Triely •B - nekov; Al, Ga, In, Tl - kovy • •- elektronová konfigurace: ns2np1, • oxidační číslo: BIII; AlIII, GaIII,I, InIII,I a TlIII,I • -k chemickým vazbám využívají elektrony s2p1 (tři hybridní orbitaly sp2) - •- s atomovým číslem roste iontový podíl vazby • Boron - Wikipedia Chemical Elements - Aluminium Gallium - Assignment Point Thallium - Wikipedia B, Al, Ga, In, Tl B Al Ga In Tl •- B a Al tvoří kovalentní sloučeniny, které jsou elektronově deficitní Þ chovají se jako Lewisova kyselina, mají tendenci doplnit sextet elektronů na oktet tvorbou komplex. aniontu, např.: • BF3 + F- ® [BF4]- • •- naproti tomu Tl se chová jako alkalický kov (typicky iontová vazba) • - stálost mocenství +III podél skupiny klesá a roste stálost +I • (u Tl je +I velmi stálé – vliv relativistického efektu) • Periodic Table Of Elements Boron Family - About Elements Periodic Table Boron Family - Periodic Table Timeline Bor se vyskytuje v třech modifikacích, základem jejich struktury je ikosaedr B12. Atomy boru jsou v ikosaedru pospojované se sousedy 5 delokalizovanými vazbami. Jednotlivé modifikace se liší uspořádáním ikosaedrů v krystalické struktuře, případne i přítomností i jiných seskupení (B6, B10), nebo i přítomností jednotlivých atomů boru. Krystalický bor je mimořádně tvrdý a má vysoké teploty tání a varu. Má šedočernou baru a kovový lesk. Amorfní bor je hnědá práškovitá tuhá látka, jejíž hustota je nižší než hustota krystalické formy. Zobrazit zdrojový obrázek https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/9f/Brown-boron.jpg/330px-Brown-boron.jpg Bor (β-rhombohedral) Bor hybridizace boru Srovnání boru a ostatními prvky III. A skupiny Bor je jediný nekov ve skupině a na rozdíl od ostatních prvků této skupiny nevodič. Body tání a varu boru jsou mnohem vyšší než u ostatních prvků této skupiny. Vyskytuje se jako jediný ve dvou modifikacích (krystalický a amorfní). Bor tvoří pouze kovalentní sloučeniny, ostatní prvky ze skupiny tvoří též sloučeniny iontové. Oxosloučeniny boru jsou kyselé, u ostatních prvků amfoterní či bazické. Trihalogenidy boru se vyskytují i jako monomery, u ostatních prvků jen jako dimery. Nekovy s vysokým bodem tání, nevodiče. Hodnoty elektronegativit boru B (2,0) a křemíku Si (1,8). Oba prvky mají téměř shodné hodnoty ionizačního potenciálu B3+ (3/41 = 0,073) a Si4+ (4/54 = 0,074) Oba prvky lze připravit z oxidů redukcí hořčíkem B2O3 + 3 Mg = 2 B + 3 MgO SiO2 + 2 Mg = Si + 2 MgO V přírodě se nevyskytují jako volné, lze je najít ve formě oxosloučenin - boritanů, resp. křemičitanů. Oba prvky existují ve 2 alotropických formách (krystalické a amorfní). Oba prvky tvoří těkavé hydridy, B2H6 a SiH4, a kyselé hydroxysloučeniny B(OH)3 a Si(OH)4. Diagonální podobnost boru a křemíku •Bor má vysoký bod tání (2300 0C), na vzduchu je stálý. Ve sloučeninách je vázán výlučně kovalentními vazbami. • •Podobnost spíše s Si, než s Al (diagonální podobnost mezi B a Si v periodické tabulce), kyselina boritá je podobná kys. křemičité; B(OH)3 je kyselina, ale Al(OH)3 převážně zásaditý s částečně amfoterním chováním. • • Ve sloučeninách vystupuje bor většinou v oxidačním stavu III, vzácně též I a II. Ze sloučenin jednomocného boru jsou známy např. nestabilní fluorid borný BF a chlorid borný BCl, dvojmocný bor je znám ve formě nestabilního oxidu bornatého BO a jodidu bornatého B2I4. • •Bor se vyznačuje