Účelem této „encyklopedie“ je podat základní informace o více i méně známých ANORGANICKÝCH a ORGANICKÝCH LÁTKÁCH. Ne každý ví, co je která látka zač a proto jsem se rozhodl uvést takovou stručnou charakteristiku nejznámějších organických a anorganických látek . Pro lepší znázornění chemické struktury je u některých přiložen chemický vzorec příslušné sloučeniny. Pro větší přehlednost jsem zvolil odborné i triviální názvy.
VODÍK 1H
Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. Nejlehčí plyn, který se velmi obtížně zkapalňuje (t.v. –252,8 °C). Za normálních podmínek tvoří dvouatomové molekuly H2, které nejsou příliš reaktivní (pokud velká reaktivnost není způsobena dalším prvkem, např. H2 + F2 reaguje explozivně). Dodává se v lahvích s černým pruhem plní se pod tlakem 15 Mpa.
Sloučeniny:
Nejběžnější sloučenina voda (H2O) – nejrozšířenější látka tvoří 2/3 zemského povrchu. Je tvořena polárními molekulami ve kterých je atom kyslíku vázán dvěma atomy vodíku polární kovalentní vazbou. Spojnice svírá úhel 105°.
Peroxid vodíku (H2O2) – sirupovitá kapalina silné oxidační činidlo rozkladem uvolňuje kyslík.
Rozkládá se podle rovnice:
2 H2O2 a 2 H2O + O2
Teplota tání –1°C. V laboratoři se používá 30% roztok.
Další použití 3% roztok desinfekční činidlo a na bělení. do laboratoří se dodává jako 30 % roztok.
V dnešní době se získává oxidací dihydroxyantraenu v minulosti se používal rozklad BaO2 kyselinou sírovou.
BaO2 + H2SO4 a BaSO4 + H2O2
LITHIUM 3Li
Stříbro lesklý měkký kov, velmi lehký. V přírodě se vyskytuje v ředě křemičitanů. (lepidolit LiAlSi2O6) Vyrábí se elektolýzou.
Sloučeniny:
Li2O – oxid litný lze připravit rozkladem uhličitanu litného podle rovnice:
Li2O3 a Li2O + CO2
LiOH –hydroxid litný není tak silnou zásadou jako hydroxidy ostatních alkalických kovů.
LiCl – chlorid litný používá se jako tavidlo a při úpravách vody.
SODÍK 11Na
Stříbro lesklý měkký kov, velmi lehký a reaktivní. Musí se uchovávat pod petrolejem reaguje se vzdušnou vlhkostí a vzniká hydroxid sodný. Získává se elektrolýzou roztaveného chloridu sodného v Downově elektrolyzéru. Je ho sloučeniny barví plamen oranžově. Používá se na sodíkové výbojky a jako chladící medium v jaderných elektrárnách.
Sloučeniny:
NaOH – hydroxid sodný (louh sodný) Bílá, hygroskopická látka vyrábí se elektrolýzou solanky. Silná zásada. Při rozpouštění vzniká teplo. Reakcí s kyselinami tvoří sodné soli.
Na2CO3 – uhličitan sodný bílá krystalická látka rozpouštěním vzniká zásaditý roztok.Její hydrát se nazývá soda (Na2CO3 · 10 H2O) vyrábí se Solvayovým způsobem působením amoniaku a oxidu uhličitého na nasycený roztok soli, při reakci probíhají tyto reakce:
NaCl + CO2 + NH3 + H2O a NH4Cl + NaHCO3
Kalcinace: 2 NaHCO3 a Na2CO3 + CO2 + H2O
NaHCO3 – hydrogenuhličitan sodný (soda bikarbona nebo jedlá soda). Bílá krystalická látka vyrábí se Solvayovým způsobem.Při rozpouštění tvoří slabě zásaditý roztok.
NaCl – chlorid sodný (kuchyňská sůl) Vyskytuje se v mořské vodě nebo v nerostu sůl kamenná (halit) vodný roztok se nazývá solanka. Používá se na výrobu NaOH a Na2CO3.
NaNO3 – dusičnan sodný (chilský ledek). Bílá tuhá látka. Používá se ke konzervaci masa a jako hnojivo.
