Významné nekovy uhlík, fosfor, síra

Uhlík Výskyt: v čistém stavu – diamant, tuha velké množství anorganických i organických sloučenin uhličitany: vápenec CaCO3, magnezit MgCO3, dolomit CaMg(CO3)2 uhlí, ropa, CO2 – v atmosféře, ve všech přírodních vodách

Výroba koksu: Vysokotepelná karbonizace uhlí Výroba tuhy: Zahříváním práškového koksu a křemene v elektrické peci SiO2 + 3 C  SiC + 2 CO SiC  Si(g) + C(grafit) t = 2500°C

Výroba sazí: Neúplné spalování kapalných uhlovodíků nebo přírodního plynu Výroba aktivního uhlí: Chemicky: uhlíkatý materiál (piliny, rašelina) se smíchá s hydroxidy, uhličitany nebo sírany alkalických kovů – proběhne oxidace a dehydratace Aktivací plynem: uhlíkatá látka se zahřívá vzduchem nebo vodní parou

Vlastnosti uhlíku Fyzikální: 2 allotropické modifikace izotop C12 + malé množství C13 Diamant: bezbarvé nebo různě zabarvené velmi tvrdé krystaly vysoký bod tání elektricky nevodivý

Grafit: vrstevnatá struktura měkké šupinaté krystaly elektricky a tepelně vodivý černé zabarvení Přeměna tuhy na diamant: t=2000-3000°C, p=6,5-9 GPA Přeměna diamantu na tuhu: t=1800-2000°C zahřátí bez přístupu vzduchu

Chemické: Diamant: málo reaktivní na CO2 se přemění: při teplotě nad 800°C varem s H2SO4 tavením s dusičnany alkalických kovů varem s K2Cr2O7

Grafit: zahřátím na 690°C v kyslíku shoří na CO2 při vysoké teplotě reaguje s: 2 C + H2  C2H2 2 C + N2  (CN)2 dikyan 2 C + 3 Cl2  C2Cl6 hexachloretan C + 2 S  CS2 C + Si  SiC

Použití uhlíku Grafit: výroba oceli žáruvzdorný materiál mazivo brzdové obložení tužky

Koks: vysoké pece ocelářský průmysl Saze: gumárenství – zpevňování a zesilování pryže, 1 pneumatika - 3kg sazí pigment

Aktivní uhlí: v cukrovarnictví – odbarvovač čištění chemikálií a plynů úprava vody katalyzátor

Sloučeniny uhlíku CO bezbarvý plyn bez zápachu ve vodě málo rozpustný redukční činidlo jedovatý – váže se na hemoglobin – vzniká karboxyhemoglobin Vznik : nedokonalým spalováním uhlíku 2 C + O2  2 CO Použití: složka topných plynů generátorový – vzduch přes koks vodní – přes rozžhavený koks se vede pára

CO2 bezbarvý, lehce zkapalnitelný plyn tuhý – suchý led slabé oxidační činidlo-redukuje se silnými redukovadly: CO2 + C  2 CO málo rozpustný ve vodě Výroba: dokonalým spalováním C + O2  CO2 termickým rozkladem uhličitanů CaCO3  CaO + CO2

H2CO3 v malém množství vzniká rozpouštěním CO2 ve vodě Uhličitany Většinou s kovy v oxidačním stupni I a II Dobře rozpustné – uhličitany alkalických kovů (kromě Li) Málo rozpustné – ostatní Uhličitany jiných než alkalických kovů se teplem rozkládají (CaCO3, ZnCO3)

Hydrogenuhličitany HCO3- teplem se mění na uhličitany Deriváty kyseliny uhličité Chlorid karbonylu – fosgen COCl2 Bezbarvý, dusivý, velmi jedovatý plyn CO + Cl2  COCl2 Močovina – CO(NH2)2 Rozpustná ve vodě

Karbidy Iontové: obsahují acetylidový anion C22- M2IC2, MIIC2, M2III(C2)3 Příprava: kov + uhlík oxid kovu + C CaO + 2C  CaC2 + CO kov + C2H2 oxid kovu + C2H2 Vodou se rozkládají: CaC2 + 2 H2O  Ca(OH)2 + C2H2 Mg2C3 + 4 H2O  2 Mg(OH)2 + CHC-CH3 trikarbid hořčíku

