Tetrely Prvky IV. hlavní podskupiny: C Si Ge Sn Pb C, Si, Ge, Sn, Pb C a Si - nekovy; Ge - polokov, Sn a Pb - kovy el. konfigurace: ns2np2 Oxidační čísla: IV, +IV a +II - stabilita ox. čísla +II roste s rostoucím atomoým číslem; - snaha po řetězení klesá v řadě: C - Si - Ge – Sn, Si, Ge, Sn a Pb netvoří násobné p vazby ani mezi sebou, ani s jinými prvky; - max. vaznost uhlíku 4, u křemíku a těžších prvků podskupiny 6  např. vůči hydrolýze stálý CCl4 na rozdíl od ochotně se hydrolyzujícího SiCl4 Uhlík Uhlík vytváří pevné kovalentní vazby s dalšími atomy uhlíku, vodíku a dalšími prvky - tyto sloučeniny studuje organická chemie; Uhlík má nejvyšší teplotu tání ze všech nekovů. Za vyšších teplot se uhlík slučuje s vodíkem, pokud reakce probíhá při teplotě okolo 600°C je jejím produktem methan, pokud je reakční teplota vyšší než 1500°C vzniká syntézou uhlíku s vodíkem ethyn (acetylen): C + 2 H2 → CH4 2 C + H2 → C2H2 Za zvýšené teploty reaguje s kyslíkem, halogeny, křemíkem, sírou, selenem, tellurem, dusíkem a s řadou kovů. Ochotně reaguje s lithiem, se kterým se slučuje již při teplotě 200°C na snadno hydrolyzující acetylid lithný Li2C2. Binární sloučeniny uhlíku s prvky o nižší elektronegativitě se nazývají karbidy. V anorganických sloučninách vystupuje uhlík nejčastěji v oxidačním stavu IV, méně často i v oxidačním stavu II. Unikátní vlastností uhlíku je jeho schopnost tvořit stabilní řetězce, ve kterých mohou být jednotlivé atomy uhlíku vzájemně vázány jednoduchými, dvojnými i trojnými vazbami. V přírodě se uhlík vyskytuje ve formě izotopů 12C, 13C a 14C. Modifikace uhlíku: Diamant (sfaleritová struktura, kubické krystaly) - kovalentně tetraedricky vázané atomy C - velmi tvrdý (nejtvrdší z přírodních látek), čirý je drahokam, vysoký index lomu, broušený se nazývá briliant, jednotka velikosti - karát (0,2 g) - hoří v O2 při t > 800 0C Vznikají ve svrchním zemském plášti za vysokých teplot (900 - 1300 °C) a tlaků (4,5-6 GPa) v ultrabazických vyvřelinách - kimberlitech, lamproitech a komatiitech. Většina diamantů vzniká v hloubce 150 - 200 km, ve vesmíru vznikají diamanty ve vychladlých hvězdách, zatím největší takový byl objeven v bílém trpaslíku v systému PSR J2222-0137. Diamant je dokonale čirý bez odstínů nebo zabarvení, barva může být způsobena chemickou nečistotou nebo strukturálními kazy v krystalové mřížce. Nevyřešeným problémem je vznik tmavých diamantů carbonado z Jižní Ameriky. Hexagonální diamant, lonsdaleit (wurtzitová struktura, hexagonální krystaly) nerost zpravidla hnědé barvy, vyskytuje se ve formě mikroskopických krystalů spolu s diamanty v některých meteoritech (Canyon Diablo, Kenna a Allan Hills 77283). Vyskytuje se také v místech dopadu meteoritů, např. v kráteru Barringer/Meteor Crater v Arizoně, v kráteru Popigai (Rusko), sedimentech jezera Cuitzeo (Mexiko) i v rašeliništích v oblasti dopadu Tunguzského meteoritu (Rusko). Vyskytuje se také v ložiscích diamantů v jakutské oblasti (Rusko) a byl připraven i uměle. Grafit (tuha) - vrstvy kovalentně trojúhelníkovitě vázaných C, mezi nimiž jsou volné elektrony, je tedy elektricky vodivý  grafitové elektrody (chemicky značně odolné) -hoří v O2 při 690 0C Ložiska grafitu vznikají při přeměně usazených hornin ze zbytků organických látek a tvoří vrstvy nebo čočkovitá tělesa v rulách, svorech, fylitech nebo mramorech. Může být také magmatického původu – v pegmatitech. Použití: výroba tužek tavicí kelímky v metalurgii maziva elektrody moderátor v jaderných reaktorech V pravěku a středověku se používal k hydrofobizaci keramiky (uchovávání obilí, soli, apod.). Stabilita alotropických modifikací uhlíku Stálé modifikaci je za standardních podmínek přiřazena nulová entalpie. C (diamant)  C (grafit) ΔH298 = - 1883 kJ/mol Přeměna diamantu na grafit může probíhat (termodynamická nestálost) , je však neměřitelně pomalá (kinetická stálost). Grafen je supertenká forma uhlíku strukturou podobná grafitu (tvoří jej rovinná síť jedné vrstvy atomů uhlíku uspořádaných do tvaru šestiúhelníků spojených pomocí sp² vazeb. ). Je elektricky vodivý a propustný pro světlo. Dá se využít při výrobě displejů a fotovoltaických článků. Po karbynu je to druhý nejpevnější známý materiál na světě. Karbyn lineární řetězec atomů uhlíku držený pohromadě dvojnými nebo střídavě jedno a trojnou atomovou vazbou. Fullereny - příprava laserovou ablací, unikátní vlastnosti např. nosiče léčiv, sensitizery, Fullereny se vyskytují v některých meteoritech (např. meteorit Allende) a ve fulguritech (křemičité útvary vznikající po úderu blesku). C60 C70 Nanotrubičky Amorfní uhlík je forma uhlíku bez pravidelné krystalové struktury. Obsahuje atomy uhlíku jak s hybridizací sp2 (vázaný s třemi sousedními atomy), tak i sp3 (vázaný s čtyřmi sousedními atomy) v různém poměru, přičemž může obsahovat jak velké vakance, tak i nanokrystaly grafitu nebo diamantu v amorfní uhlíkové matrici. Technický uhlík (saze) se průmyslově vyrábí ve válcových reaktorech z těžkého topného oleje a zemním plynem předehřátého vzduchu. Vzniká jemná hmota – fluffy – (o hustotě cca 100 g/l), která se dále zahušťuje (granuluje) obvykle mokrou cestou na hustotu 300 až 500 g/l. Po přidání vody 1:1 se intenzivním mícháním dosáhne vzniku granulí s minimálním obsahem nežádoucího prachového podílu. Saze byly užívány jako černé barvivo v barvách a inkoustech a v tiskařských inkoustech, tonerech pro xerografii, laserových tiskárnách. Nejdůležitějším způsobem využití je jako plnivo kaučukových pneumatik. Uhlí je hnědá, černá nebo hnědo-černá hořlavá hornina. Několik druhů podle obsahu uhlíku v něm – čím méně uhlíku, tím nižší kvalita a efektivita. Lignit – je nejméně kvalitní druh uhlí. Užívá se výhradně pro výrobu elektřiny nebo výrobu technologického tepla. Je třetihorního původu, má v sobě přibližně 60 % uhlíku. Hnědé uhlí – používá se k vytápění domácností nebo k výrobě tepla a elektřiny. Má v sobě přibližně 80 % uhlíku. Těží se především povrchově. Černé uhlí – má vysokou hustotu, jeho barva je obvykle černá až hnědočerná. Uhlí je prvohorního a druhohorního původu. Antracit – jde o nejkvalitnější černé uhlí, používá se na vytápění a k výrobě chemikálií. Obsahuje více než 90 % uhlíku. Koks je pevný uhlíkatý zbytek odvozený z nízkopopelového, nízkosirného černého uhlí, ze kterého jsou odstraněny prchavé složky karbonizací v peci s omezeným přístupem kyslíku při teplotách nad 1000 °C. Při tom vzniká také kamenouhelný dehet, čpavek, lehké oleje a svítiplyn. Koks z uhlí je šedý, tvrdý a pórovitý a má výhřevnost 29,6 MJ/kg. Koks se používá jako palivo a jako redukční činidlo např. ve vysoké peci. Jako palivo pro vytápění a výrobu teplé užitkové vody je koks povolen jako jediné tuhé palivo i v centrech měst, protože jeho spálením vzniká prakticky pouze CO2 a proti jiným tuhým palivům má relativně nízkou prašnost. Ropa je hnědá až nazelenalá hořlavá olejovitá kapalina složená z kapalných (směs uhlovodíků a aromatických sloučenin), plynných (ethan, methan, oxid uhličitý a další) a pevných komponent (například parafiny). Vznikla z odumřelých mořských mikroorganismů a drobných živočichů před mnoha miliony lety. Dřevěné uhlí je dřevo karbonizované za vysokých teplot bez přístupu vzduchu. Dříve se připravovalo v milířích, dnes v kovových karbonizérech. Dřevěné uhlí bylo po dlouhou dobu základním zdrojem tepla pro kovářské výhně, hutě a další provozy, je surovinou pro výrobu černého střelného prachu. Během 19. století bylo vytlačeno uhlím kamenným a dnes je užíváno jen zřídka (grilování, apod). Biouhel je produktem rozkladu biomasy vlivem dostatečně vysoké teploty (tři sta až šest set stupňů Celsia) za malého nebo žádného přístupu vzduchu. Biouhel má obsah živin (fosforu, alkálií) téměř stejný, jako původní biomasa, až na snížený obsah dusíku. Živiny se z něj uvolňují pomalu, nevyplavují se. Uhlík v něm vázaný má dobu setrvání v půdě v řádu staletí až tisíciletí. Od dřevěného uhlí se liší tím, že je drobnozrnná, že uhelnatění není uplatněno na kusové dříví, a že výsledný pevný produkt se nepoužívá jako palivo. Aktivní uhlí (adsorpční uhlí) je