NaS2O3 · 5 H2O – thiosíran sodný tvoří bezbarvé krystalky. Připravuje se rozpouštěním práškové síry v roztoku siřičitanu sodného.
Na2SO3 + S + 5 H2O a Na2S2O3 · 5 H2O
Silná redukční činidla používají se v jodometrii.
DRASLÍK 16K
Měkký stříbrolesklí kov, který je velmi reaktivní. Je ho soli jsou obsaženy v mořské vodě a v různých nerostech (Sylvín KCl). Vyrábí se elektrolýzou.
Sloučeniny:
KOH – hydroxid draselný, bílá tuhá hygroskopická látka. Silná zásada. Při reakci s kyselinami tvoří draselné soli. Používá se k výrobě mýdel.
K2CO3 – uhličitan draselný (potaš) je bílí krystalický prášek, který nelze vyrábět Solvayovým pro velkou rozpustnost KHCO3. Proto se vyrábí reakcí:
2 KOH + CO2 a K2CO3 + H2O
Používá se na výrobu skla a mýdla.
KCl – chlorid draselný, bílá ve vodě rozpustná látka. V přírodě tvoří nerost Sylvín. Používá se na výrobu KOH.
KNO3 – dusičnan draselný (ledek draselný). Bílá krystalická látka ve vodě tvoří neutrální roztok.
K2SO4 – síran draselný Bílá krystalická látka, ve vodě tvoři neutrální roztok. Významné hnojivo.
BERÝLIUM 4Be
Lehký tvrdý kov s vysokým bodem tání, na vzduch stálí. V přírodě vytváří neros Beryl (3 BeO · Al2O3 · 6 SiO2) a drahokamy smaragd a akvarín. Vyrábí se elektrolýzou fluoridu berylnatého.
Sloučeniny jsou jedovaté. BeCl2 – chlorid berylnatý na elektrolýze se získává reakcí:
BeO + Cl2 + C a BeCl2 + CO
HOŘČÍK 12Mg
Stříbřitý kov, který se v přírodě se vyskytuje v ředě nerostů (dolomit – CaCO3 · MgCO3) Vyrábí se elektrolýzou roztaveného MgCl2. Na vzduch hoří oslnivým bílím plamenem a vzniká oxid hořečnatý, dále se slučuje s dusíkem za vzniku nitridu hořečnatého Biogenní prvek je součástí chlorofylu. Používá se na lehké slitiny (dural)
Sloučeniny:
MgO – oxid hořečnatý, bílý prášek, má vysokou teplotu tání (2800 °C) je nepatrně rozpustný ve vodě. Vzniká termickým rozkladem uhličitanu hořečnatého.
MgCo3 a MgO + CO2
Mg(OH)2 – hydroxid hořečnatý ve vodě téměř nerozpustný, není amfoterní. Používá se v lékařství se používá na spáleniny (Polysan) a dále jako antacidum (Gastrogel)
MgCl2 – chlorid hořečnatý krystalizuje z roztoku MgCl2 · 6 H2O, získává se z karnalitu.
MgSO4 · 7 H2O – síran hořečnatý (epsomit; hořká sůl). Bílé krystalky, které se používají v koželužství a při snižování hořlavosti materiálů.
VÁPNÍK 20Ca
Měkký kujný kov, je velmi reaktivní. V přírodě se vyskytuje v řadě nerostů (vápenec, sádrovec, kazivec) Vyrábí se elektrolýzou taveniny CaCl2 a CaF2 při 700 °C.
Sloučeniny:
CaO – oxid vápenatý (pálené vápno), vyrábí se ve vápenkách rozkladem CaCO3 při 900°C.
Ca(OH)2 – hydroxid vápenatý (hašená vápno). Používá se na přípravu vápenné malty. Pří schnutí se Ca(OH)2 mění na CaCO3. podle rovnice:
Ca(OH)2 + CO2 a CaCO3 + H2O
CaCl2 – chlorid vápenatý. Bezvodý sině hydroskopický z roztoků krystalizuje CaCl2 · 6 H2O při zahřívání na 200°C se mění na CaCl2 · 2 H2O.
Ca(NO3)2 – dusičnan vápenatý připravuje e rozkladem vápence kyselinou dusičnou.