Kovalentní Be2C, Al4C3, SiC, B4C C4- SiC a B4C jsou chemicky velmi odolné a mimořádně tvrdé Intersticiální Atomy uhlíku jsou vsunuté do mezer mezi atomy kovů v krystalové mřížce Vznikají zahříváním práškového kovu s C Mají kovové vlastnosti, C způsobuje zvýšení soudržnosti

Karbidy skupiny Fe Přechod mezi iontovými a intersticiálními Cr3C2, Mn3C, Fe3C, Co3C, Ni3C Sloučeniny uhlíku s halogeny CF4 - tetrafluormetan, fluorid uhličitý bezbarvý plyn

CCl4 – tetrachlormetan bezbarvá kapalina narkotických účinků nehořlavá nerozpustná ve vodě rozpouštědlo světlem se rozkládá používá se do hasících přístrojů

Freony – dříve: chladící kapaliny hnací plyny do sprejů CFCl3, CF2Cl2, CF3Cl

Sirouhlík – CS2 Bezbarvá aromatická kapalina, ve vodě nerozpustná, rozpustná v alkoholu, etheru a benzenu, dobře rozpouští tuky Rozkládá se vodní parou CS2 + 2 H2O  CO2 + 2 H2 S Na vzduchu se lehce zapaluje CS2 + 3 O2  CO2 + 2 SO2 Příprava: Rozžhavený C + 2 S(g)  CS2 Použití: výroba viskózových vláken

Kyanovodík HCN bod varu 25,6°C ve vodě dobře rozpustný prudký jed CO + NH3  H2O + HCN (700°C, Al2O3) 2 AgCN + H2S  Ag2S + 2 HCN

Kyanidy Alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou ve vodě rozpustné Kyanidy těžkých kovů (kromě Hg) jsou ve vodě nerozpustné Příprava NaCN: 2 NaNH2 + C  Na2CN2 + 2H (t) amid sodný kyanamid sodný Na2CN2 + C  2 NaCN

Dikyan (CN)2 NC-CN Bezbarvý, jedovatý, štiplavý plyn Vznik: 2 AgCN  (CN)2 + 2 Ag Hg(CN)2  Hg + (CN)2 Kyselina kyanatá H-O-CN HOCN nitril kyseliny uhličité

Kyselina izokyanatá HNCO Izokyanatan rtuťnatý – třaskavá rtuť Hg(NCO)2 Rodanovodík HSCN H-S-CN Bezbarvá olejovitá kapalina Rodanidy – thiokyanatany M-S-CN

Fosfor Výskyt nepříliš rozšířený v podobě fosforečnanů apatit Ca3(PO4)2 fosforit–jemně vláknitý apatit fluoroapatit 3Ca3(PO4)2.CaF2 chloroapatit 3Ca3(PO4)2.CaCl2 hydroxyapatit 3Ca3(PO4)2.Ca(OH)2

Výroba fosforu Z Ca3(PO4)2 v elektrické peci vzniká bílý fosfor 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C  6CaSiO3 + P4 + 10CO vzniká bílý fosfor

Vlastnosti fosforu 3 allotropické modifikace Bílý fosfor bezbarvá nebo bílá, měkká, krystalická látka téměř nerozpustný ve vodě rozpustný v CS2, SCl, PCl3 mimořádně jedovatý DL=0,15g tvořen molekulami P4 světélkuje samozápalný (uchovává se pod vodou) reaktivní

Červený fosfor vzniká zahříváním bílého v inertní atmosféře (katalyzátor jod, síra nebo UV) barva tmavočervená až hnědá obchodní preparát=amorfní Pn méně reaktivní než bílý nejedovatý

Černý fosfor vzniká zahříváním bílého pod vysokým tlakem (1200MPa) nebo bez tlaku při 370°C s katalyzátorem – Hg krystalická tmavošedá látka kovový lesk dobrá tepelná a elektrická vodivost chemicky nejméně reaktivní