vysokou chemickou odolností a to i proti silným okysličovadlům, nereaguje ani s kyselinou fluorovodíkovou, ale oxiduje se horkou kyselinou dusičnou a sírovou a při teplotě přes 600°C reaguje s vodní párou: •B + 3HNO3 → H3BO3 + 3NO2 2B + 3H2SO4 → 2H3BO3 + 3SO2 2B + 3H2O → B2O3 + 3H2 •Amorfní bor reaguje s roztoky i taveninami hydroxidů alkalických kovů: •2B + 2NaOH + 6H2O → 2Na[B(OH)4] + 3H2 2B + 6NaOH → 2Na3BO3 + 3H2 Za laboratorní teploty bor reaguje přímo pouze s fluorem, s ostatními halogeny se slučuje až při teplotách nad 400 °C. Se sírou se slučuje na sulfid boritý B2S3 při teplotách nad 600 °C, za zvláštních podmínek vytváří také sulfid zajímavého složení B8S16. S fosforem reaguje při teplotě 1000 °C za vzniku fosfidu BP, teprve při teplotě 2000°C reaguje s uhlíkem. Díky své vysoké afinitě ke kyslíku a k dalším elektronegativním prvkům, je bor, za vhodných podmínek, schopen vytěsňovat kovy z oxidů, chloridů a sulfidů. S řadou přechodných kovů reaguje za tvorby boridů se zajímavými vzorci, např. Cr5B3, Re7B3, Pd5B2 nebo Ru11B8. Krystalický bor, se pro svou vysokou tvrdost používá jako složka brusných směsí a jako přísada ocelí zlepšuje jejich kalitelnost. Bor je také důležitým legujícím prvkem při přípravě řady slitin hliníku. Jeho přídavkem se podstatně zjemňuje struktura slitin a zvyšuje schopnost hliníku zachytávat neutrony, přídavek boru současně zvyšuje elektrickou vodivost čistého hliníku. Využití boru v jaderné energetice je založeno na velkém účinném průřezu izotopu 10B vůči tepelným neutronům a je výhodné i proto, že produkty reakce jsou stálé neradioaktivní Li a He. Proto se využívá bor, podobně jako beryllium, k výrobě řídicích tyčí v reaktorech a neutronových zrcadel v jaderných reaktorech. Bor je jeden z mála prvků, které přicházejí v úvahu jako palivo pro jadernou fúzi. Bor a jeho sloučeniny barví plamen intenzivně zeleně. Tento jev se uplatňuje při přípravě směsí pro pyrotechnické účely a v analytické chemii slouží jako důkaz přítomnosti boru. Významné místo patří sloučeninám boru ve sklářském a keramickém průmyslu. Tzv. borosilikátová skla se vyznačují vysokou tepelnou odolností a pod označením Pyrex (v Česku Simax) slouží k výrobě chemického i kuchyňského nádobí. V keramice nalézá bor uplatnění především jako složka emailů a glazur. Uplatňuje se při výrobě mýdel a detergentů, a žáruvzdorných materiálů. Směs neodymu, železa a boru je využívána pro výrobu permanentních NdFeB magnetů. K minerálům boru patří např. borax Na2B4O7·10H2O, pro průmyslovou těžbu má dnes v celosvětovém měřítku rozhodující význam colemanit Ca2B6O11·5H2O. Výroba amorfního boru se provádí metalotermickou redukcí oxidu boritého B2O3 kovovým sodíkem, hořčíkem nebo hliníkem: B2O3 + 6Na → 2B + 3Na2O B2O3 + 3Mg → 2B + 3MgO B2O3 + 2Al → 2B + Al2O3 Surový amorfní bor se zbavuje nečistot varem se zředěnou kyselinou chlorovodíkovou nebo promýváním kyselinou fluorovodíkovou. Výroba krystalického boru se provádí redukcí bromidu boritého BBr3 vodíkem při teplotě přes 1200°C nebo redukcí chloridu boritého BCl3 zinkem za teploty 900°C. 2BBr3 + 3H2 → 2B + 6HBr 2BCl3 + 3Zn → 2B + 3ZnCl2 Velmi čistý bor je možné připravit termickým rozkladem jodidu boritého BI3 při teplotě 1000 °C na elektricky žhaveném wolframovém vlákně (van Arkelova a de Boerova metoda) 2BI3 → 2B + 3I2 nebo redukcí chloridu boritého vodíkem působením