CaS – sulfid vápenatý je částečně rozpustný ve vodě vzniká reakcí:
CaSO4 + 4 C a CaS + 4 CO
Ca(HCO3)2 – hydrogenuhličitan vápenatý způsobuje přechodnou tvrdost vody v přírodě vzniká:
CaCO3 + CO2 + H2O a Ca(HCO3)2
CaSO4 – síran vápenatý bílá sypká látka v přírodě sádrovec CaSO4 · 2 H2O pálením při 150 °C ? CaSO4 · 0,5 H2O hemihydrát síranu vápenatého (sádra).
STRONCIUM 38Sr
Stroncium a jeho sloučeniny mají podobné vlastnosti jako sloučeniny vápenaté. Vyrábí se elektrolýzou směsi SrCl2 a KCl při 700 °C.
BARIUM 56Ba
Měkký kov svými vlastnostmi se blíží vlastnostem alkalických kovů.. Vyrábí se elektrolýzou taveniny BaCl2 nebo redukcí BaO hliníkem. S vodou reaguje bouřlivě.
Sloučeniny:
BaO – oxid barnatý připravuje se pálením BaCO3 za přítomnosti uhlíku.
Ba(OH)2 – hydroxid barnatý silná zásada roztok se nazývá barytová voda vzniká reakcí:
BaO + H2O a Ba(OH)2
BaCl2 · 2 H2O – chlorid barnatý bílé krystalky má význam v kvalitativní chemii
BaSO4 – síran barnatý nerozpustná bílá sraženina . Používá se jako kontrastní rentgenová látka.
SCANDIUM 21Sc
Velni vzácný kov. Použití to speciálních slitin.
TITAN 22Ti
Používá se výrobu pevných slitin s vysokou teplotou tání.
VANAD 23V
Tvrdý bílí kov, přidává se do oceli pro zvýšení tvrdosti.
Sloučeniny:
V2O5 – oxid vanadičný katalyzátor při výrobě kyseliny sírové.
CHROM 24Cr
Tvrdý kov v přírodě doprovází železo. Je odolný vůči korozi používá se k pokovování.
Sloučeniny:
Cr2O3 – oxid chromitý zelená látka nazývaná chromová zeleň. Není rozpustná ve vodě, kyselinách ani zásadách.
Cr(OH)3 – hydroxid chromitý šedozelená sraženina vzniká srážením chromitých solí hydroxidy.
CrCl3 – chlorid chromitý krystaluje jako zelený CrCl3 · 6 H2O
Cr2(SO4)3 · 18 H2O – síran chromitý tvoří fialové krystalky.
KCr(SO4)2 · 12 H2O – síran draselnochromitý (kamenec draselnochromitý) tmavě fialové krystalky vzniká reakcí:
K2Cr2O7 + H2SO4 + 3 SO2 + 11 H2O a 2 KCr(SO4)2 · 12 H2O
H2CrO4 – kyselina chromová, známá v roztoku soli jsou chromany jsou žluté působením kyselin vznikají dichromany ty jsou oranžové.
K2CrO4 – chroman draselný není hygroskopický vzniká reakcí:
Na2CrO4 + 2 KCl a 2NaCl + K2CrO4
K2Cr2O7 – dichroman draselný vzniká reakcí chromanu s kyselinou má silné oxidační vlastnosti
CrO2Cl2 – dichlorid – dioxid chromový, vzniká reakcí dichromanu draselného s chloridem draselným a konc. kyselinou sírovou. Tvoří červenou kapalinu, která vzniká kondenzací par. Pro své silné oxidační účinky se používá v organické chemii.
MANGAN 25Mn
Tvrdý křehký kov s načervenalou barvou. Nachází se v pyroluzitu (MnO2). Používá se do litin
Sloučeniny:
MnCl4 · 4 H2O – chlorid manganatý vzniká zahříváním burelu s HCl.. Bezvodá sůl je bílá hydratovaná je růžová.
MnO2 – oxid manganičitý (burel) je černý prášek, který je silné oxidační činidlo. Používá se jako katalyzátor, do galvanických článků a k barvení skla na fialovo.
KMnO4 – manganistan draselný tvoří fialové krystalky, které vytvářejí fialový roztok. Manganistan má silné oxidační vlastnosti, používá se v analytické chemii a lékařství.