Přírodní izotop fosforu 31P Radioizotopy 32P, 34P Použití fosforu: bílý – výroba H3PO4 červený - škrtátka

Sloučeniny fosforu PH3 - fosfan, fosfin bezbarvý, jedovatý, odporně páchnoucí plyn příprava: rozkladem fosfidů vodou nebo zředěnými kyselinami Ca3P2 + 6 H2O  3 Ca(OH)2 + 2 PH3 2 AlP + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 2 PH3 Má silné redukční účinky PH3 + 2 O2  H3PO4 PH3 +4 Cl2  PCl5 + 3 HCl

Difosfan P2H4 - bezbarvá kapalina Fosfidy – sloučeniny fosforu s méně elektronegativním prvkem Př. Li3P, TiP2 PX3 X = F, Cl, Br, I Vodou se rozkládají PCl3 + 3 H2O  H3PO3 + 3 HCl

PX5 X = F,Cl, Br, I PCl5 + H2O  POCl3 + 2 HCl POCl3 + 3 H2O  H3PO4 + 3 HCl P4O6 bílá krystalická látka velmi jedovatý Vznik: P4 + 3 O2  P4O6 Rozkládá se zahříváním: Ve studené vodě: P4O6 + 6 H2O  4 H3PO3 V teplé vodě: P4O6 + 6 H2O  PH3 + 3 H3PO4

P4O10 Vzniká spalováním fosforu v nadbytku suchého vzduchu P4 + 5 O2  P4O10 Bílá látka, dehydratačních schopností Použití: sušení plynů a kapalin

Kyseliny fosforu Kyselina fosforná - H3PO2 Jednosytná, silná Vznik: P4 + 4 NaOH + 4 H2O  4 NaH2PO2 + 2H2 4 NaH2PO2 + 2H2SO4  4 H3PO2 + 2 Na2SO4

Kyselina fosforitá H3PO3 Dvojsytná Silné redukční činidlo Vznik: hydrolýzou PCl3 PCl3 + 3 H2O  H3PO3 + 3 HCl

Kyselina tetrahydrogendifosforičitá H4P2O6 Čtyřsytná kyselina Vznik:pomalou oxidací bílého fosforu vzdušným kyslíkem

Kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4 Trojsytná Výroba: Termická–čistá: P4 + 5 O2  P4O10 P4O10 + 6 H2O  4 H3PO4 Extrakční –surová: 3Ca3(PO4)2.CaF2 + H2SO4 6 H3PO4+ 10 CaSO4+2 HF Bezbarvé krystalky, rozpustné ve vodě, v prodeji 85-90% sirupovitý roztok

Kyselina tetrahydrogendifosforečná H4P2O7 Krystalická, čtyřsytná

Kyselina hydrogenfosforečná – HPO3 metafosforečná Konečný produkt dehydratace H3PO4 Sklovitá, tvrdá látka Fosforečnany M3IPO4 Nerozpustné, účinkem silných kyselin se mění na rozpustné dihydrogenfosforečnany Ca3(PO4)2 +2H2SO4 Ca(H2PO4)2+ 2 CaSO4 superfosfát

Síra Výskyt: volná vázaná sulfidy, sírany Glauberova sůl Na2SO4.10 H2O sádrovec CaSO4. 2 H2O baryt BaSO4 pyrit FeS2 sfalerit ZnS rumělka HgS galenit PbS chalkozín Cu2S chalkopyrit CuFeS2

Těžba síry Do podzemí se vhání horká vodní pára, síra se roztaví, zkapalněná síra se vytlačí na povrch teplým stlačeným vzduchem Jako vedlejší produkt vzniká síra při odsíření: H2S – Clausův dvoustupňový způsob 2 H2S + 3 O2  2 H2O + 2 SO2 2 H2S + SO2  3 S + 2 H2O SO2 SO2 + C  CO2 + S

Vlastnosti síry Formy: Tuhá – modifikace α a β Amorfní: sirný květ – vzniká rychlým ochlazením par plastická síra – vzniká nalitím roztavené síry do vody