vysokofrekvenčního elektrického výboje (Hackspillova metoda). Boromycin.png Boromycin = polyether-macrolidové antibiotikum. Bylo izolováno z bakterií Streptomyces antibioticus. Účinkuje proti většině Gram-pozitivních bakterií, proti Gram-negativním bakteriím je neúčinné. Boromycin poškozuje cytoplazmatickou membránu, což vede ke ztrátě K+ iontů z buňky a k její následné smrti. Zobrazit zdrojový obrázek Mezi další způsoby výroby boru patří termický rozklad boranů a tavná elektrolýza fluoroboritanů. Organické sloučeniny boru je na čerstvém řezu stříbřitě bílý, lesklý a velice lehký kov, s vysokou odrazivostí světla (zrcadla) i UV záření. Na vzduchu se povrch hliníku poměrně rychle pokrývá vrstvou oxidu Al2O3 - vůči čisté vodě odolný, roztoky solí odstraňují ochrannou vrstvu Þ rychlá koroze; odolnost hliníku vůči korozi se zvyšuje zesílením vrstvičky Al2O3 na povrchu kovu a to buď chemicky (v roztoku chromanu), nebo častěji elektrolyticky (eloxování). Ve sloučeninách se hliník nejčastěji vyskytuje v oxidačním stavu III, sloučeniny jednomocného a dvojmocného hliníku jsou méně obvyklé: 1. nestabilní chlorid hlinný AlCl je meziproduktem při chemické rafinaci hliníku 2. oxid hlinatý AlO, dvojmocný hliník se vyskytuje v řadě organických sloučenin. Hliník je prvek s amfoterním charakterem. S kyselinami tvoří hlinité soli Al3+, se silnými zásadami reaguje hliník za vzniku tetrahydroxohlinitanů [Al(OH)4]-: 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 2AL + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 Hliník Reakce hliníku s kyselinou dusičnou probíhají bez vývoje vodíku, se zředěnou kyselinou vzniká oxid dusný, reakcí hliníku s velmi zředěnou kyselinou dusičnou vzniká dusičnan amonný: 8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O 8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O S halogeny se slučuje přímo, reakce jsou silně exotermní, s kapalným bromem reaguje práškový hliník prudce za vývoje plamene. Se selenem a tellurem reaguje explozivně za vzniku selenidu Al2Se3 a telluridu Al2Te3. S dusíkem se slučuje na nitrid AlN až za teplot 800-1200°C, s amoniakem reaguje za tvorby nitridu až při teplotě nad 600°C, Přímá reakce hliníku se sírou probíhá za vzniku snadno hydrolyzujícího sulfidu hlinitého Al2S3 již od teploty 150°C. Již za mírně zvýšené teploty okolo 70 – 100 °C reaguje s peroxidy a hyperoxidy alkalických kovů za vzniku alkalických hlinitanů: 3Na2O2 + 2Al → 2NaAlO2 + 2Na2O NaO2 + Al → NaAlO2 •Vodné roztoky hlinitých solí jsou bezbarvé, nerozpustné •hlinité sloučeniny jsou bílé látky. Jednou z mála známých •barevných sloučenin hliníku je karbid Al4C3. • • • • •Hliník je nejrozšířenější kov a je třetí nejrozšířenější prvek zemské kůry. V přírodě se v ryzí formě obvykle nevyskytuje, sloučeniny hliníku jsou rozptýleny v zemské kůře. •Mezi nejdůležitější minerály hliníku patří orthorombický boehmit Al2O3·H2O a monoklinický gibbsit Al2O3·3H2O (hlavní složky bauxitu), kryolit Na3AlF6 a korund Al2O3. • •Hlavní surovinou pro výrobu hliníku je bauxit, hornina obsahující Al2O3 ·2H2O a hydroxidy hliníku • autochtonní bauxit, méně kvalitní, primární zvětralinový materiál vázaný na matečnou horninu. • alochtonní bauxit, kvalitnější sekundární sedimentární materiál, tvořený sedimentárními vrstvami z materiálu připlaveného ze značné dálky. Vyšší kvalita sekundárního bauxitu je způsobena