produkt vyráběný z uhlí, dřeva nebo kokosových ořechů. Aktivní uhlí má pórovitou strukturu a velký vnitřní povrch (400 – 1500 m2/g). Může adsorbovat široké spektrum látek. Aktivní uhlí se vyrábí a používá ve formě válečků, kuliček, zlomků a prachu. Enormní vnitřní povrch umožňuje adsorbovat široký rozsah složek z kapalné nebo plynné fáze. Složka, která má být odstraněna, se uvede do styku s aktivním uhlím, difunduje do vnitřní sféry pórů, kde jsou její molekuly poutány slabými Van der Waalsovými silami. Aktivní uhlí se užívá k terapii akutních průjmů především alimentárního původu („živočišné uhlí“), v případě akutních otrav brání vstřebání jedovaté látky do organismu. V průmyslu se aktivní uhlí hojně využívá při výrobě pitné vody, záchytu těkavých látek, odbarvování kapalin, výrobě nealkoholického piva, při čištění bioplynu, skládkového plynu, ale i zemního plynu. Pro záchyt dioxinů se aktivní uhlí „vstřikuje“ spolu s dalšími látkami upravující pH do kouřových plynů ve spalovnách odpadů. V automobilu, kdy se používá jako náplň filtru pro záchyt úniku těkavých par benzínu. V domácnosti je přítomno v digestořích a ve filtrech fritovacích hrnců. Využití redukční činidlo a sorbent, grafit se používá jako součást průmyslových mazadel, jako moderátor v jaderných reaktorech a na výrobu tužek. Čistý uhlík získaný karbonizací rostlinných materiálů se používá jako černé potravinářské barvivo E 153 (rostlinná čerň). Frakcionace izotopů uhlíku Kinetický izotopový efekt je spojen s nepřímými, ireverzibilními procesy jako je evaporace, difuse, disociační reakce. Je následkem různých rychlostí přesunu různých izotopomerů (např. 12CO2 nebo 13CO2). Rovnovážný (termodynamický) izotopový efekt je způsoben vlivem hmotnosti na termodynamické vlastnosti molekul, tzn. vliv hmotnosti na pevnost vazeb v chemické sloučenině. Molekuly obsahující těžký izotop jsou stabilnější než molekuly s lehkým izotopem. C3 rostliny ječmen, pšenice, brambory, cukrová řepa, C4 rostliny kukuřice, cukrová třtina Analýza poměru izotopů 13C/12C umožňuje: 1. odlišení řepného a třtinového cukru, identifikace jejich směsi. 2. učení původu lihu a) kukuřice, cukrová třtina b) obilí, brambory, cukrová řepa c) ropa (syntetický líh) Ropa obsahuje jen nepatné množství 13C. Analýza izotopů uhlíku a dusíku v kolagenu kostí umožňuje: 1. odhad pozice jedince v potravním řetězci 2. odhad způsobu obživy lidských populací Datování s využitím izotopu uhlíku 14C Izotop 14C vzniká v horních vrstvách atmosféry; Odtud přechází do živých organismů a ukládá se v nich po dobu jejich života; Do flóry vlivem fotosyntézy, do fauny stravou; Po úmrtí organismu se v něm izotop 14C přestane ukládat a dochází k jeho pozvolnému rozpadu; Křemík Modrošedá až černá křehká, značně tvrdá látka. Za vysokých teplot je křemík značně reaktivní prvek, který tvoří sloučeniny s 64 stabilními prvky periodické soustavy. Křemík se vyznačuje mimořádně vysokou afinitou ke kyslíku a je proto schopen redukovat některé kovy (např. chrom) z jejich oxidů. V kyslíku za vyšších teplot hoří. Sloučeniny křemíku s kyslíkem jsou velmi stabilní, naopak sloučeniny křemíku s ostatními prvky jsou obvykle nestabilní a rychle se rozkládají. S kyselinami (vyjma HF) nereaguje, dobře reaguje se směsí koncentrovaných kyselin fluorovodíkové a dusičné za vzniku komplexní kyseliny hexafluorokřemičité: 3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O V přítomnosti silných oxidačních činidel reaguje obdobně se samotnou koncentrovanou kyselinou fluorovodíkovou: 3Si + 18HF + 2KClO3 → 3H2[SiF6] + 2KCl + 6H2O Si + 6HF + KNO3 → H2[SiF6] + 2KNO2 + 2H2O s hydroxidy za varu poskytuje křemičitany: Si + 2OH - + H2O  SiO3 2- + 2H2 Při teplotě 400°C reaguje amorfní křemík s vodní párou za vzniku oxidu křemičitého SiO2: Si + 2H2O → SiO2 + 2H2 Již za laboratorní teploty prudce reaguje s halogenidy nitrosylu: Si + 4(NO)Cl → SiCl4 + 4NO Podobně jako uhlík je i křemík schopen tvořit řetězce (silany). Křemíkové řetězce jsou méně stabilní, než uhlíkové. Křemík, na rozdíl od uhlíku, není schopen v řetězcích tvořit dvojné a trojné vazby. Velmi stabilní řetězce naopak tvoří siloxany, pro které je charakteristická vazba Si-O-Si. V přírodě se křemík vyskytuje výhradně ve sloučeninách, ve kterých vystupuje v oxidačním čísle IV, vzácně též II. Přírodní křemík je směsí 3 stabilních izotopů (92,2% izotopu 28, 4,7% křemíku 29 a 3,1% křemíku 30). Uměle připraveno dalších sedm nestabilních izotopů křemíku. Křemík je po kyslíku druhý nejrozšířenější chemický prvek na Zemi. Obsah křemíku v zemské kůře je 26 hm%. Nejdůležitějším minerálem křemíku je křemen - SiO2. Výroba křemíku pro metalurgické použití spočívá v redukci taveniny oxidu křemičitého SiO2 uhlíkem v elektrické obloukové peci při teplotě 2000 °C za přítomnosti železa jako katalyzátoru. Termická redukce uhlíkem probíhá v několika stupních, průběh redukce oxidu křemičitého popisují rovnice: SiO2 + C → SiO + CO SiO + 2C → SiC + CO 2SiC + SiO2 → 3Si + 2CO pro výrobu polovodičů se provádí redukcí halogenidů křemíku pomocí hořčíku, zinku nebo hliníku. Pro výrobu polovodičů se křemík dále rafinuje na velmi vysokou čistotu. Rafinace křemíku pro výrobu polovodičů Siemensův postup: působení chlorovodíku na surový křemík ve fluidním reaktoru za vzniku trichlorsilanu HSiCl3: Si + 3HCl → HSiCl3 + H2 Těkavý trichlorsilan se po rafinaci destilací termicky rozkládá v redukčním prostředí při teplotě okolo 1100°C a posléze krystalizuje. Rafinace křemíku pro výrobu polovodičů DuPontův postup: tepelný rozklad chloridu křemičitého na vysoce čistém zinku při teplotě 950 °C. Destilace trisilanu Si3H8. Zonální tavení křemíkových ingotů pomocí vysokofrekvenčního ohřevu. Využití pro výrobu polovodičů. Volbou vhodných podmínek, je možné vyrobit monokrystalické, polykrystalické a amorfní fotovoltaické křemíkové články. Amorfní křemíkové FV články využívají zejména progresivní trubicové fotovoltaické panely. Germanium šedobílá, lesklá a křehká látka. Krystalizuje v krychlové soustavě, působením velmi vysokých tlaků vzniká čtverečná modifikace. Na vzduchu je germanium za normální teploty stálé, s kyslíkem se pomalu slučuje za vzniku bílého oxidu germaničitého GeO2 až při teplotě přes 250°C, při zahřátí na teplotu 700 °C probíhá reakce s kyslíkem za vzniku plamene. S vodíkem a dusíkem se přímo neslučuje. Při teplotě 100°C hoří v atmosféře fluoru za vzniku fluoridu germaničitého GeF4, se sírou se přímo slučuje až za teplot nad 1000 °C na sulfid germaničitý GeS2, ale se selenem reaguje již při teplotě 500 °C za vzniku selenidu germanatého GeSe. Obdobně probíhá i reakce s tellurem. Sloučeniny germania v oxidačním stupni II jsou nestabilní a snadno přecházejí na oxidační číslo IV. Výskyt kationu Ge4+ v roztocích není příliš obvyklý, obvykle se vyskytuje ve formě anionu (GeO3)2-. Vytváří i koordinační sloučeniny, např. kyselina hexaflurogermaničitá H2GeF6 a její soli hexafluorogermaničitany. Zvláštností germania je záporné oxidační číslo -IV. Vyskytuje se v celé řadě těkavých germanů obecného vzorce GenH2n + 2, od germanu GeH4 se odvozují germanidy. Záporné oxidační číslo -IV má kromě germania v celé periodické soustavě již pouze uhlík a křemík. V běžných zředěných kyselinách se nerozpouští, dobře rozpustné je v horké koncentrované kyselině sírové za vzniku síranu germaničitého: Ge + 4H2SO4 → Ge(SO4)2 + 2SO2 + 4H2O Reakce germania s koncentrovanou kyselinou dusičnou probíhá pomalu za vzniku oxidu germaničitého: Ge + 4HNO3 → GeO2 + 4NO2 + 2H2O Reakce germania s lučavkou královskou probíhá za vzniku těkavého kapalného chloridu germaničitého: 3Ge + 4HNO3 + 12HCl → 3GeCl4 + 4NO + 8H2O S kyselinou flurovodíkovou nereaguje, ale s kapalným flurovodíkem tvoří fluorid germanatý: Ge + 2HF → GeF2 + H2 S amoniakem reaguje při teplotě přes 650°C za vzniku nitridu: 3Ge + 4NH3 → Ge3N4 + 6H2 Za přítomnosti silných oxidačních činidel ochotně reaguje se zředěnými alkalickými hydroxidy za vzniku germaničitanů: Ge + 2NaOH + 2H2O2 → Na2GeO3 + 3H2O Ge + 2KOH + KClO → K2GeO3 + KCl + H2 S koncentrovanými hydroxidy tvoří v přítomnosti oxidačních