváním hydrogenuhličitanů 2 NaHCO 3 → Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O nebo neutralizací roztoků hydroxidů oxidem uhličitým 2 NaOH + CO 2 → Na 2 CO 3 + H 2 O Bezvodý uhličitan sodný Na 2 CO 3 („soda“) je dobře rozpustný ve vodě

Karbidy Binární sloučeniny uhlíku s elektropozitivními prvky, tj. s kovy a polokovy, se označují jako karbidy. Dobře popsané jsou iontové karbidy, které obsahují jednotky C 2. Jsou to acetylidy (ethinidy) alkalických kovů M 2 C 2, kovů alkalických zemin MC 2 a výbušné sloučeniny skupiny mědi(Cu 2 C 2, Ag 2 C 2 ). Nejdůležitější sloučeninou této skupiny je karbid vápenatý CaC 2. Průmyslově se vyrábí endotermickou reakcí oxidu vápenatého (vápna) a koksu 2200 °C CaO + 3 C CaC 2 + CO Hydrolýza je silně exotermická CaC H 2 O → Ca(OH) 2 + C 2 H 2 Ke kovalentním karbidům (polymerním) patří karbid křemíku SiC (struktura diamantu) a karbidy boru B 13 C 2 a B 24 C. Jsou to neobyčejně tvrdé, těžkotavitelné a málo reaktivní sloučeniny. Nereagují s vodou.

Sloučeniny uhlíku Uhlík má velikou schopnost řetězit se, tj. tvořit ve sloučeninách vazby mezi svými atomy. Studium těchto sloučenin s vodíkem je náplní organické chemie. Disulfid uhličitý CS 2 (sirouhlík) je bezbarvá, těkavá a hořlavá kapalina (tv = 46 °C). Jeho nepříjemný zápach způsobují organické nečistoty, čistá látka má etherickou vůni. Způsobuje těžké poruchy nervového systému a mozku. Kyanovodík má teplotu tání -13,4 °C, teplotu varu 25,6 °C. Je bezbarvý, velmi jedovatý, mísitelný s vodou a ethanolem. Kyanatany alkalických kovů jsou stálé a připravují se mírnou oxidací roztoků kyanidů oxidem olovnatým nebo olovičitým KCN + PbO → K[OCN] + Pb Thiokyanatany alkalických kovů lze snadno připravit z kyanidů sloučením se sírou KCN + S → K[SCN] Typickou a velmi citlivou reakcí na thiokyanatany je intenzivně červené zabarvení thiokyanatanových komplexů trojmocného železa [Fe(H 2 O) 6 ] SCN - [Fe(SCN) 3 (H 2 O) 3 ] + 3 H 2 O

Křemík Výskyt Křemík (27,2 hmotn. %) je po kyslíku (45,5 hmotn. %) nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře. Křemen (SiO 2 ) a křemičitany jsou těsně spjaty s vývojem lidstva již od prehistorických dob. Příprava a výroba, vlastnosti Křemík krystalizuje (struktura α-Si) ve struktuře typu diamantu s tetraedrickou koordinací křemíku Křemík má vysokou teplotu tání (1410 °C) a varu (≈ 2480 °C). V současnosti se připravuje redukcí křemene nebo písku čistým koksem v elektrické obloukové peci SiO C → Si + 2 CO Křemík je rozpustný v roztocích silně bazických hydroxidů Si + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 SiO H 2 nerozpustný je v kyselinách s výjimkou HF. Oxidace na vzduchu pod 900 °C je neměřitelná, s F 2 reaguje již při obyčejné teplotě bouřlivě, při 600 °C reaguje s párami síry.

Sloučeniny křemíku Halogenidy křemíku Křemík reaguje s halogeny za vzniku těkavých produktů SiX 4. Fluorid křemičitý SiF 4 je za normálních podmínek plynná látka (teplota tání -90 °C). SiF 4, lze jej připravit reakcí SiO HF → SiF H 2 O v přítomnosti činidla odnímajícího vodu (konc. H 2 SO 4 ). S vodou reaguje na gel kyseliny křemičité 3 SiF H 2 O → SiO 2 (aq) + 2 H 2 SiF 6. Silany – sloučeniny křemíku s vodíkem např. monosilan (SiH 4, disilan Si 2 H 6 ).Existují i cyklické silany, např. cyklopentasilan Si 5 H 10 a cyklohexasilan Si 6 H 12. Silany jsou mnohem reaktivnější než odpovídající sloučeniny uhlíku. Je to způsobeno větším poloměrem křemíku, který usnadňuje přístup nukleofilů, větší polaritou vazeb Si–X a samozřejmě přítomností energeticky nízkoležících orbitalů d, umožňujících tvorbu aduktů (zvýšení hybridizace sp3 → sp3d ).

Oxidy křemíku Oxid křemičitý SiO 2 vykazuje ve svých přibližně dvou desítkách popsaných fází velmi zajímavou strukturní složitost. Nejběžnější formou SiO 2 je α-křemen, která je nejstabilnější forma při obyčejné teplotě. V této struktuře tvoří tetraedry {SiO 4 } vzájemně spojené šroubovicové řetězce. Křemen vykazuje výraznou optickou aktivitu, která byla právě objevena na SiO 2. Formy křemene: křišťál (bezbarvý), růžový růženín, žlutý citrín, fialový ametyst, tmavohnědý morion nedokonalé krystalické formy křemene: pruhovaný achát, různě barevný jaspis, zelený s červenými skvrnami heliotrop, tmavočervený karneol, černý pazourek

Oxid a kyseliny křemíku Významným znakem všech struktur SiO 2 je, že dva sousedící tetraedry mají společný pouze jediný vrchol (nikdy ne hranu nebo stěnu). Systém SiO 2 -H 2 O je značně složitý. Při vyšších koncentracích vody se získává a koloidní disperze oxidu křemičitého, která delším stáním, či vysušením přechází v gel.Vysušením gelu se získává –silikagel, požívaný jako adsorpční prostředek. Ve velmi zředěných roztocích existují četné hydráty a křemičité kyseliny. Uvádějí se obvykle ve složení H 4 SiO 4, H 2 SiO 3.