vymytím nežádoucích příměsí SiO2 a Fe2O3 během transportu a následné sedimentace. Al4c3 structure 1) Výroba hliníku se od roku 1886 provádí elektrolytickým rozkladem oxidu hlinitého rozpuštěného v roztaveném kryolitu - Hallův-Héroultův postup. Čistý oxid hlinitý pro elektrolýzu se připravuje různými metodami, které se volí podle poměru hmotnosti oxidu hlinitého k hmotnosti oxidu křemičitého. Poměrně univerzální je alkalická spékací metoda, která spočívá ve vypalování bauxitu, vápence a sody v rotační peci. Vypálené slínky se vylouží vodou, vzniklý hlinitan sodný Na[Al(OH)4] se rozkládá oxidem uhličitým na hydrát hlinitý, ten se po odfiltrování kalcinuje za vzniku oxidu hlinitého. Pro bauxity s nízkým obsahem křemene se používá mokrý, Bayerův způsob přípravy oxidu hlinitého, který spočívá v rozkladu mletého, žíhaného bauxitu hydroxidem sodným za zvýšeného tlaku a teploty v autoklávech různé konstrukce. Vzniklý roztok hlinitanu sodného se filtrací zbaví nečistot (Fe(OH)2, hydratovaný SiO2), podrobí hydrolýze a rozkladu pomocí oxidu uhličitého, následně se kalcinuje na oxid hlinitý. Vedlejším produktem Bayerova způsobu je soda, která se kaustifikuje vápnem za vzniku hydroxidu sodného, ten se vrací zpět na začátek procesu. Výroba hliníku Méně používaný je kyselý způsob přípravy oxidu hlinitého, při kterém se na rudu působí roztokem minerálních kyselin. Hliník přechází do roztoku jako hlinitá sůl příslušné kyseliny. Soli se podrobí hydrolýze, vzniklý hydroxid hlinitý se kalcinuje za vzniku oxidu hlinitého. Buchnerův způsob přípravy oxidu hlinitého spočívá v loužení rudy kyselinou dusičnou v autoklávu. Vzniklý dusičnan hlinitý se čistí frakční krystalizací, následnou kalcinací vzniká oxid hlinitý a kyselina dusičná, která se vraci do procesu. Goldschmidtův způsob využívá loužení rudy kyselinou siřičitou. Haglundův způsob spočívá v tavení rudy, pyritu a uhlí v elektrické peci, hliník přechází do strusky ve formě oxidu a sulfidu, struska plave na slitině železa a křemíku. Následuje rozklad strusky kyselinou chlorovodíkovou, sulfid hlinitý se rozkládá za vývoje sirovodíku, zbytkem je čistý oxid hlinitý. Důležitým vedlejším produktem všech způsobů přípravy oxidu hlinitého je gallitan sodný NaGaO2, ze kterého se získává gallium. 2) Kromě elektrolytického způsobu je také možná karbotermická výroba hliníku z oxidu hlinitého. Karbotermická redukce se provádí koksem v šachtové nebo elektrické obloukové peci za teplot přes 2000°C. Dvoustupňový průběh redukce popisují rovnice: 2Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO Al4C3 + Al2O3 → 6Al + 3CO Další možností je tzv. Tóthův proces, který je založen na redukci chloridu hlinitého manganem. Vstupní surovinou není bauxit, ale kaolín a jíly se zvýšeným obsahem hliníku. Suroviny se po kalcinaci podrobí chloraci, vzniklý chlorid se redukuje manganem při teplotě 260°C. Rafinace Surový elektrolytický hliník dosahuje čistoty 99,5%, pro zvláštní účely se dále elektrolyticky nebo chemicky rafinuje až na čistotu 99,999%. Při elektrolytické rafinaci se jako elektrolyt používá tavenina chloridu barnatého a fluoridu hlinitého, surový hliník se slévá s mědí pro dosažení vyšší hustoty, rafinovaný hliník plave na povrchu elektrolytu. Při chemické rafinaci se na roztavený surový hliník při teplotě 1200 °C působí parami chloridu hlinitého za vzniku chloridu hlinného AlCl. Vzniklý