činidel hexahydroxogermaničitany: Ge + 2NaOH + 2H2O2 → Na2[Ge(OH)6] Výroba zpracováním odpadních produktů z výroby zinku nebo z popela některých druhů uhlí. Odpadní prach z pražení zinkových rud se louhuje kyselinou sírovou, germanium přejde do roztoku, ze kterého se cementací práškovým zinkem vysráží, sraženina se podrobí chloraci, germanium přejde na těkavý chlorid germaničitý GeCl4, který se redukuje zinkem na kovové germanium: GeCl4 + 2 Zn → Ge + 2 ZnCl2 Při výrobě germania z popela se jemný popílek z elektrostatických odlučovačů nejprve přetaví v cyklonové peci a následně se destiluje v prostředí chlorovodíku za vzniku těkavého GeCl4. Chlorid germaničitý se několikanásobnou destilací zbaví příměsí arsenu a poté se podrobí hydrataci, při které vzniká oxid germaničitý GeO2. Kovové germanium se z bezvodého oxidu vyredukuje při teplotě 600-700°C vodíkem nebo uhlím v elektrické peci: GeO2 + 2C → Ge + 2CO GeO2 + C → Ge +CO2 GeO2 + 2H2 → Ge + 2H2O Surové kovové germanium se čistí zonální rafinací podobně jako křemík. Využití Germanium má vlastnosti polovodiče, díky tomu má značný význam v elektrotechnice. Přírodní germanium je směsí pěti stabilních izotopů, v přírodě je s podílem 36,5 % nejrozšířenějším izotopem 74Ge. Cín je stříbrně bílý, lesklý, tažný (folie - staniol) a velmi měkký kov. Existují dvě alotropické modifikace cínu, α-Sn krystaluje při teplotě pod 13 °C v kubické soustavě, při teplotě vyšší krystaluje β-Sn v soustavě tetragonální, nad 161 0C se objevuje třetí modifikace - cín kosočtverečný (γ-Sn). Na vzduchu i ve vodě je cín stálý. Dobře se rozpouští ve zředěné kyselině chlorovodíkové za vzniku chloridu cínatého a vodíku, v koncentrované kyselině chlorovodíkové reaguje cín za vzniku kyseliny trichlorcínaté. V koncentrované kyselině dusičné se rozpouští za vzniku oxidu cíničitého, se zředěnou kyselinou dusičnou reaguje za vzniku dusičnanu cínatého, v koncentrované kyselině sírové vzniká síran cínatý: Sn + 2HCl → SnCl2 + H2 Sn + 3HCl → H[SnCl3] + H2 3Sn + 4HNO3 + 3xH2O → 3SnO2·xH2O + 4NO + 2H2O 4Sn + 10HNO3 → 4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O Sn + 2H2SO4 → SnSO4 + SO2 + 2H2O Reakce cínu s lučavkou královskou probíhá z vzniku komplexní kyseliny hexachlorocíničité: 3Sn + 4HNO3 + 18HCl → 3H2[SnCl6] + 4NO + 8H2O Cín je amfoterní kov. Reakcí cínu s koncentrovanými alkalickými hydroxidy vznikají za horka alkalické hexahydroxocíničitany, za chladu trihydroxocínatany: Sn + 2NaOH + 4H2O → Na2[Sn(OH)6] + 2H2 Sn + NaOH + 2H2O → Na[Sn(OH)3] + H2 Již za normální teploty se slučuje s chlorem a bromem, s jodem reaguje až po zahřátí, s fluorem se při teplotě nad 100°C prudce slučuje za vzniku plamene. Za zvýšené teploty ochotně reaguje se sírou, selenem, tellurem a fosforem. V oxidačním stupni II má cín amfoterní charakter, v ox. stupni IV má charakter kyselý. Dvoumocný cín se v roztocích vyskytuje jako kation cínatý Sn2+ i jako anion cínatanový [Sn(OH)3]-, čtyřmocný cín je v roztocích ve formě kationu cíničitého Sn4+ a ve formě anionu cíničitanového (SnO3)2-. Soli cínaté jsou silná redukční činidla. V záporném oxidačním stavu -IV vystupuje cín ve stannanu SnH4. Výroba redukcí kassiteritu uhlím SnO2 + CO → SnO + CO2 SnO + CO → Sn + CO2 Surový cín se rafinuje na vysokou čistotu elektrolyticky, anodou je blok surového cínu. Využití Cín slouží k přípravě celé řady slitin, k výrobě staniolu a k pokovování plechů, zejména pro výrobu plechovek na konzervy (vysoká odolnost proti korozi a zdravotní nezávadnost). Největší podíl cínu (35% světové spotřeby) se využívá k výrobě pájek. V minulosti se používal i k výrobě nádobí (talíře, korbele) a dalších užitkových předmětů (svícny, medaile, liturgické předměty) Přírodní cín je směsí 10 stabilních a dvou nestabilních izotopů, nejvyšší podíl (32,59 %) zaujímá izotop 120Sn. Při teplotách pod 13 0C po delší době vzniká krychlová, šedá modifikace (α). Ta je velmi křehká a cínové předměty postižené touto přeměnou se postupně rozpadají na prášek. Ochrana před cínovým morem spočívá v udržování předmětů v teplotách nad 13,2 °C. Prevencí užívanou v současnosti je místo čistého cínu používat jeho slitiny s malým množstvím antimonu nebo bismutu, které brání rekrystalizaci. Cínový mor mohl být jednou z příčin zkázy polární expedice Roberta Scotta v letech 1911–12. Plechovky s petrolejem, které obsahovala všechna depa zásob na zpáteční cestě, byly údajně sletovány cínem, který v mrazech povolil, takže se Scottovi a jeho mužům nedostávalo paliva. Podle některých teorií měl cínový mor podíl i na zkáze Napoleonovy armády v Rusku, kde vojákům upadaly cínové knoflíky z uniforem a ty pak v mrazu nešly zapnout. Knoflíky však byly z cínových slitin, ty by měly mrazu odolávat lépe. Cínový mor Organické sloučeniny cínu Tributylcínoxid (TBTO, Lastanox): biocid (fungicid a moluskocid), zejména k ochraně dřeva. Azocyklotin je organocínová sloučenina používaná jako akaricid (proti sviluškám). Alkylované sloučeniny cínu: prekurzory pro velké množství organocínových sloučenin, které se používají jako stabilizátory pro PVC, biocidy a fungicidy. Olovo je modrobílý, na čerstvém řezu lesklý, měkký kov. Povrch olova se na vzduchu rychle pokrývá vrstvičkou oxidu. V běžných minerálních kyselinách, s výjimkou horké zředěné kyseliny dusičné, se olovo nerozpouští, ale velice dobře je rozpustné v kyselině octové: 3Pb + 8HNO3 → 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H2O Pb + 2CH3COOH → (CH3COO)2Pb + H2 Olovo je amfoterní, produktem reakce olova s alkalickými hydroxidy jsou alkalické tetrahydroxolovnatany: Pb + 2NaOH + 2H2O → Na2[Pb(OH)4] + H2 Za zvýšené teploty se přímo slučuje s halogeny a chalkogeny. Ve sloučeninách má olovo nejčastěji oxidační číslo II, sloučeniny olova v oxidačním stupni IV. velmi snadno hydrolyzují, jsou nestálé a působí jako silná oxidační činidla. V přírodě se ryzí olovo nalézá velice vzácně, nejdůležitějším zdrojem olova jsou olověné rudy galenit PbS, cerusit PbCO3, anglesit PbSO4, jamesonit Pb5FeSb6S14 a boulangerit Pb5Sb4S11. Pro průmyslovou těžbu má rozhodující význam galenit, který se vyskytuje ve formě čoček ve vápencích, jako výplň krasových dutin i jako žíla nebo impregnační vrstva. Výroba olova se nejčastěji provádí oxidací galenitu v konvertorech za vzniku PbO s jeho následnou redukcí pomocí oxidu uhelnatého v šachtové peci: 2 PbS + 3 O2 → 2 PbO + 2 SO2 PbO + CO → Pb + CO2 Olovo se např. používá k výrobě akumulátorů, jako konstrukční materiál v chemickém průmyslu, k výrobě krytů proti ionizujícímu záření a jako ochranný obal elektrických kabelů. Značný význam má olovo při výrobě munice a některých druhů nízkotavitelných pájek, ložiskových kovů i dalších slitin. V minulosti se olovo často používalo k výrobě vodovodního potrubí. Olověný akumulátor je sekundární galvanický článek s elektrodami na bázi olova, jehož elektrolytem je kyselina sírová. V nabitém stavu aktivní hmotu záporné elektrody tvoří houbovité olovo (Pb), u kladné elektrody je to oxid olovičitý (PbO2). Elektrolytem v olověných akumulátorech je vodou zředěná kyselina sírová (H2SO4) o koncentraci přibližně 35 % obj. u plně nabitého akumulátoru. Tento roztok může být z technických důvodů nasáknutý do vaty ze skelných vláken (AGM) nebo ztužený do formy gelu. Celková reakce vybíjení: Pb + 2H2SO4 + PbO2 → 2PbSO4 + 2H2O Na záporné elektrodě: Pb + SO4 2− → PbSO4 + 2e− Na kladné elektrodě: PbO2 + 4H+ + SO4 2− + 2e− → PbSO4 + 2H2O Při nabíjení probíhají uvedené reakce opačným směrem. Vybíjení akumulátoru probíhá také samovolně bez připojení k elektrickému obvodu – samovybíjením. Rychlost samovybíjení je zhruba 3-20% kapacity za měsíc. Tetraethylolovo je organokovová sloučenina, která se používala jako antidetonační přísada do motorových benzínů (zpomaluje hoření benzínu a zvyšuje jeho oktanové číslo). Organické sloučeniny olova Všechny rozpustné sloučeniny olova jsou jedovaté. Kontaminace pitné vody olovem z olověných trubek souvisí s její tvrdostí. Tvrdá voda: vnitřní část potrubí se pokryje vrstvou vodního kamene, ke kontaminaci vody olovem nedochází. Měkká voda: vnitřní část potrubí