ŽELEZO 26Fe
Měkký bílí kov má magnetické vlastnosti v přírodě vázám ve sloučeninách. Získává se redukci železných rud ve vysoké peci.
Sloučeniny:
FeSO4 · 7 H2O – síran železnatý (zelená skalice) tvoří světle zelené krystaly, které na vzduch zvětrávají. (ztrácejí krystalovou vodu) vzniká rozpouštěním železa v kyselině sírové..
(NH4)2Fe(SO4)2 · 6 H2O – síran diaminoželeznatý (Morhova sůl). Tvoří zelené krystaly nepodléhající oxidaci. Používá se analytické chemii.
FeS – sulfid železnatý tvoří černou lesklou hmotu nerozpustnou ve vodě.
Fe2O3 – oxid železitý vyskytuje se v přírodě jako minerál krevel. Jasně červený vzniká rozkladem zelené skalice. Má uplatnění jako pigment.
Fe(OH)3 – hydroxid železitý vzniká reakcí železité soli s hydroxidem. Slouží k přípravám dalších železitých sloučenin.
NH4Fe(SO4)2 · 12 H2O – kamenec amonoželezitý. Tvoří světle fialové krystalky.
FeCl3 · 6 H2O – chlorid železitý tvoří žlutou krystalickou látku. Používá se v elektrotechnice k leptání plošných spojů.
KOBALT 27Co
Tvrdý magnetický kov se stříbřitou barvou v přírodě e nachází ve sloučeninách se S a As. Používá se do slitin se železem (výroba magnetů). Jeho radioizotop slouží k léčení rakoviny.
Sloučeniny:
CoO – oxid kobaltnatý, tvoří šedivý prášek barví sklo modře.
CoCl2 · 6 H2O – chlorid kobaltnatý bezvodý modrý hydratovaný růžový. Lze použít na „tajné písmo“ (Po zahřátí zmodrá).
Co(NO3)2 · 6 H2O – dusičnan kobaltnatý má význam jako kobaltová soluce.
NIKL 28Ni
Magnetický kov v přírodě se vyskytuje jako NiS. Používá se jako katalyzátor, na výrobu slitin, k pokovování a na výrobu baterií.
Sloučeniny:
NiO – oxid nikelnatý zelený prášek barví keramiku a sklo.
NiCl2 · 6 H2O – chlorid nikelnatý bezvodý žlutý hydratovaný zelený. Vzniká rozpuštěním niklu v kyselině sírové.
MĚĎ 29Cu
Měkký načervenalý kov v přírodě ve sloučeninách chalkopiprit, malachit. Málo reaktivní na vzduch se pokrývá měděnkou (CuSO4 · 3 Cu(OH)2). Reaguje s kyselinou dusičnou a koncentrovanou sírovou.
Sloučeniny:
CuO – oxid měďnatý, černý prášek ve vodě nerozpustný.
Cu(OH)2 – hydroxid měďnatý modrá sraženina.
CuSO4 · 5 H2O – síran měďnatý (modrá skalice). Modrá krystalická látka, která se používá ke galvanickému pokovování a k hubení rostlinných škůdců (Kuprikol) bezvodý je bílí prášek.
CuCl2 · 2 H2O – chlorid měďnatý tvoří zelené krystalky, rozpouští se ve vodě na modrý roztok.
Cu2O – oxid měďný červený prášek lze ho připravit redukcí mědnatých sloučenin.
MOLYBDEN 42Mo
Bílí lesklí kov, obtížně tavitelný. Používá se v elektrotechnice a k legování ocelí. Výroba redukcí MoO3 uhlíkem.
Sloučeniny:
MoO3 – oxid molybdenový
(NH4)2MoO4 – molybdenan amonný, má význam v analytické chemii v prostředí HNO3 tvoří molybdenanovou soluci důkaz fosforečnanů.
WOLFRAM 74W
Tvrdý, lesklý kov těžko tavitelný (t.t. 3688 °C). Pomalu reaguje s HCl. Vyrábí se redukcí WO3 uhlíkem. Používá se výrobu žáruvzdorných vláken.