subchlorid se po ochlazení na 700°C rozkládá zpět na chlorid hlinitý a čistý tekutý hliník, chlorid hlinitý se recykluje. Tento postup se nazývá subchloridová metoda rafinace hliníku. Další chemickou metodou rafinace hliníku je zavádění chloru do taveniny, většina přítomných příměsí přechází na chloridy, které se usazují na povrchu taveniny. Mezi další metody rafinace hliníku patří např. vakuový způsob, k odstranění vodíku se používá probublávání argonem a dalšími inertními plyny. Na velmi vysokou čistotu se hliník rafinuje speciálními postupy mezi které patří např. zonální rafinace, frakční krystalizace nebo elektrolýza z roztoku organických rozpouštědel - Na[Al(C2H5)3F]·Al(C2H5)3. Hliník se používá čistý nebo ve formě slitin jako konstrukční materiál. Slitiny hliníku mají všestranné použití, jsou lehké a pevné. Hlavním legujícím prvkem hliníkových slitin je Si, který zvyšuje pevnost a slévárenské vlastnosti a v kombinaci s hořčíkem umožňuje vytvrzování. Nejdůležitější slitiny hliníku jsou magnalium (10-35 % Mg), duraluminium (Cu, Mg, Mn, Si), silumin (13 -25 % Si), hydronalium (Mg) nebo pental (Mg, Si). Mezi nejpevnější slitiny hliníku patří slitiny se Zn, Mg, Ti, Cr a Cu. Praktické využití hliníku i jeho slitin je velmi rozmanité. Největší množství, více než 40 % celosvětové produkce hliníku se spotřebovává na výrobu plechovek na nápoje, 24 % hliníku spotřebuje automobilový průmysl, 12 % hliníku najde uplatnění v elektrotechnice (el. vodiče), 8 % se využívá ve stavebnictví, 3% vyrobeného hliníku se vyžívají v leteckém průmyslu nebo k výrobě hliníkového nádobí. Jako potravinářské barvivo E 173 se hliník využívá k barvení dortů a cukrovinek. Použití hliníku Hliník se využívá v tzv. aluminotermickém (termitovém) procesu, který má široké použití při výrobě kovů: směs příslušného oxidu a práškového hliníku se zapálí, za vysoké teploty proběhne redukce oxidu hliníkem, např.: 3 Mn3O4 + 8 Al → 4 Al2O3 + 9 Mn Cr2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Cr Nejznámějším příkladem je termit, což je směs práškového hliníku a oxidu železitého v poměru 1:3. 2 Al + Fe2O3 → 2 Fe + Al2O3 8 Al + 3 Fe3O4 → 9 Fe + 4 Al2O3 Je využívána pro svařování kolejnic. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/97/Thermite_skillet.jpg https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/0a/Thermite_mix.jpg Aluminotermie Organokovové sloučeniny hliníku Organohlinitý hydrid (C4H9)2AlH je hydrogenační a redukční činidlo v řadě organických syntéz. Triethylaluminium (C2H5)3Al používané jako katalyzátor polymerace alkenů (Zieglerův-Nattův katalyzátor). Triethylalkoholát hlinitý (C2H5O)3Al je katalyzátorem při přípravě esterů karboxylových kyselin z aldehydů (Tiščenkova reakce). Dioctan hlinitý HOAl(C2H3O2)2 se připravuje reakcí hlinitanu sodného (NaAlO2) s kyselinou octovou. Používá v lékařství (Burowův roztok) na obklady otoků - působí chladivě a pomáhá otoky vstřebávat. Aluminum Subacetate Topical Solution Gallium = bílý lesklý kov; velmi nízký bod tání 29,78 0C; chemicky podobný Al; ve sloučeninách vystupuje gallium nejčastěji jako trojmocné, vlastnosti gallitých sloučenin se podobají vlastnostem sloučenin hlinitých (např. oxid gallitý je stejně jako oxid hlinitý amfoterní). Sloučeniny gallia v dalších oxidačních stavech nejsou příliš rozšířené, je znám např. nestabilní oxid gallný Ga2O, který