je v přímém kontaktu s vodou, ke kontaminaci vody olovem dochází i díky rozpuštěnému CO2 (kyselina uhličitá). Olovo v kostech Odhad provenience měděných artefaktů - na základě poměru izotopů olova Hydridy Uhlík: Uhlovodíky a jejich deriváty studuje organická chemie. Krakování ropy je tepelný rozklad uhlovodíků s delším řetězcem na uhlovodíky s kratším řetězcem. Dochází ke štěpení vazeb C-C a vznikají kapalné a plynné uhlovodíky s menším počtem atomů uhlíku v řetězci. Probíhá buď za vysoké teploty, nebo za zvýšené teploty a přítomnosti katalyzátoru. Methan CH4, plyn bez barvy a zápachu, v přírodě vzniká rozkladem rostliných látek za nepřístupu vzduchu (bioplyn), důlní plyn v uhelných dolech (vzniká při samovolné přeměně hnědého uhlí v černé, byl příčinou mnoha důlních neštěstí). Příprava methanu: - zahříváním směsi CH3COONa + Ca(OH)2  CH4 + CaCO3 + NaOH Zemní plyn je přírodní plynné fosilní palivo. Těží se z porézních sedimentárních hornin podobně jako ropa. Nachází se buď samostatně, společně s ropou nebo černým uhlím. Karbonizační (koksárenský) plyn se zpracovává (odstraněním amoniaku NH3, benzenu C6H6, naftalenu C10H8 aj.) na svítiplyn. Ten se dříve využíval pro svícení (odtud název, plynové osvětlení využívala mnohá města v 19. a 20. století) či pro vaření (plynové sporáky). Kvůli přítomnosti jedovatého oxidu uhelnatého CO ve svítiplynu (cca 5 %) byl nahrazen zemním plynem. Dnes se stále koksárenský plyn využívá v chemických provozech buď jako palivo, nebo se dále zpracovává na řadu základních chemických látek (methanol, methylamin, ethylen a další). Bioplyn je plyn produkovaný během anaerobní digesce organických materiálů a skládající se zejména z methanu (CH4) a oxidu uhličitého (CO2). Výskyt - v přirozených prostředích (mokřady, sedimenty, trávící ústrojí - zejména u přežvýkavců) - v zemědělských prostředích (rýžová pole, uskladnění hnoje a kejdy) - v odpadovém hospodářství (na skládkách odpadů - skládkový plyn, na anaerobních čistírnách odpadních vod (ČOV), v bioplynových stanicích). Ethen (ethylen) C2H4 - bezbarvý plyn charak. zápachu, důležitá surovina chemicého průmyslu, výroba dnes převážně z ropy (krakováním benzinových frakcí) nebo zemního plynu Příprava: z etanolu zahříváním s konc. H2SO4: C2H5OH  C2H4 + H2O = nejjednodušší rostlinný hormon (urychluje zrání ovoce) Ethin (acetylen) C2H2 - bezbarvý jedovatý plyn, vlivem nečistot má nepříjemný zápach; hoří svítivým plamenem Příprava C2H2: - reakcí CaC2 s H2O: CaC2 + H2O  C2H2+ Ca(OH)2 - krakováním uhlovodíků - komerčně se dodává v tlakových lahvích (označené bílým pruhem) v nichž je pod tlakem 1,5 MPa rozpuštěn v acetonu adsorbovaném na křemelině (C2H2 stlačený, popř. zkapalněný exploduje často bez zjevné příčiny). Použití: organická syntéza („Reppeho chemie“) kyslíko-acetylenové autogenní svařování a řezání Křemík Silany SinH2n+2 - analoga alkanů, avšak podstatně méně stálé, monosilan a disilan jsou plyny, trisilan a tetrasilan kapaliny, vyšší silany tuhé látky Příprava, např.: Mg2Si + 4 HCl  SiH4 + 2 MgCl2 = silná reduk. činidla, na vzduchu silany samozápalné (výjimka je monosilan) - s halogeny reagují explozivně, za katal. účinku AlCl3 lze získat halogensilany: SiH4 + Cl2  H3SiCl + HCl - halogensilany se vodou rozkládají na siloxany, látky podobné etherům: 2H3SiCl + H2O  H3Si-O-SiH3 + 2HCl - silany v alk. roztoku hydrolyzují: SiH4 + 2OH- + H2O  SiO3 2- + 4H2 - s vodou reagují za vzniku gelu kys. křemičité: Si3H8 + (3x+6)H2O  3SiO2.xH2O + 10H2 Germanium: - existují germany (germanovodíky), látky složením i vlastnostmi podobné silanům, ale méně těkavé a méně stálé vůči zásaditým roztokům Cín: Stannan SnH4 - nestálý, jedovatý plyn Olovo: Plumban PbH4 - nestálý, jedovatý plyn Karbidy - binární slouč. uhlíku s elektropoz. prvky, tuhé, netěkavé látky, podle charakteru vazby mezi uhlíkem a kovem: 1) Karbidy iontové: - pouze s nejvíce elektropozitiními kovy, v kryst. mřížce se vyskytuje acetylidová skupina C2 2-. Lze je považovat za soli acetylenu C2H2 (acetylidy). - hydrolyzují se za uvolnění acetylenu Acetylid vápenatý (karbid vápenatý) se průmyslově vyrábí z koksu, uhlí a oxidu vápenatého při vysoké teplotě (cca 2 000 °C) bez přístupu vzduchu v elektrické obloukové peci. CaO + 3C → CaC2 + CO Výroba ethynu (acetylenu) CaC2 + 2H2O → Ca(OH)2 + C2H2 Výroba dusíkatého vápna CaC2 + N2 → CaNCN + C V ocelářství odsíření železa a jako redukční činidlo Acetylenová lampa 2) Karbidy kovalentní povahy: - např. Cu2C2, Ag2C2 apod. - karbidy nehydrolyzují, některé z nich jsou explozivní Z tohoto důvodu se nedoporučuje pracovat s plynným acetylenem přítomnosti kovů jako jsou rtuť (Hg), stříbro (Ag) a měď (Cu) nebo jejich slitin (mosaz, bronz, slitiny stříbra). Z téhož důvodu by neměly být kohouty u tlakových nádob s acetylenem mosazné. Příprava: zaváděním acetylenu do roztoků solí (produkty jsou nerozpustné ve vodě) C2H2 + 2 CuCl → Cu2C2 + 2 HCl 2 AgNO3 + C2H2 → Ag2C2 + 2 HNO3 3) Polymerní karbidy s tetraedricky koordinovaným atomem uhlíku CIV: - prostorová síť vazeb - formálně soli methanu s málo elektropoz. kovy - neobyčejně tvrdé, těžkotavitelné a málo reaktivní. Některé karbidy schopné se za horka hydrolyzovat: Al4C3 + 12 H2O  2 Al(OH)3 + 3 CH4 Karbid křemičitý (karborundum) SiC - velmi tvrdý, brusný materiál: brousky, brusné kotouče, brusný (smirkový) papír. Karbid wolframu WC - velmi tvrdý, obráběcí a chirurgické nástroje. 4) Karbidy s intersticiálními (vmezeřenými) atomy uhlíku: např. TiC, VC, MoC apod. - krystalové mřížky těžších kovů schopné přijímat do meziat. dutin malé atomy uhlíku - většinou nestechiometické, těžkotavitelné, tvrdé látky. Silicidy V silicidech se vyskytují různé vazby od vodivých kovových struktur po kovalentní či iontové. Atomy křemíků mají ve struktuře silicidů rozmanité postavení, a to jako: 1. samostatné atomy křemíku, které existují v elektricky vodivých silicidech mědi (Cu5Si), vanadu, chromu a manganu ((V,Cr,Mn)3Si), železa (Fe3Si), manganu (Mn3Si), a v nevodivých silicidech (Mg,Ge,Sn,Pb)2Si, (Ca,Ru,Ce,Rh,Ir,Ni)2Si 2. křemíkové dvojice Si2, které existují v silicidech uranu (U3Si2), hafnia a thoria 3. křemíkové tetraedry Si4, které existují v silicidech draslíku (KSi), rubidia (RbSi) a cesia (CsSi) 4. křemíkové řetězce Sin, které existují v silicidech uranu (USi), titanu, zirkonia, hafnia, thoria, ceru a plutonia (Ti, Zr, Hf, Th, Ce, Pu)Si, vápníku (CaSi), stroncia (SrSi) a yttria (YSi) 5. rovinné hexagonální grafitu podobné vrstvy atomů Si, které existují u silicidu uranu β-USi2 a u silicidů lanthanoidů a dalších aktinoidů a ve zvrásněné podobě u silicidu vápníku CaSi2 6. otevřené trojrozměrné skelety atomů Si, které existují v silicidech stroncia SrSi2, thoria ThSi2 a uranu α-USi2 Silicid hořečnatý Mg2Si - černá krystalická látka, s kyselinou chlorovodíkovou reaguje za vzniku silanu: Mg2Si + 4HCl → 2MgCl2 + SiH4 Používá se na laboratorní výrobu silanu a dá se používat i na výrobu jiných silicidů. Halogenidy Uhlík - stálost, těkavost a energie vazby C-X halogenidů uhličitých, klesá od fluoridu k jodidu. - halogenidy uhličité nepodléhají hydrolytickému rozkladu Tetrafluormethan (fluorid uhličitý) CF4 - bezbarvý, velmi stálý plyn Tetrachlormethan (chlorid uhličitý) CCl4, - nehořlavá kapalina, nepolární rozpouštědlo - fotochemicky se snadno štěpí na radikály: CCl4  CCl3 + Cl Freony (halony) Hexafluorbenzen (C6F6) – standard pro NMR spektrometrii Hexabrombenzen (C6Br6) – retardant hoření Hexachlorbenzen (C6Cl6) – jed, karcinogen Křemík - halogenidy křemičité a tetrahalogenidy dalších prvků skupiny podléhají hydrolýze SiX4 (X = halogen) - fluorid (plyn), chlorid a bromid (kapaliny), jodid (tuhá kryst. látka), všechny halogenidy bezbarvé, ve vodě hydrolyzují: SiX4 + 2H2O  SiO2 + 4HX - v nadbytku halogenidových aniontů výraz. tendence k tvorbě komplexů typu MX6 2- (především u fluoridů) Fluorid křemičitý SiF4 a kys. hexafluorokřemičitá H2[SiF6] vznikají např. při leptání skla : SiO2 + 4HF  SiF4 + 2H2O SiF4 + 2HF  H2[SiF6] Z tohoto důvodu se kyselina fluorovodíková nesmí přechovávat ve skleněných či křemenných nádobách. Kyselina