Sloučeniny:
WO3 – oxid wolframový, používá se k barvení keramiky
STŘÍBRO 47Ag
Ušlechtilý kov, nejlepší vodič tepla a elektřiny. Působením H2S černá a Ag2S. V přírodě ve formě argentitu (Ag2S). Používá se na výrobu šperků, v elektronice a k postříbřování.
Sloučeniny:
AgNO3 – dusičnan stříbrný, používá se na výrobu dalších stříbrných solí a v lékařství pod názvem „lapis“
ZLATO 79Au
Žlutý, lesklý kov, poměrně lehký, velmi kujný a tažný. Nejušlechtilejší kov je velmi stálí. Získává se amalgamací nebo kyanidovým ložením. Používá se na výrobu šperků, mincí atd.
Sloučeniny:
AuCl3 – chlorid zlatitý slouží k výrobě Cassiova purpuru, který barvý sklo rubínově červeně.
ZINEK 30Zn
Modro bílí měkký kov. Je chemicky velmi reaktivní. Získává se redukcí ZnO při 1000°C. Používá se k pokovování a výrobě suchých článků.
Sloučeniny:
ZnCl2 · 2 H2O – chlorid zinečnatý tvoří bezbarvá hygroskopické krystaly.
ZnSO4 · 7 H2O – síran zinečnatý (bílá skalice)
ZnCO3 – uhličitan zinečnatý nerozpustná bílá látka
Zn2SiO4 – křemičitan zinečnatý používá se při výrobě televizních obrazovek
KADMIUM 48Cd
Měkký kov (dá se krájet nožem) na vzduchu stálí podobné vlastnosti jako zinek. Získává se ze zinkových rud bohatých na kadmium. Rafinuje se elektrolýzou.
Sloučeniny:
CdO – oxid kademnatý nerozpustný hnědý prášek vzniká rozkladem kademnatých solí nebo spalováním kadmia
3 CdSO4 · 8 H2O – síran kademnatý nejběžnější sloučenina kadmia. Tvoří bílé krystaly rozpustné ve vodě.
CdS – sulfid kademnatý žlutý prášek nerozpustný ve vodě.
RTUŤ 80Hg
Stříbrolesklá kapalina (t.t. –39 °C) Je velmi stálá, vzdušným kyslíkem neoxiduje. V přírodě se vyskytuje v nerostu rumělka (HgS). Získává se pražením HgS za přístupu kyslíku..
HgS + O2 a Hg + SO2
Sloučeniny:
Hg2Cl2 – chlorid rtuťný (kalomel) býlí nerozpustný prášek.
HgCl2 – chlorid rtuťnatý je prudce jedovatý. Používá se v lékařství a v minulosti k hubení škůdců.
HgS – sulfid rtuťnatý vyskytuje se ve dvou modifikacích červená (rumělka. Slouží k výrobě rtuti.
HgI2 – jodid rtuťnatý ohnivě červená sraženina.. Používá se v analytické chemii k důkazu NH3.
BOR 5B
Krystalická a velmi tvrdá látka, která je málo reaktivní. V přírodě se nachází v různých nerostech (sassolin, tinkal [borax]). Získává se redukcí oxidu boritého hliníkem.
Sloučeniny:
BF3 – fluorid boritý má uplatnění jako katalyzátor v organické chemii.
H3BO3– kyselina trihydrogenboritá tvoří lesklé šupinky rozpustné ve vodě. Je slabou kyselinou. Používá se v lékařství k přípravě „borové vody“ a k přípravě dalších sloučenin boru.
Na2B4O7 · 10 H2O – tetraboritan disodný (borax). Bílá krystalická látka, která při zahřívání ztrácí krystalovou vodu a 900 °C taje na čirou sklovitou hmotu ta se za přítomnosti kationtů kovů různě barví. (požití v analytické chemii.)
NaBO2 · H2O2 · 3 H2O – peroxohydrát boritanu sodného je silné oxidovadlo s bělícími účinky. Má široké využití v lékařství a při výrobě pracích prášků.
HLINÍK 13Al
Je to lehký kov poměrně reaktivní na vzduchu se pokrývá vrstvičku oxidu, který brání dalším reakcím. Je dobrým vodičem elektřiny. Hliník je třetím nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře (7%) a nejrozšířenějším kovem. Připravuje se elektrolýzou oxidu hlinitého s kryolitem. (t.t 950 °C) Používá se na výrobu obalového materiálu a v elektrotechnice.