se chová jako extrémně silné redukční činidlo. Oxid gallný nelze získat přímou reakcí z prvků, připravuje se reakcí oxidu gallitého s galliem při teplotě 500°C: Ga2O3 + 4Ga → 3Ga2O Zajímavostí jsou sloučeniny gallnaté, které se sice elektrochemicky jeví jako dvoumocné, ale ve skutečnosti se pravděpodobně jedná o směs Ga+ a Ga3+. Velká objemová roztažnost během fázového přechodu: při tuhnutí gallium zvětšuje svůj objem o více než 3% a nesmí se proto, z bezpečnostních důvodů, uchovávat ve skleněných ani kovových nádobách. Na vzduchu je gallium stálé, má amfoterní vlastnosti, za tepla se dobře rozpouští v běžných minerálních kyselinách za vzniku gallité soli 2Ga + 6HCl → 2GaCl3 + 3H2 Ga + 6HNO3 → Ga(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O Reaguje s hydroxidy alkalických kovů za vzniku tetrahydroxogallitanů nebo diaquatetrahydroxogallitanů: 2Ga + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Ga(OH)4] + 3H2 2Ga + 2KOH + 10H2O → 2K[Ga(OH)4(H2O)2] + 3H2 Gallium ochotně reaguje s vodným roztokem amoniaku nebo uhličitanů alkalických kovů: 2Ga + 2(NH3·H2O) + 6H2O → 2NH4[Ga(OH)4] + 3H2 2Ga + 2Na2CO3 + 8H2O → 2Na[Ga(OH)4] + 3H2 + 2NaHCO3 S horkou vodou reaguje za vzniku hydroxidu gallitého a vývoje vodíku: 2Ga + 6H2O → 2Ga(OH)3 + 3H2 Již za běžných teplot gallium prudce reaguje s fluorem, chlorem a bromem za vzniku fluoridu galllitého GaF3, chloridu gallitého GaCl3 a bromidu gallitého GaBr3, pouze s jodem se na jodid gallitý GaI3 slučuje až po zahřátí. Se sírou reaguje až za teploty 1200°C za vzniku sulfidu gallitého Ga2S3. S dusíkem přímo nereaguje, nitrid gallitý GaN lze získat reakcí s amoniakem při teplotách přes 1200°C: 2Ga + 2NH3 → 2GaN + 3H2 S vodíkem tvoří těkavý hydrid gallan GaH3, který je stabilní pouze při teplotách pod -30°C a velmi nestabilní digallan Ga2H6, naopak vysokopolymerní hydrid [GaH3]x je stabilní. Velmi nestabilní jsou i hydridogallitany těžkých kovů, zejména hydridogallitan stříbrný AgGaH4 nebo thallitý Tl(GaH4)3, naopak hydridogallitany alkalických kovů jsou stálé. Gallium společně s indiem patří mezi jediné dva kovy, které netvoří karbidy. V přírodě se gallium vyskytuje velmi vzácně, téměř vždy doprovází hliník, bývá izomorfní příměsí zinku ve sfaleritu a ve stopových množstvích je obsaženo v uhlí. Výroba galia se v minulosti nejčastěji prováděla kyselým loužením odpadních produktů po sulfidickém pražení rud zinku, dnes se gallium ve formě gallitanu sodného NaGaO2 získává extrakcí eterem z odpadních produktů při výrobě hliníku. Kovové gallium se z roztoku galitanu sodného získává elektrolýzou v alkalickém prostředí, katodou je kapalné gallium, anoda je grafitová. Na velmi vysokou čistotu se gallium čistí zonální rafinací, podobným způsobem jako křemík. All images All images All images Gallium se používá k pokovování vysoce kvalitních zrcadel, k výrobě polovodičů, ferritů a speciálních slitin s velmi nízkou teplotou tání. Slitina gallia s indiem taje již při 16°C. Slitina galistan (Ga, In, Sn) má teplotu tání -20°C a používá se jako náhrada rtuti v teploměrech. Slitina gallia s cínem a bismutem se používá na zubní plomby. Intermetalické sloučeniny gallia s plutoniem PuGa, Pu3Ga a Pu6Ga se používají k legování plutonia. Přídavek gallia zlepšuje jeho mechanické vlastnosti, zejména tvářitelnost a obrobitelnost, nutnou k výrobě jaderných zbraní. Radioaktivní izotopy