hexafluorokřemičitá - silná kyselina, vylučuje se z vodných roztoků jako dihydrát - soli, hexafluorokřemičitany mají antiseptické vlastnosti Chlorid křemičitý (tetrachlorsilan) je bezbarvá těkavá kapalina. Připravuje se chlorací řady sloučenin křemíku, jako je například ferosilicium, karbid křemíku nebo směs oxidu křemičitého a uhlíku: SiC + 4 HCl → SiCl4 + CH4 Chlorid křemičitý reaguje s vodou: SiCl4 + 2 H2O → 4 HCl + SiO2 Velmi čistý chlorid křemičitý se používá na výrobu fotovoltaických článků. Halogenidy germania, cínu a olova - halogenidy typu MX4 ale i MX2, dihalogenidy mají výrazný podíl iontové vazby a obecně jsou méně těkavé než tetrahalogenidy Halogenidy germanaté a především cínaté jsou důležitá redukční činidla, podléhají hydrolýze, např. cínatá sůl hydrolyzuje: SnCl2 + H2O  SnCl(OH) + HCl Halogenidy olovičité jsou oxidoredukčně nestálé, PbBr4 a PbI4 neexistují (oxidační působení PbIV), halogenidy olovnaté jsou stálé, krystalické, bezbarvé (kromě žlutého PbI2) málo rozpustné látky Oxosloučeniny Uhlík: Oxid uhelnatý CO - jedovatý, bezb. plyn, bez zápachu, spalováním organ. sloučenin v nedostatku kyslíku prudce jedovatý - pevně se koordinuje na Fe v protoporfyrinu IX (hemové skupině) hemoglobinu a blokuje přenos kyslíku (působení obdobné HCN) Příprava: přikapávání HCOOH do horké konc. H2SO4: HCOOH  H2O + CO - ve vodě málo rozpustný, s roztoky hydroxidů reaguje za vzniku mravenčanů: NaOH + CO = NaCOOH CO má výrazné reduk. vlastnosti: CuO + CO  Cu + CO2 Fe3O4 + 4 CO  3 Fe + 4 CO2 - součást vodního plynu, vyrábí se vedením vodní páry přes rozžhavený koks: C + H2O  CO + H2 (viz výroba H2) - za zvýšené teploty reaguje s přechod. kovy za vzniku karbonylů kovů M(CO)x Ďáblův hřbitov Objeven roku 1908, nachází se nedaleko vesnice Kova v Krasnojarské oblasti na Sibiři. Místo bylo prakticky bez vegetace, pokryto mrtvými těly ptáků a dalších živočichů, která se nerozkládala. Lidé kteří na toto místo vstoupili cítili závrať a žaludeční nevolnost. Měření prokázala nízké koncentrace kyslíku a především vysoké koncentrace oxidu uhelnatého. Jde zřejmě o důsledek podzemního požáru uhelné sloje, iniciované nejspíš během dopadu Tunguzského meteoritu. Oxid uhličitý CO2 - bezbarvý plyn nakyslého štiplavého zápachu a slabě kyselé chuti, těžší než vzduch CO2 je anhydridem H2CO3: CO2 + H2O ↔ H2CO3 Lze jej snadno zkapalnit a převést do tuhého stavu - tzv. suchý led. Výskyt - v atmosféře a v minerál. vodách, hromadění v atmosféře jednou z příčin tzv. skleníkového efektu ("greenhouse effect"), tepelná kapacita oxidu uhličitého je 6 vyšší v porovnání se vzduchem samotným; Výroba: tepelným rozkladem vápence CaCO3  CaO + CO2 Kyselina uhličitá H2CO3 - slabá kyselina; při rozpouštění CO2 ve vodě pouze menší část CO2 zreaguje na kyselinu, větší část molekul rozpuštěného CO2 zůstane v roztoku ve formě hydratovaných molekul. Grotta del cane (Pozzuoli, Neapolsko) - uvnitř jeskyně se nachází fumarola z níž se uvolňuje CO2 vulkanického původu. CO2 má vyšší hustotu než vzduch a proto se akumuluje v hlubších částech jeskyně. Proto v jeskyni hynou drobní živočichové. Jezero Nyos (SZ Kamerun) dne 21. 8. 1986 zde došlo k limnické erupci cca 100 000–300 000 t (uvádí se až 1.6M t) CO2. Plyn vytěsnil vzduch v okruhu cca 25 km od jezera. V okolních vesnicích zahynulo 1 746 lidí a 3 500 kusů dobytka. Uhličitany a hydrogenuhličitany - uhličitany alkalických kovů kromě Li2CO3 dobře rozpustné ve vodě, ostatní uhličitany málo rozpustné. - uhličitany alkalických kovů reagují ve vodě alkalicky v důsledku hydrolytické rovnováhy: CO3 2- + H2O ↔ HCO3 - + OH- připravují se zaváděním CO2 do roztoků hydroxidů - hydrogenuhličitany obecně rozpustnější, známy jen u nejelektropozitivnějších kovů Uhličitan sodný Na2CO3 soda, soda na praní, kalcinovaná soda, = bílý prášek, ve vodě se snadno rozpouští za uvolnění hydratačního tepla. Krystalizací za laboratorní teploty lze získat tzv. krystalovou sodu (Na2CO3·10H2O). Soda se používá při výrobě skla, papíru a detergentů. Časté je i použití jako prostředku pro vytvoření zásaditého prostředí. V domácnosti je soda používána jako změkčovadlo vody (váže ionty hořčíku a vápníku za vzniku nerozpustných uhličitanů). Soda je také používána ve fotografických procesech jako pH regulátor k zajištění stabilního zásaditého prostředí nutného pro správnou funkci vývojek. Výroba: Leblancův postup Na chlorid sodný se působí koncentrovanou kyselinou sírovou 2 NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl Síran sodný se poté smísí s vápencem a uhlím a taví se v peci: Na2SO4 + CaCO3 + 2 C → Na2CO3 + 2 CO2 + CaS Z vychladlé taveniny je poté uhličitan sodný vyloužen vodou. Solvayův postup Reakcí hydrogenuhličitanu amonného a chloridu sodného ve vodném roztoku vzniká poměrně málo rozpustný hydrogenuhličitan sodný : NaCl + NH4HCO3 → NaHCO3 + NH4Cl Technicky se postupuje tak, že se do téměř nasyceného roztoku NaCl zavádí nejprve amoniak a poté oxid uhličitý. Vzniklý hydrogenuhličitan sodný se odfiltruje a zahříváním (kalcinací) převede na uhličitan sodný (kalcinovanou sodu): 2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 Natron obsahuje 4 % Na2CO3 a 25 % NaHCO3, vyskytuje se ve vyprahlých oblastech, obzvláště na místech vyschlých jezer v Egyptě. Soda z těchto zdrojů byla již v pradávných dobách používána v Egyptě k mumifikaci a k výrobě skla. Takto získaný oxid uhličitý se znovu odvádí zpět do výroby. Vzniklý chlorid amonný je podroben reakci s hydroxidem vápenatým za vzniku odpadního chloridu vápenatého a uvolnění amoniaku který je znovu použit ve výrobě. Ca(OH)2 + 2 NH4Cl → CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O Výroba z trony minerál trona, Na2CO3.NaHCO3.2H2O, byl objeven r. 1937. Výroba z trony je ekologická, investičně málo náročná a poskytuje levný produkt. Výroba sody z trony kryje přibližně 30 % její celosvětové spotřeby.(USA, Keňa, Turecko). V USA jsou dnes v provozu jen čtyři Solvayovy jednotky a většina sody je vyráběna z trony. V Evropě, kde není trona k dispozici, se vyrábí soda stále Solvayovým postupem. Hydrogenuhličitan sodný (NaHCO3) jedlá soda, soda bicarbona, je bílý prášek rozpustný ve vodě za vzniku roztoku se zásaditým pH. - součást kypřicích prášků do pečiva a šumivých prášků do nápojů (E500). - součást náplně práškových hasicích přístrojů. - antacidum při překyselení žaludku („pálení žáhy“). Ze stejného důvodu bývá součástí krmných směsí pro zvířata. Zlepšuje bachorovou výkonnost, stabilizuje pH bachoru snížením kyselosti prostředí. Hydrogenuhličitan sodný je prekurzorem pro výrobu sody (Na2CO3) tzv. Solvayovým procesem: NH3 + H2O + NaCl + CO2 -> NH4Cl + NaHCO3 Dá se také použít pro bělení zubů, neutralizaci poleptání kyselinou, pro změkčení potravin vařených ve vodě, jako čistící prostředek v domácnosti, k pohlcení nežádoucích pachů, ... Jeho tepelný rozklad probíhá podle reakce: 2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 Kypřicí prášek (prášek do pečiva) funguje na principu uvolňování oxidu uhličitého do těsta acidobazickou reakcí, čímž vznikají v těstě bublinky a to se tak nakypřuje. Skládá ze zdroje oxidu uhličitého (typicky hydrogenuhličitan sodný), jedné nebo více kyselých solí a plnidla (škrob). Inertní škrob slouží k pohlcování vlhkosti a umožňuje také lepší sypání a promíšení s dalšími složkami těsta (prášek se také přesněji odměřuje, protože má větší objem). Reakci lze popsat jako kyselinou aktivovaný rozklad hydrogenuhličitanu: NaHCO3 + H+ → Na+ + CO2 + H2O Kyselé složky v kypřicím prášku jsou rychle účinkující (reaguje již při pokojové teplotě): hydrogenvinan draselný, dihydrogenfosforečnan vápenatý pomalu účinkující (reaguje až po zahřátí v troubě): síran hlinito-sodný, fosforečnan hlinito-sodný, dihydrogendifosforečnan sodný Autorem současné formy kypřícího prášku je A. Oetker Šumivé tablety se rozpouštějí ve vodě za vzniku CO2. Obsahují zdroj CO2, nejčastěji NaHCO3, a kyselou složku, nejčastěji kyselinu citronovou nebo kyselinu vinnou. Suché komponenty jsou smíseny a slisovány do tablet. Tablety jsou uchovávány v pevně uzavřeném obalu se sušidlem. Ve