Sloučeniny:
Al2O3 – oxid hlinitý je bílí prášek, vzniká tepelným rozkladem hydroxidu hlinitého. Slouží k výrobě dalších hlinitých solí. Je amfoterní.
AlCl3 – chlorid hlinitý krystalická látka, která se používá jako katalyzátor v organické chemii..
Na3AlF6 – hexafluorohlinitan trisodný (kryolit) používá se při výrobě hliníku kde snižuje teplotu tání oxidu hlinitého.
Al(OH)3 – hydroxid hlinitý bílá ve vodě nerozpustná látka, která je amfoterní povahy. Používá se k barvení keramiky a snižování kyselosti žaludečních šťáv.
Al(SO4)3 – síran hlinitý bílá ve vodě rozpustná látka, která se používá k čištění odpadních vod a při výrobě papíru.
CÍN 50Sn
Cín tvoří tři alotropické:
a) cín kovový (čtverečný)
b) cín kosočtverečný („cínový mor“) – vzniká zahříváním Sn nad 161 °C
c) cín šedý („cínový mor“) – šedý prášek vzniká dlouhodobým působením teplot pod 13°C. Cínové předměty se rozpadaní na prach.
V přírodě se nachází v rudě cínovci, ze kterého se vyrábí redukcí uhlíkem. Velké množství se získává odcínováním pocínovaných předmětů. Používá se v potravinářském průmyslu na výrubu obalů a k výrobě klempířské pájky.
Sloučeniny:
SnO – oxid cínatý rozpouští se v kyselinách za vzniku solí cínu.
SnS – sulfid cínatý hnědá sraženina
SnCl4 – chlorid cíničitý bezbarvá kapalina, připravuje se přímou syntézou
Sn + 2 Cl2 a SnCl4
SnS2 – sulfid cíničitý žlutá látka nerozpustná ve vodě. Rozpouští se v roztocích sulfidů.
OLOVO 82Pb
Olovo je těžký měkký kov, je špatný vodič teple a elektřiny. V přírodě se vyskytuje v rudě galenit (PbS). Získává se redukcí PbO vzniklého pražením galenitu při 1000 °C. Používá se k výrobě akumulátorů a lehce tavitelných slitin.
Sloučeniny:
PbO – oxid olovnatá žlutý prášek jedovatý.
PbCl2 – chlorid olovnatý bílá látky nerozpustná ve studené vodě, ale dobře rozpustný v horké vodě
PbI2 – jodid olovnatý vylučuje se z roztoků ve formě zlatolesklých šupinek „zlatý déšť“.
PbCrO4 – chroman olovnatá žlutý prášek (chromová žluť)
PbO2 – oxid olovičitý hnědý prášek, který má silné oxidační účinky. Vzniká reakcí:
Pb(OH)2 + NaClO a PbO2 + NaCl + H2O
Pb(C2H5)4 – tetraethyl olovo používal se jako antidetonační přísada do olovnatých benzínů. Vyrábí se reakcí:
Pb + 4 Na + 4 C2H5Cl a Pb(C2H5)4 + NaCl
KŘEMÍK 14Si
Tvrdý lesklý nekov šedé barvy. Je druhým nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře (asi 24%) Křemík je také obsažen v mnoha minerálech. (křemen, živec kaolín, azbest) získává se redukcí oxidu křemičitého za vysokých teplot. Je málo reaktivní rozpouští se v alkalických hydroxidech.
Sloučeniny:
SiF4 – fluorid křemičitý je plyn, který vzniká působením HF na oxid křemičitý. (např.: při leptání skla.)
SiO2 – oxid křemičitý vyskytuje se ve třech modifikacích. Tvoří minerál křemen.
H4SiO4 – kyselina křemičitá jedná se o rosolovitou hmotu. Z vodných roztoků se vylučuje jako gel, jehož vyžíháním vznikne silikagel, který slouží jako náplň do exsikátorů
Na2SiO3 a KSiO3 – křemičitan sodný a draselný tvoří „vodní sklo (slouží k nakládání vajec)“ hydrolýzou vzniká kyselina křemičitá. Vznikají tavením oxidu křemičitého se sodou.