gallia 67Ga a 68Ga se využívají v medicíně jako radiofarmaka. Tenkovrstvý fotovoltaický článek CIGS (Copper Indium Gallium DiSelenide): mezi hlavní výhody článku CIGS patří zejména jeho citlivost na červenou složku světla. CIGS dokonaleji využívá energii difuzního světla, které převládá při zatažené obloze nebo mlze. Tenkovrstvý fotoelektrický článek CIGS je účinnější při malém osvitu a v těchto podmínkách překonává účinnost klasických FV modulů z křemíku. Výhod článku CIGS využívají pokročilé trubicové fotovoltaické panely druhé generace. Maltolát gallitý Ga(C6H5O3)3 je účinné chemoterapeutikum (protizánětlivé účinky). Kosmetický pleťový krém obsahující gallium maltolát se prodává pod názvem Gallixa. Zobrazit zdrojový obrázek Organokovové sloučeniny gallia Obsah obrázku hygienické potřeby, hrníček, stůl, jídlo Popis byl vytvořen automaticky Indium stříbrobílý lesklý kov, měkký (lze krájet nožem), na vzduchu je poměrně stálé, jen velmi pomalu se pokrývá vrstvou žlutozeleného oxidu inditého In2O3. Ve sloučeninách se vyskytuje nejčastěji v oxidačním stupni III, sloučeniny india v ox. stupních I a II jsou značně nestálé a rozkládají se za vzniku indité soli a elementárního india - ochotně se slučuje s halogeny, s chlorem dokonce za vývoje plamene - po zahřátí se přímo slučuje se sírou, selenem a tellurem. - s uhlíkem se přímo neslučuje a netvoří karbidy, podobné chování má z kovů pouze gallium - Indium se snadno rozpouští ve zředěné kyselině sírové za vzniku síranu inditého a vývoje vodíku: 2In + 3H2SO4 → In2(SO4)3 + 3H2 Reakce india s kyselinou dusičnou probíhá bez vývoje vodíku: In + 4HNO3 → In(NO3)3 + NO + 2H2O V alkalickém prostředí vytváří trojmocné indium inditany [InO2]- a hydroxoinditany [In(OH)4]-, v kyselém prostředí vytváří inditý kation In3+. Indium se koncentruje se jako příměs v sulfidech těžkých kovů. Pro průmyslovou výrobu má praktický význam jeho výskyt ve formě pevných roztoků ve sfaleritu. Výroba india se provádí z odpadních produktů po destilační rafinaci zinku (elektrolýzou chloridu inditého InCl3), méně z odpadních produktů po rafinaci cínu a olova. Obvyklým způsobem získávání india je elektrolýza nebo loužení kyselinou sírovou. Z výluhu se indium získává srážením pomocí oxidu zinečnatého, sraženina je po promytí roztokem hydroxidu sodného opět rozpuštěna v kyselině sírové. Z roztoku je indium odděleno cementací hliníkem nebo zinkem jako indiová houba nebo vysráženo pomocí sulfanu: In2(SO4)3 + 2Al → 2In + Al2(SO4)3 In2(SO4)3 + 3Zn → 2In + 3ZnSO4 Surové indium se po přetavení rafinuje elektrolyticky, elektrolytem je roztok chloridu inditého. Produktem je indium o čistotě až 99,97%. Starší metoda výroby kovového india spočívala v redukci oxidu inditého plynným amoniakem při teplotě 250°C: In2O3 + 2NH3 → 2In + 3H2O + N2 Indium se ve slitině s bismutem používá na zubní plomby. Během 2. světové války se používalo k pokovování ložisek pro letecké motory. Indiem se pokovují nejkvalitnější zrcadla pro náročné použití. Slitiny india s olovem nebo zlatem dobře smáčejí sklo a zachovávají si mechanické vlastnosti i za velmi nízkých teplot, slouží k výrobě těsnění skleněných průzorů pro vysoké vakuum a nízké teploty (urychlovače částic, kosmické lodě). V současnosti se indium ve formě fosfidu InP a pevného roztoku směsného oxidu In2O3·SnO2 (ITO - Indium Tin Oxide) stále více využívá k výrobě