vodě dochází k rozpuštění a k reakci obou složek za vzniku bublinek CO2. Uhličitan amonný (NH4)2CO3 bílá krystalická nebo práškovitá látka - jako čichací sůl (pro křísení lidí, kteří omdleli) - v potravinářství se (společně s hydrogenuhličitanem amonným) označuje jako E503. = kypřidlo, zvláště v severní Evropě a Skandinávii („amonium“, „cukrářské droždí“) Uhličitan draselný K2CO3 potaš, je bílá, silně hygroskopická sůl kyseliny uhličité. Vodné roztoky jsou silně alkalické. Používá se převážně při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu, při výrobě mazlavých mýdel, je součástí pracích prášků, při výrobě pigmentů, v barvířství a běličství a při praní vlny, při výrobě léků, v analytické chemii, …. Používá se také pro přípravu kyanidu draselného a v zemědělství jako umělé hnojivo, také se používá ve vodních hasicích přístrojích. Vyrábí se reakci hydroxidu draselného a oxidu uhličitého 2 KOH + CO2 → K2CO3 + H2O Dříve též loužením popela ze dřeva. Uhličitan vápenatý CaCO3 bílá krystalická látka, vyskytuje se v několika krystalických modifikacích Termickým rozkladem (zahříváním) se uhličitan vápenatý rozkládá za vzniku oxidu vápenatého a oxidu uhličitého (pálení vápna): CaCO3 → CaO + CO2 CaO (pálené vápno) reaguje s vodou za vzniku Ca(OH)2 – hašeného vápna: CaO + H2O → Ca(OH)2 Hydroxid vápenatý je málo rozpustný ve vodě a jeho rozpustnost ve vodě s rostoucí teplotou na rozdíl od většiny pevných látek klesá. Při tuhnutí malty dochází k reakci hydroxidu vápenatého s oxidem uhličitým přítomným ve vzduchu: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O V přírodě se CaCO3 vyskytuje ve formě vápence. Je prakticky nerozpustný ve vodě. Pokud je ve vodě protékající přes vápencové skály rozpuštěn oxid uhličitý, dochází k přeměně nerozpustného uhličitanu vápenatého na rozpustný hydrogenuhličitan vápenatý: CaCO3 + CO2 + H2O → Ca(HCO3)2 Roztok hydrogenuhličitanu po malých kapkách dopadá na skálu a pomalu se z něj odpařuje voda a uvolňuje se oxid uhličitý. Při poklesu koncentrace oxidu uhličitého v roztoku dochází k rozkladu hydrogenuhličitanu zpět na uhličitan a dochází ke vzniku krápníků: Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O Islandský vápenec – čirý, chemicky čistý kalcit, při průchodu světelného paprsku dochází k dvojlomu. Tohoto jevu prý využívali Vikingové při navigaci lodí k určení polohy Slunce při zamračené obloze. Křída = drobivá, pórovitá a slabě zpevněná hornina, vyznačuje se vysokým stupněm čistoty (obsahem uhličitanu vápenatého až nad 90 %). Vzniká rozpadem schránek mořských mikroorganismů (Foraminifera, Coccolithophoridaea). Tyto organismy měly původně kalcitovou (ne aragonitovou) schránku. Protože je kalcit stabilní a nepodléhá v běžných povrchových podmínkách přeměnám, nedošlo k její výraznější diagenetické přeměně a lithifikaci na vápenec. Používá se k neutralizaci kyselých půd, jako plnidlo v chemickém a farmaceutickém průmyslu. Využívá se také k výrobě křídy jako psací potřeby (dnes je však převážná část křídy na tabuli vyráběna ze sádrovce) nebo k výrobě leštících prášků. Hydrogenuhličitan vápenatý a hořečnatý způsobují přechodnou tvrdost vody. Tu lze na rozdíl od tvrdosti trvalé (působena sírany obou prvků) odstranit varem. Hydrogenuhličitany se rozkládají a přecházejí na uhličitany. Dolomit CaMg(CO3)2 (uhličitan vápenato-hořečnatý), používá se na výrobu speciálních druhů cementu ve stavebnictví, ohnivzdorných materiálů a jako hnojivo. Vápenec je jemnozrnná až celistvá sedimentární hornina. V převážné míře (nad 80 %) je složena z uhličitanu vápenatého (CaCO3) ať už ve formě kalcitu, nebo aragonitu. Jako příměsi se vyskytují dolomit, siderit, křemen, jílové minerály a úlomky zkamenělin. Vznikají biochemicky a biomechanicky. Biochemicky vzniklé vápence byly vytvořeny biochemickými procesy organismů, například korálové útesy. Biomechanicky vzniklé vápence vznikají nahromaděním skořápek a ulit měkkýšů. Vápence se používají se k výrobě páleného vápna, cementu, drceného kameniva i pro ušlechtilou kamenickou výrobu, v metalurgii, chemickém průmyslu, papírenství a v mnoha dalších oborech. Jemnozrnný vápenec se používá pro tiskovou techniku zvanou litografie. Mramory (krystalické vápence) jsou přeměněné karbonátové horniny, které vznikly rekrystalizací původních vápenců nebo méně často dolomitů (krystalické dolomity). K přeměně dochází za vysoké teploty a tlaku. Mramory bývají hruběji zrnité než jemnozrnné vápence. Kalcitické mramory (krystalické vápence) obsahují více než 95 % kalcitu. Dolomitické mramory (krystalické dolomity) obsahují převážně dolomit. Kromě něj mohou obsahovat až 10% kalcitu. Využití: zejm. sochařství a stavebnictví, mramorový prach se používá jako brusivo v brusných pastách (i v zubních), plnidlo při výrobě lesklého papíru (tzv. křídový papír), na výrobu „umělého mramoru“, přidává se do barev, plastických hmot. Perleť je materiál, který vytvářejí někteří měkkýši uvnitř svých schránek. Obsahuje miniaturní aragonitové destičky, spojené s proteinovou složkou (konchiolinem). Používá se např. ve šperkařství Perla vzniká z cizí částečky, která se dostane dovnitř schránky perlorodky nebo i jiného mlže (může to být zrníčko písku nebo malý cizopasník) a obalí se perletí. První vrstvu tvoří konchiolin, který drží pohromadě následující vrstvy perleti. Skladba schránek. Periostrakum z konchiolinu (1). Ostrakum z kalcitu (2) a z aragonitu (3). Hypostrakum (perleťová vrstva) z aragonitu a konchiolinu (4). Fosgen COCl2 - chlorid karbonylu, dichlorid kys. uhličité: CO + Cl2  COCl2 - prudce jedovatý, dusivý plyn (v 1.svět. válce použit jako bojová látka) páchnoucí po shnilém ovoci, - používá se k syntézám v org. chemii. Kyselina mravenčí HCOOH - bezbarvá, štiplavě páchnoucí kapalina - středně silná jednosytná kyselina, s vodou se mísí neomezeně - teplem se rozkládá na CO a H2O Kyselina šťavelová (oxalová) (COOH)2 kryst. látka rozkládající se teplem či dehydrat. činidly: (COOH)2  CO2 + CO + H2O - středně silná kyselina, jedovatá látka, z vod. roztoků krystalizuje jako dihydrát dobře definované krystaly  odměrný standard pro acidobazické titrace šťavelany - šťavelany alk. kovů ve vodě dobře rozpustné, ostatní nerozpustné Diffenbachia maculata - stonek i jiné části rostliny obsahují krystaly šťavelanu vápenatého. Křemík Oxid křemičitý SiO2 - krystal. netěkavá, ve vodě nerozpustná látka, poskytuje řadu krystalových modifikací, chemicky velmi odolná látka (z kyselin se rozpouští jen v HF) - tavením s hydroxidy alk. kovů vznikají křemičitany: SiO2 + 2KOH  K2SiO3 + H2O - křemičitany alk. kovů rozpustné ve vodě, ostatní nerozpustné, chemicky odolné látky - křemičitany jsou soli velmi slabé kyseliny křemičité - SiO2. xH2O V přírodě jej nacházíme nejčastěji ve formě α-křemene, který je součástí např. žuly a pískovce. Kyselina křemičitá SiO2.x H2O - vznikne vytěsněním z křemičitanů alk. kovů silnější kyselinou jako gelovitá sraženina: Na2SiO3 + H2SO4 + xH2O  Na2SO4 + SiO2.