Fyzikální: tuhá 2 modifikace S8- α, β – liší se krystalovou mřížkou žlutá tuhá látka nevede teplo ani elektřinu ve vodě se nerozpouští rozpouští se v CS2, CCl4 a nepolárních rozpouštědlech taje při 119°C do 160°C – žlutá kapalina – polymerní Sn nad 160°C hnědne a zvyšuje se viskozita nad 190°C viskozita klesá bod varu 445 °C

Chemické vlastnosti: poměrně reaktivní slučuje se téměř se všemi prvky mimořádně snadno reaguje s Cu, Ag a Hg za vyšší teploty reaguje s kyslíkem a vodíkem S + O2  SO2 S + H2  H2S

Použití síry Výroba kyseliny sírové Preparáty na ničení škůdců Zápalky Sirouhlík Vulkanizační činidlo při výrobě pryže

Sloučeniny síry Sulfan – H2S – sirovodík Bezbarvý plyn, zapáchá po zkažených vejcích, prudce jedovatý, lehce kondenzuje, ve vodě rozpustný Vznik: H2 + S  H2S Má redukční schopnosti Cl2 + H2 S  2 HCl + S 2 HNO3 + 3 H2S  3 S + 2 NO + 4 H2O S kovy vznikají sulfidy:2Ag+H2S  Ag2S + H2

Sulfidy S + prvky s nižší elektronegativitou Pražením na vzduchu přecházejí na oxidy 4 FeS2 + 11 O2  8 SO2 + 2 Fe2O3 SO2 Bezbarvý plyn, ostrého dráždivého zápachu, lehce zkapalnitelný, velmi reaktivní Vznik: S + O2  SO2

Oxid sírový SO3 Plynný: jednoduché molekuly Ochlazením kondenzuje na trimér (SO3)3 – bod tání 16,8°C, bod varu 44,8°C Časem samovolně přechází na hedvábné jehličky (SO3)x Vznik: 2 SO2 + O2  2 SO3 (V2O5 + V2O4)

Kyseliny síry Kyselina siřičitá H2SO3 Soli: hydrogensiřičitany HSO3- vznik: 2 NaOH + SO2  Na2SO3 + H2O siřičitany SO32-

Kyselina sírová H2SO4 Výroba: Kontaktním způsobem: S + O2  SO2 2 SO2 + O2  2 SO3 (V2O4 + V2O5) SO3 + H2O  H2SO4 Nitrózový způsob 2 NO + O2  2 NO2 (NO = katalyzátor) NO2 + SO2 + H2O  H2SO4 + NO Bezbarvá, olejovitá kapalina, dobře mísitelná s vodou,silné oxidační a dehydratační schopnosti(způsobuje uhelnatění organických látek)

Použití kyseliny sírové: Výroba hnojiv Papírenský a textilní průmysl Organické výrobky Soli kyseliny sírové: Sírany: SO42- Hydrogensírany: HSO4-

Kyselina disírová H2S2O7–dříve pyrosírová SO3 + H2SO4 H2S2O7 (1 : 1) Kyselina trisírová 2 SO3 + H2SO4 H2S3O10 Kyselina tetrasírová 3 SO3 + H2SO4 H2S4O13 Oleum = oxid sírový v kyselině sírové

Peroxokyseliny Peroxodisírová H2S2O8 Vzniká elektrolýzou kyseliny sírové Peroxosírová H2SO5 Tuhá krystalická látka

Kyselina chlorsírová HSO3Cl SO3 + HCl  HSO3Cl Kyselina thiosírová H2S2O3 Velmi nestálá, soli thiosírany S2O32- Kyselina dithioničitá H2S2O4 Síra má oxidační číslo SIII

Kyselina dithionová H2S2O6 Oxidační číslo SV

Polythionové kyseliny Obecný vzorec H2SxO6 X = 3,4,5,6 Kyselina trithionová H2S3O6 Kyselina tetrathionová H2S4O6 Kyselina pentathionová H2S5O6

Halogenidy kyslíkatých kyselin Halogenidy kyseliny siřičité H2SO3 SOF2, SOCl2, SOBr2 dichloridoxid siřičitý (dichlorid thionylu) Halogenidy kyseliny sírové H2SO4 SO2F2, SO2Cl2 Dichloridoxid sírový Dichlorid sulfurylu