UHLÍK 12C
Je obsažen v radě organických sloučenin. Vyskytuje se ve dvou modifikacích formách grafit (tuha) a diamant.
Jde o biogenií prvek. Za výších teplot reaguje s vodní parou a konc. kyselinou sírovou a dusičnou.
Sloučeniny:
CO – oxid uhelnatý jedovatý plyn bez barvy a zápachu. Nerozpustný ve vodě. Vzniká spalováním uhlíku za nedostatečného přístupu kyslíku. S kovy tvoří kabonily. Reakcí s chlorem tvoří jedovatý plyn chlorid karbonylu (fosgen).. Používá se jako palivo a v organické syntéze.
CO2 – oxid uhličitý je bezbarvý plyn bez zápachu, rozpustný ve vodě nehořlaví. Vzniká spalováním látek obsahující uhlík. Používá se k výrobě močoviny, uhličitanů a organických kyselin v potravinářském průmyslu a do hasicích přístrojů.
DUSÍK 7N
Dvouatomový plyn bez zápachu, není jedovatý. Tvoří 78 % atmosféry. Považujeme ho za inertní. Při reakci s některými kovy poskytuje nitridy.
Sloučeniny:
NH3 – amoniak (čpavek) plyn charakteristického zápachu ve vodě se rozpouští za vzniku hydroxidu amonného. (max. 25% roztok). Vyrábí se syntézou dusíku a vodíku za přítomností katalyzátoru, vysokého tlaku a teploty. (Haberův proces)
(NH4)2SO4 – síran amonný je bílá krystalická látka, která se používá jako hnojivo.
NH4NO3 – dusičnan amonný je bílá krystalická látka dobře rozpustná ve vodě. Používá se jako hnojivo a bezpečnostní trhavina (DAP)
NH4Cl – chlorid amonný (salmiak) je bílá krystalická látka, která silně váže vodu. Při zahřívání sublimuje (požívá se v dýmovnicích)
(NH4)2CO3 – uhličitan amonný je bílá krystalická látka, která se používá jako cukrářské droždí.
N2O – oxid dusný (rajský plyn) působí euforicky, později narkoticky. Používá se do bombiček na přípravu šlehačky.
NO – oxid dusnatý je bezbarvý plyn nerozpustný ve vodě důležitý produkt při výrobě kyseliny dusičné. Podporuje hoření
N2O3 – oxid dusitý modrá kapalina nemá technický význam.
NO2 – oxid dusičitý je hnědočervený plyn dusivého zápachu. Existuje ve formě dimeru (N2O4) při teplotách pod 21°C. Dimer je bezbarvý.
N2O5 – oxid dusičný bezbarvá tuhá látka snadno se rozkládá, je explozivní.
HNO3 – kyselina dusičná je světle žlutá olejovitá kapalina, která ma silné oxidační vlastnosti. Vyrábí se Oswaldovým procesem. Koncentrovaná je 70%. Používá se na výrobu hnojiv a výbušnin
FOSFOR 15P
Vyskytuje se ve třech modifikacích:
– Bílí fosfor tvoří čtyřatomové molekuly. Je to bílá voskovitá látka na vzduch se vzněcuje. Je jedovatý. Dobře se rozpouští v benzenu a sirouhlíku.
– Červený fosfor je tmavě červený prášek. Není jedovatý ani samozápalný.
– Černý fosfor získává se působením vysokých tlaků na červený fosfor.
Sloučeniny:
PH3 – fosfan je jedovatý nepříjemně páchnoucí plyn.
P2O5 – oxid fosforečný je bílá krystalická látka má sušící schopnosti. Vzniká hořením fosforu na vzduchu. Tvoří dimer P4O10.
H3PO4 – kyselina trihydrogenfosforečná je velmi stálá, středně silná kyselina. Používá se na ochranu proti rzi. Není jedovatá.
KYSLÍK 8O
Bezbarvý plyn těžší než vzduch. Při teplotě –183 °c kondenzuje na modrou kapalinu. Tvoří molekuly O2, ale i O3 (ozon). Kyslík je velmi reaktivní plyn, za vyšší teploty se slučuje z prvky a tvoří oxidy.