(x+1)H2O - dehydratací (zahřátím) gelu kyseliny křemičité vznikne silikagel - univerzální sušidlo - snadná regenerace  zahřátím na 180 0C se voda uvolní - impregnuje se CoCl2 jako indikátorem: suchý je modrý, vlhký je růžový. Fytolity jsou mikroskopická tělíska, která se vytvářejí v listech, stoncích, kořenech, květech nebo plodech rostlin. Nejčastěji se jedná o inkrustace vznikající vně nebo uvnitř buněk hromaděním oxidu křemičitého (tzv. silikátové fytolity). Rozsivky jsou jednobuněčné řasy s dvojdílnou křemičitou schránkou. Křemelina (diatomit) je nezpevněná (sypká) hornina, která je tvořena většinou opálovými schránkami rozsivek, ty tvoří nejméně 40 % jejího objemu. Jde o velice jemnozrnný, práškovitý až jílovitý sediment. Čistá, má bílou barvu, bývá i nazelenalá, šedá, hnědavá dle příměsí. Vysoce kvalitní křemelina obsahuje kolem 90 % oxidu křemičitého. Důležitou vlastností pro využití je pórovitost, dosahující u dobrých druhů až 80 %. Objemová hmotnost vysušené křemeliny je 0,3–0,5 g/cm³, takže výrobky z ní plavou na vodě. Dalšími ceněnými vlastnostmi jsou tepelně izolační, žáruvzdornost, vysoká absorpční schopnost, odolnost vůči kyselinám atd. Zřejmě první průmyslové využití diatomitu představovala výroba dynamitu. Nitroglycerin smíchaný se zeminou bylo možné dále hníst a zpracovávat, aniž by hrozilo bezprostřední nebezpečí výbuchu. V dnešní době slouží zejména k výrobě filtrů (na oleje, tuky, ale též pivo a víno), jako plnidlo, k výrobě abraziv, zvukových, tepelných izolátorů, jako speciální stavební materiál (lehčené tvárnice), používá se i v zemědělství. Křemičitany (silikáty) se vyskytují v přírodě ve velkém množství. Jsou tvořeny tetraedrickými jednotkami SiO4, které jsou mezi sebou různým způsobem vázány. Kromě křemičitanů s izolovanými tetraedry SiO4 4- (např. olivín Mg2SiO4) existuje řada polykřemičitanů. Spojováním SiO4 vznikají různé struktury, ve všech strukturách platí, že dva sousedící tetraedry SiO4 mají společný vrchol: - křemičitany s ostrůvkovitou strukturou  spojením několika SiO4 (obvykle 3 či 6) do cyklické struktury, SiO4 jednotky mají 2 společné vrcholy, např. anionty Si3O9 6- křemičitany s řetězovitou strukturou  spojením SiO4 do dlouhých řetězců, SiO4 jednotky mají 2 společné vrcholy, anionty (SiO3 2-)n - křemičitany s vrstevnatou strukturou  propojení SiO4 v celé ploše, SiO4 jednotky mají 3 společné vrcholy, anionty (Si4O11 6-)n - křemičitany s prostorovou strukturou  SiO4 jednotky mají 4 společné vrcholy, (SiO2)n - křemičitany v nichž část atomů Si je nahrazena Al tvoří též prostorové sítě  hlinitokřemičitany s trojrozměrnou strukturou: např. živce (orthoklas KAlSi3O8) Spolu s křemenem patří křemičitany k nejrozšířenějším nerostům zemské kůry. Podle způsobu sdružování čtyřstěnů (tetraedrů) rozlišujeme 7 skupin silikátových minerálů: nesosilikáty (ostrůvkové křemičitany) – olivín, granát, zirkon, topaz sorosilikáty (skupinkové křemičitany) cyklosilikáty (kruhové křemičitany) – beryl, turmalín inosilikáty (řetězcové křemičitany) s jednoduchým řetězcem inosilikáty (řetězcové křemičitany) se zdvojeným řetězcem fylosilikáty (vrstvové křemičitany) – jílové, slídové a chloritové minerály tektosilikáty (skeletové křemičitany) – živce, zeolity, přírodní modifikace SiO2. 93 Vodni sklo = vodný roztok křemičitanu sodného (Na2SiO3). Ještě v druhé polovině dvacátého století, se používal ke konzervování vajec. Vejce se naskládala do láhve a zalila vodním sklem. Roztok ucpal póry ve skořápkách vajec a ta tak vydržela řadu měsíců. n Na2SiO3 → Sloužilo také k impregnaci papírových tkanin a jako plnivo do mýdel, jako lepidlo na lepení šamotového obložení kamen (reaguje se vzdušným oxidem uhličitým a tvrdne), ve stavebnictví k urychlení tuhnutí cementových směsí a k mineralizaci dřevěných konstrukcí (ochrana proti požáru). Vlivem vody a oxidu uhličitého dochází k vyloučení gelu SiO2.H2O, který dřevo mineralizuje. Dále se vodní sklo dodnes používá ve slévárenství jako pojivo do slévárenských forem a jader. S ethanolem reaguje za vzniku silikonu. Sklo je amorfní ztuhlá tavenina směsi křemičitanů - křemenné sklo. Křemenné sklo je chemicky i tepelně velmi odolné a za lab. teploty je chemicky atakováno pouze HF, má minimální tepelnou roztažnost  vysoká tepelná odolnost (do červena rozžhavené křemenné sklo lze ponořit do studené vody bez popraskání) Obsidián vzniká následkem rychlého kontaktu žhavé kyselé a viskózní lávy s chladným prostředím a následnému rychlému utuhnutí. Hornina je velmi bohatá na sloučeniny SiO2 a jedná se o přírodní formu skla. Tektit je hornina, která vzniká dopadem mimozemského tělesa na zemský povrch. Během dopadu se uvolňuje během krátké doby obrovské množství energie, která se přeměňuje na teplo, což má za následek proběhnutí metamorfních pochodů, během kterých se původní horniny přeměňují na novou horninu - tektit. Má převážně sklovitou strukturu a lze ho přirovnat k přírodnímu sklu. Tektity se vyskytují především na lokalitách v jižních Čechách a na západní Moravě (= vltavíny), v Austrálii, v jihovýchodní Asii, na Pobřeží slonoviny, v Severní Americe (přesněji ve státech Texas a Georgie). Vltavíny vznikly nejspíš společně se vznikem Rieského kráteru (mezi Norimberkem, Stuttgartem a Mnichovem, okolo městečka Nördlingen). Fulgurity vznikají zásahem blesku do písku, půdy či pevných hornin s dostatečným množství křemičitých částic. Při úderu blesku dochází k roztavení až varu (2950 °C) křemičitých částic, které po opětovném ztuhnutí zůstanou stavené v kusový útvar o velikosti řádově milimetrů, vzácně až metrů. Mívá podobu nerovných rourkovitých (často dutých) útvarů, kopírujících kanál blesku. Někdy mohou obsahovat molekuly fullerenů. Azbest (osinek) Je souborné označení různých vláknitých silikátů, jejichž společným znakem je spřádatelnost vláken, žáruvzdornost a poměrná chemická stálost. Typickou vlastností pro azbest je vytváření dlouhé tenké vláknité struktury, vlákna mají tendenci odštěpovat se po délce. Azbest se dříve masivně využíval jako protihořlavý materiál. Vzhledem k prokázání karcinogenních vlastností bylo používání azbestu v mnoha zemích světa zakázáno. Problém azbestu tkví v malých rozměrech jeho vláken, která jsou schopna (podobně jako jiné mikroskopické pevné částice) pronikat se vzduchem do dýchacích cest a dále do plic. Zde se azbest zabodává do plicních sklípků a postupem času může vzniknout rakovinné bujení (mesotheliom). Způsobuje také onemocnění zvané azbestóza (zaprášení plic azbestem) – vdechováním azbestových vláken dochází ke zjizvení plic, projevuje se dušnost, příp. kašel a nakonec vede ke smrti. Eternit je stavební materiál tvořený cementem a vláknitým pojivem, nejčastěji azbestem (v množství 8 až 12 obj %). Nejčastějším využitím jsou eternitové střechy. Polysiloxany (silikony) - připravují se kondenzací silanolů R3SiOH, silandiolů R2Si(OH)2 a silantriolů RSi(OH)3 (silanoly lze připravit hydrolýzou přísluš halogenidů) např.: - tepelně i chemicky velmi stálé tzv. silikonové oleje Vhodnými substituenty R (alkyly či aryly) lze dosáhnout požadovaných vlastností. Silikonový kaučuk (Lukopren) Germanium: GeO - černá krys.látka, hydratovaný je žlutý, rozpouští se v roztocích alk.hydroxidů na germanatany [Ge(OH)3]GeO2 - bezb. látka podobná SiO2, rozpouští se ale v roztocích alk. hydroxidů na germaničitany [Ge(OH)6] 2- Cín: SnO -modrá kryst. látka, vznikající vysušením bílého nerozpustného Sn(OH)2 Sn(OH)2 - amfoterní povahu, v kyselinách se rozpouští za vzniku cínatých solí: Sn(OH)2+ 2 H+ Sn2+ + 2 H2O v roztocích hydroxidů za vzniku cínatanů: Sn(OH)2 + OH- [Sn(OH)3]- SnO2 - obdoba SiO2, chemicky odolný, obtížně rozpustný ve vodě - tavením s alk. hydroxidy vznikají cíničitany typu SnO3 2-, z vodných roztoků vznikají cíničitany typu [Sn(OH)6]2- okyselením roztoků ciničitanů způsobuje vylučování gelovité kyseliny cíničité - tu lze považovat za hydratovaný oxid SnO2.x H2O - minerál kassiterit = surovina pro výrobu Sn Cínová glazura = bílá, netransparentní glazura, obsahující SnO2 (bílý pigment), často slouží jako podklad pro nanášení dalších barev. Majolika Delftská fajáns Habánská keramika Holíčská fajáns Tupeská keramika Olovo: Oxid olovnatý PbO - technický název klejt - vzniká oxidací olova vzdušným kyslíkem za zvýšené teploty (žlutý a červený podle způsobu přípravy) Pb(OH)2 - vzniká srážením olovnatých solí, bílá nerozpust. látka, stejně jako Sn(OH)2 amfoterní charakter. PbO2 - hnědá, nerozpust. látka, amfoterní charakter, v kyselinách olovičité soli, v hydroxidech vznikají olovičitany typu: [PbO3]2- nebo [PbO4] 4- (suchá cesta) nebo [Pb(OH)6] 2- (z roztoků) Minium (suřík) - tetraoxoolovičitan olovnatý Pb2[PbO4], zkráceně Pb3O4 (ve starší literatuře kysličník olovnato-olovičitý 2PbO.PbO2) pigment do základních nátěrů, chrání proti korozi Olovnaté sklo (olovnatý křišťál) obsahuje cca 18–40 hm% PbO. Přídavek oxidu olovnatého zvýšil index lomu skla a snížil teplotu jeho zpracování a viskozitu. Bylo oblíbené pro své dekorativní vlastnosti. Z obdobných důvodů byl PbO přidáván i do glazur (obsah cca 45-60 % PbO), od doby římské až po současnost. Olovnatá běloba 2 PbCO3 · Pb(OH)2 = světlostálý bílý pigment s vynikající krycí schopností, vhodný zejm. pro