Technicky významné kovy

Kovová vazba Kationty tvoří pravidelnou prostorovou mříž. Elektrony jsou volně pohyblivé a tvoří tzv. elektronový plyn.

Vlastnosti kovů kovový lesk málo propustné pro světlo, neprůhledné dobře tažné vynikající tepelná vodivost dobrá elektrická vodivost (roste s klesající t)

Výroby kovů 1. Suchá cesta Redukcí oxidů kovů vhodným redukovadlem Oxidy se dají získat ze sulfidů pražením –zahříváním v proudu vzduchu Redukovadla: Koks, dřevěné uhlí, vodík, hliník- v případě, že se koksem tvoří karbid (aluminotermie), hořčík, vápník

Redukce halogenidů Redukovadla: vápník, sodík, draslík, zahřátí v proudu vodíku (těžké kovy)

2. Mokrá cesta Elekrolýza vodných roztoků Elektrolýza tavenin (Al, Ca, Na, Mg)

3. Tepelný rozklad sloučenin Používá se při výrobě zvlášť čistých kovů Výroba niklu rozkladem karbonylu Ni(CO)4  Ni + 4 CO Výroba železa Fe(CO)5  Fe + 5 CO

Železo Výskyt: 2%mol. V Zemské kůře vzácně volné-meteorické rudy: Fe2O3 hematit – krevel Fe3O4 magnetit – magnetovec FeO(OH) limonit – hnědel FeCO3 siderit – ocelek FeS2 pyrit

Výroba železa Surové železo ve vysoké peci – redukcí rud koksem

Plní se: ruda, koks, struskotvorné přísady (CaCO3) Reakce: C + O2  CO2 CO2 + C  2 CO Struska: CaCO3  CaO + CO2 CaO + SiO2  CaSiO3 3 Fe2O3 + CO  2 Fe3O4 + CO2 Fe3O4 + CO  3 FeO + CO2 FeO + CO  Fe + CO2

Výroba čistého železa Fe2O3 + 3 H2  3 H2O + 2 Fe Elektrolýzou vodného roztoku železnatých solí

Vlastnosti železa měkký, kujný kov rozpouští se ve zředěných kyselinách za vyšších teplot reaguje přímo s Cl2, O2, S, P,C, Si v červeném žáru reaguje s H2O (g) Fe + H2O  FeO + H2 vlivem vzdušné vlhkosti koroduje 4 Fe + 2 H2O + 3 O2  2 Fe2O3·H2O surové železo obsahuje velké procento C – nad 1,7% = litina – křehké, koroduje

Ocel – pod 1,7% C kujná – obsahuje přísady Zkujňování železa = snižování obsahu uhlíku popř. přidávání dalších příměsí Konvertory – vzduch se vede přes rozžhavené železo Siemens-Martinské pece – plamenné pece

Sloučeniny železa Oxidy FeO – černý prášek Fe3O4 - hematit Fe2O3 magnetit – pigment –anglická červeň – leštění kovů Hydroxidy Fe(OH)2 – hydratovaný oxid železitý- limonit

Sulfidy FeS FeS2 – disulfid železnatý Fe2S3 – sulfid železitý Halogenidy FeF2 FeCl3 – tištěné spoje, leptání mědi FeCl2 FeCl3·6H2O FeBr2 FeI2

Sírany Zelená skalice FeSO4·7 H2O Fe + H2SO4(zřeď.)  FeSO4 + H2 FeSO4 – bezvodý - bezbarvý Mohrova sůl (NH4)2Fe(SO4)2·6 H2O Kamence – podvojné solí síranu železnatého MIFeIII(SO4)2 · 12 H2O použití k moření

Hemoglobin – červené krevní barvivo – středová atom Fe

MĚĎ Výskyt: chalkopyrit CuFeS2 chalkosin Cu2S kuprit Cu2O malachit CuCO3.Cu(OH)2 azurit 2CuCO3.Cu(OH)2 v malé míře ryzí

Výroba mědi 1. Hutnický proces pražení a tavení rud – sulfidy na oxidy redukce 2. Mokrá cesta elektrolýzou roztoků, které vznikly extrakcí rud kyselinou sírovou

Vlastnosti mědi červený, lesklý kov měkký a tažný rozpouští se pouze v oxidujících kyselinách: v dusičné, v sírové za horka při zahřívání na vzduchu se potahuje vrstvou Cu2O při dlouhodobém působení povětrnostních vlivů se potahuje vrstvou měděnky=zásadité uhličitany ochotně reaguje s halogeny sloučeniny jsou toxické

Použití mědi slitiny výroba mincí a šperků (+Ag, Au) elektrotechnika galvanické pokovování

Sloučeniny mědi CuI+ - nerozpustné sraženiny Cu2O červená až hnědá sraženina používá se na barvení skla a smaltů a na hubení škůdců

Cu2+ CuSO4.5 H2O – modrá skalice bezvodá je bílá vyrábí se: oxidací měděného šrotu v přítomnosti kyseliny sírové (horké, zředěné) 2 Cu + O2 +2 H2SO4  2 CuSO4 + 2 H2O použití: impregnace dřeva hubení rostlinných škůdců elektrolyt při galvanickém pokovování kalatyzátor v organické chemii přísada pří výrobě rubínového skla

Zinek Výskyt: rudy ZnS – sfalerit ZnCO3 – smithsonit

Výroba zinku 1. Pražení sfaleritu + následná redukce 2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2 ZnO + C  Zn + CO 2. Elektrolýza roztoku ZnSO4 ZnCO3 + H2SO4  ZnSO4 + H2O + CO2

Fyzikální vlastnosti zinku Lesklý namodrale bílý kov Křehký, tažný Na vzduchu se pasivuje – ZnO Patří mezi nejsnáze tavitelné a nejtěkavější kovy Při vyšší teplotě těká – onemocnění plic

Chemické vlastnosti zinku V kyselém prostředí: Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2 V zásaditém prostředí: Zn + 2 OH- + 2H2O  [Zn(OH)4]2- +H2

Použítí zinku Slitiny Baterie Zn – prach jako redukční činidlo Pozinkování

Sloučeniny 1.ZnO: - zinková běloba ZnCl2 . 2H2O: - tavidlo při pozinkování - roztokem ZnCl2 (s HCl) se naleptávají kovové předměty při pájení ZnSO4 . 7H2O: - bílá skalice - impregnace dřeva - součást elektrolytu při galvanickém pozinkování