SÍRA 16S
Žlutý krystalický nekov, nerozpustná ve vodě na vzduchu hoří modrým plamenem.
Vyskytuje se ve třech modifikacích:
– síra kosočtverečná stálá při teplotě nižší než 96,5 °C
– síra jednoklonná je stálá v intervalu teplot 96,5 °C – 119 °C dalším zahříváním zkapalní a vře při 444,5 °C
– síra plastická vzniká rychlím ochlazením roztavené síry ve vodě
Síra se používá na výrobu sloučenin síry a k vulkanizaci kaučuku.
Sloučeniny:
H2S – sulfan (sirovodík) je bezbarvý plyn, který zapáchá po zkažených vejcích . Je velmi jedovatý (0,15% ve vzduch smrtelná koncentrace.) Rozpouští se na „sulfanovou vodu“.
SO2 – oxid siřičitý bezbarvý plyn štiplavého zápachu. Můžeme ho získat spalováním síry nebo pražením pyritu. V laboratoři se získává Reakcí kovů s konc. kyselinou sírovou nebo rozkladem siřičitanů kyselinami:
Na2SO3 + 2 HCl a 2 NaCl + SO2 + H2O
Používá se k výrobě kyseliny sírové a k bělení. Ve vodě se rozpouští za vzniku kyseliny siřičité.
SO3 – oxid sírový existuje ve třech skupenstvích. V plynem stavu tvoří molekuly SO3, v kapalném a pevném skupenství tvoří polymery. Je to bezbarvá těkavá kapalina (t.v. 44,8 °C). Prudce reaguje s vodou za vzniku kyseliny sírové.
H2SO4 – kyselina sírová je bezbarvá olejovitá kapalina má silné korosivní vlastnosti. Koncentrovaná 98%. Dýmavá se nazývá oleum. Oleum s obsahem kolem 40 % oxidu sírového je pevná látka. Používá se na výrobu barviv, léků, výbušnin atd.
CS2 – sulfid uhličitý (sirouhlík) je jedovatá kapalina, jeho páry jsou na vzduchu výbušné. Získává se reakcí síry s uhlíkem při 900 °C. Používá se při výrobě viskózového hedvábí a jako rozpouštědlo.
FLUOR 9F
Žlutozelený plyn, jedovatý, nejreaktivnější ze všech prvků. Reaguje se všemi nekovy (kromě kyslíku a dusíku), z běžných kovů odolává pouze zlato a platina. Rozkládá vodu:
2 F2 + 2 H2O a 4 HF + O2
Sloučeniny:
HF – fluorovodík je ostře páchnoucí plyn, který leptá sliznice. Připravuje se reakcí fluoridu vápenatého s kyselinou sírovou. Ve vodě se rozpouští za vzniku slabé kyseliny fluorovodíkové. Přechovává se ve formě 40 % roztoku v polyethylenových lahvích. Protože leptá sklo.
CHLOR 17Cl
Je žlutozelený plyn charakteristického zápachu, je jedovatý. Je velmi reaktivní. V přírodě je vázán v chloridech (Sylvín, sůl kamenná). Významným zdrojem je také mořská voda. Vyrábí se elektrolýzou solanky. Nejjednodušší způsob přípravy spočívá v oxidaci chlorovodíku vhodnými oxidačními činidly.
Sloučeniny:
HCl – chlorovodík je bezbarvý plyn štiplavého zápachu, ve vědě se rozpouští asi na 35 % kyselinu chlorovodíkovou. Vyrábí se spalováním vodíku v atmosféře chloru při 2000°C
BROM 35Br
Brom je červenohnědá kapalina, na lidský organizmus má leptavé účinky. Je silným oxidačním činidlem. Ve vodě se rozpouští za vzniku oranžového roztoku „bromové vody“. Získává se elektrolýzou roztoků bromidů nebo vytěsňováním chlorem.
JOD 53I
Kovově šedé šupinky jsou téměř nerozpustné ve vodě, ale bobře rozpustný v organických rozpouštědlech nebo v roztoku KI. S ethanolem tvoří tzv. jodovou tinkturu.
Sloučeniny:
HIO3 – kyselina jodičná tvoří bílé krystaly dobře rozpustné ve vodě.