olejomalbu. Pro svou toxicitu byla olovnatá běloba postupně nahrazena nejprve barytovou nebo zinkovou a později titanovou bělobou. Až do konce 20. století byla olovnatá běloba používána do základních nátěrů na dřevo a hlavně antikorozních nátěrů na čisté povrchy kovů. Už od starověku byla používána i pro kosmetické účely. Připravuje se reakcí octanu olovnatého s oxidem uhličitým. Alžběta I. Anglická Octan olovnatý (CH3COO)2Pb sladké olovo, olověný cukr = jedovatá sloučenina olova. Krystalizuje jako trihydrát a dekahydrát. Připravuje se rozpouštěním oxidu olovnatého v ledové kyselině octové PbO + 2 CH3COOH → (CH3COO)2Pb + H2O. Starověcí Římané ho používali jako sladidlo a vyráběli ho vařením vinného moštu v olověných nádobách. Vzniklý sirup se nazýval defrutum a byl koncentrován na výsledný sirup zvaný sapa. Výhodou tohoto prvního syntetického sladidla byla také schopnost potraviny konzervovat. Ve středověku na počátku novověku se používal k léčbě pohlavních chorob a déletrvajících průjmů. Napouštěním rostlinných vláken roztokem octanu olovnatého vznikl doutnák, hořící rychlostí cca 10 cm/hod i ve vlhkém podnebí. Využíval jej doutnákový zámek u mušket a arkebuz. Na otravu sladkým olovem patrně zemřel papež Klement II. (+1047); nelze říci, zda šlo o travičství, nebo o nežádoucí důsledek léčby. Sloučeniny s dusíkem Kyanosloučeniny - obsahují skupinu -C  N Toxicita !! Dikyan (CN)2 - bezbarvý, hořlavý, jedovatý plyn, lze připravit opatrnou oxidací kyanidového iontu: 2 Cu2+ + 4 CN -  2 CuCN + (CN)2 - hydrolýzou vzniká kys. šťavelová: (CN)2 + 2 H2O  (COOH)2 + 2 NH3 Kyanovodík HCN - bezbarvá kapalina (b.v. 25,7 0C) - prudce jedovatý, páchne po hořkých mandlích Výroba HCN: CH4 + NH3 + 1,5 O2  HCN + 3 H2O CH4 + NH3  HCN + 3 H2 (procesy probíhají za vysoké teploty v přítomnosti katalyzátoru (Pt)) HCN ve vodě velmi slabá kyselina, slabší než uhličitá: KCN + H2O + CO2  KHCO3 + HCN Kyanidy kyanidy alkalických kovů a kovů alk. zemin jsou ve vodě rozpustné a jsou prudce jedovaté ! (kyanid draselný = cyankali) kyanidy přechodných kovů jsou nerozpustné, rozpustné jsou kyanokomplexy: Ni(CN)2 + 2 KCN  K2[Ni(CN)4] Cyklon B (německy Zyklon B) byl obchodní název insekticidu německé firmy IG Farben. Je to granulovaná křemelina nasycená kyanovodíkem, ze které se po otevření obalu začal uvolňovat plynný kyanovodík (HCN). V Lučebních závodech Draslovka v Kolíně je vyráběn analogický přípravek pod obchodním názvem Uragan D2. Používá se jako dezinsekční a deratizační prostředek při plynování (fumigaci) např. v zemědělství. Od roku 1941 začal být používán jako nástroj genocidy v plynových komorách koncentračních táborů během druhé světové války, především v táborech Osvětim a Majdanek. CN - velmi dobrý ligand (nukleofilní chování)  vytváří pevné komplexy s přechodnými i nepřechodnými kovy. K4[FeII(CN)6 ] - žlutá krevní sůl K3 [ FeIII (CN)6] - červená krevní sůl FeIII 4 [ FeII(CN)6]3 - berlínská (pruská) modř FeII 3 [ FeIII(CN)6]2 - Turnbullova modř Kyanidové loužení = metoda těžby zlata, provádí se působením velmi zředěného (0,1-0,2%) roztoku KCN nebo NaCN a vzdušného kyslíku na jemně rozemletou zlatonosnou horninu. Dochází k oxidaci a rozpuštění zlata: 4 Au + 8 CN- + O2 + 2 H2O → 4 [Au(CN)2]- + 4 OHZlato ve formě komplexního kyanidu [Au(CN)2]− přejde do roztoku, ze kterého se posléze vyloučí cementací práškovým zinkem. Amygdalin je přírodní kyanogenní glykosid vyskytující se např. v mandlích, jádrech slivoně americké, meruňky obecné, jabloně domácí, střemchy pozdní a bobkovišně lékařské. Při požití amygdalinu hrozí otrava kyanovodíkem, nebezpečná může být už dávka 10 hořkých mandlí nebo jadérka z dvou kilogramů jablek. Linamarin je přírodní kyanogenní glykosid obsažený v manioku jedlém, fazolu měsíčním a lnu setém. Před konzumací musí být rostliny podrobeny tepelné úpravě. Dikyanamid C2N– 3 vzniká rozladem 2-cyanoguanidinu. Používá se v organické syntéze. Kyanamid NH2CN = bezbarvá krystalická látka, snadno dimerující na dikyandiamid. Kyanamid i jeho dimer se vyrábějí z kyanamidu vápenatého (dusíkatého vápna). Používají se při výrobě heterocyklických sloučenin a umělých hmot. Používá se také jako antabus. Kyanamid vápenatý (dusíkaté vápno) - vzniká zahříváním CaC2 elektrické peci (cca 1100 °C) kterou proudí dusík. CaC2 + N2 → CaCN2 + C Používá se jako hnojivo. CaCN2 + 3 H2O → 2 NH3 + CaCO3 CaCN2 + H2O + CO2 → CaCO3 + H2NCN Kyselina kyanatá - HOCN - slabá kyselina, kapalina - kyanatany vznikají oxidací kyanidů Kyseliny isokyanatá HNCO - kapalina, nestálá a jedovatá = tautomer kyseliny kyanaté Kyselina fulminová HCNO - kys. třaskavá fulmináty jsou nestálé a snadno se explozivně rozkládají, využívají se jako třaskaviny nebo jako detonátory pro jiné explozivní materiály. Hg(CNO)2, třaskavá rtuť – součást rozbušek Močovina CO(NH2)2 diamid kyseliny uhličité, urea, karbamid. Močovina byla tak první organickou sloučeninou vyrobenou čistě z anorganických látek (F. Woehler 1828). Močovina se nachází v moči savců, obojživelníků a některých ryb. Složka hnojiv a krmiv (zdroj dusíku), surovina pro výrobu plastických hmot a lepidel, přísada do kosmetiky a bělicích zubních past, součást náplně hasicích přístrojů. V uhelných elektrárnách a dieselových motorech se používá pro redukci emisí NOx, Alternativa kamenné soli při rozmrazování silnic a přistávacích ploch (močovina nezpůsobuje korozi v takovém rozsahu jako sůl nevýhodou je přílišné bujení plevelné zeleně). Kyanurchlorid (2,4,6-trichlor-1,3,5-triazin) – trimer chlorkyanu. Vyrábí se ve dvou krocích z kyanovodíku přes meziprodukt chlorkyan, který se trimerizuje za zvýšené teploty na uhlíkovém katalyzátoru: HCN + Cl2 → ClCN + HCl 3 ClCN → (ClCN)3 Je prekurzorem pro výrobu triazinových pesticidů, barviv a zesíťovacích činidel. Chlorkyan je pseudohalogenid je za běžných podmínek snadno kondenzující bezbarvý plyn. Je rozpustný ve vodě, alkoholech a diethyletheru. Vyrábí se oxidací kyanidu sodného chlorem. Reakce probíhá přes meziprodukt dikyan (CN)2. NaCN + Cl2 → ClCN + NaCl V přítomnosti kyselin trimerizuje na kyanurchlorid. S vodou pomalu hydrolyzuje za uvolňování kyanovodíku: ClCN + H2O → HCN + HClO Chlorkyan je vysoce toxickým krevním jedem, kdysi se uvažovalo o použití jako chemická zbraň. Bromkyan je za pokojové teploty tuhou látkou, používá se v analýze peptidů. Příprava a reakce bromkyanu jsou obdobné chlorkyanu. Kyselina kyanurová je cyklický trimer kyseliny isokyanaté (HOCN). Vyrábí se tepelným rozkladem močoviny: 3 H2N-CO-NH2 → [C(O)NH]3 + 3 NH3 Kyselina kyanurová je netoxická, s melaminem poskytuje extrémně nerozpustné krystaly, vedoucí k tvorbě ledvinových kamenů a potenciálně k selhání ledvin a k smrti. To se stalo v případě psů a koček při kontaminaci krmiva v roce 2007 a u dětí při kontaminaci čínského mléka v roce 2008. Melamin (2,4,6-triamino-1,3,5-triazin) se používá při výrobě umělých hmot a průmyslových hnojiv. Ve vodě se rozpouští jen velmi málo. Při hoření melaminu se uvolňuje N2, který tlumí oheň. Někdy je melamin nezákonně přidáván do potravin, aby maskoval nedostatečný obsah bílkovin. Melamin je sám o sobě v malých dávkách netoxický, v kombinaci s kyselinou kyanurovou však může vést ke vzniku ledvinových kamenů, protože s ní tvoří nerozpustný melamin kyanurát. Nitrid křemičitý Si3N4 = inertní, tvrdá pevná látka, rozpustná jen ve zředěné HF a horké H2SO4. Používá se k výrobě řezných nástrojů, automobilových svíček, integrovaných obvodů. Nitrid germaničitý Ge3N4 = hnědý prášek. Sloučeniny se sírou Sirouhlík CS2 = toxická těkavá kapalina, využívá se při výrobě viskózy, celofánu, kaučuku apod. a jako rozpouštědlo. Thiomočovina = činidlo v organické syntéze Thiofosgen = činidlo v organické syntéze Kyselina thiouhličitá Kyselina thiokyanatá (rhodanovodíková) HSCN - bezbarvá, olejovitá kapalina - silná kyselina, s vodou se mísí v každém poměru soli thiokyanatany (rhodanidy) - rhodanidy i rhodanokomplexy většinou dobře rozpustné ve vodě Příprava: 8 CN− + S8 → 8 SCN− CN− + S2O3 2− → SCN− + SO3 2− - analyticky známý je komplex [Fe(SCN)6]3vykazující intenzivní purpurové zbarvení