tenkovrstvých fotoelektrických článků CIGS pro trubicové fotovoltaické panely, LED diody, LCD displeje, dotykové obrazovky a dalších polovodičové součástky. Radioaktivní izotop 115In se používá jako součást detektoru neutrin. Použití india Thallium je stříbřitě bílý, lesklý a velmi měkký kov. Patří mezi supravodiče I. typu. Na vzduchu se povrch kovu samovolně pokrývá tmavě šedou vrstvou oxidu thallného Tl2O a oxidu thallitéhoTl2O3, ze kterých působením vzdušné vlhkosti postupně vzniká žlutý hydroxid thallný TlOH. Ve sloučeninách vystupuje thallium převážně v oxidačním stupni I, chemické vlastnosti thalných sloučenin se nejvíce podobají vlastnostem a chování sloučenin alkalických kovů. Sloučeniny trojmocného thallia se snadno redukují, jsou nestálé, používají se jako silná oxidační činidla. - s halogeny ochotně reaguje již za normální teploty, - s křemíkem, fosforem, sírou, selenem a tellurem se slučuje až po zahřátí. - s uhlíkem se slučuje na karbid TlC až při teplotě okolo 2400°C. Kompaktní kovové thallium se dobře rozpouští ve zředěné i koncentrované kyselině dusičné, méně ochotně ve zředěné i koncentrované kyselině sírové: 3Tl + 4HNO3 → 3TlNO3 + NO + 2H2O Tl + 6HNO3 → Tl(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O 2Tl + H2SO4 → Tl2SO4 + H2 2Tl + 6H2SO4 → Tl2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Kovové thallium reaguje s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou sycenou chlorem za vzniku kyseliny tetrachlorothallité: 2Tl + 2HCl + 3Cl2 → 2H[TlCl4] Práškové thallium reaguje i s hydroxidy, jeho reakce s koncentrovanou kyselinou dusičnou probíhá odlišně od kovového thallia: Tl + 2NaOH + H2O → Na2TlO3 + 2H2 Tl + 4HNO3 → TlO(OH)2 + 4NO2 + H2O Za laboratorní teploty reaguje s koncentrovaným roztokem peroxidu vodíku, při teplotě přes 800°C reaguje s vodní párou: 2Tl + 3H2O2 → Tl2O3 + 3H2O Tl + 2H2O → TlO2 + 2H2 Oxid thallný reaguje s vodou na silně zásaditý hydroxid (podobnost s alk. kovy) Tl2O + H2O ® 2 TlOH zahříváním Tl2O3 vzniká Tl2O Velice zvolna se Tl rozpouští v ethanolu. Thallium tvoří četné, většinou dobře rozpustné a toxické sloučeniny. Sloučeniny jednomocného thallia zbarvují plamen intenzivní zelenou barvou. Přídavek 8,5% thallia ke rtuti snižuje její teplotu tání až na -60°C (teploměry pro měření nízkých teplot). Výroba thallia Surovinou pro výrobu thalia jsou odpadní prachy z výroby olova a zinku. Odpadní prach se nejprve louží kyselinou sírovou, získaný výluh se neutralizuje oxidem zinečnatým a ochladí se, tím dojde k vyloučení chloridu TlCl·CdCl2. Podvojný chlorid se promývá horkou vodou. Chlorid kademnatý se přitom rozpustí a zbývající sraženina chloridu thallného se s přídavkem sody a kyanidu sodného taví na surový kov. Surové thallium se rafinuje rozpouštěním v kyselině sírové a cementuje zinkem. Výsledným produktem je čisté houbovité thallium, které se podle potřeby briketuje a přetavuje na kovové thallium. V současnosti se se při izolaci thallia stále častěji používají organická extrakční činidla a měniče iontů. Použití thallia V technické praxi se používají speciální slitiny thallia, např. slitiny odolávající silným minerálním kyselinám. Thallium se používá k výrobě polovodičů a supravodičů. Radionuklid 201Tl se připravuje v cyklotronu a využívá se v medicíně např. k zátěžové scintigrafii při vyšetření ischemie myokardu. Hydridy •Hydridy boru (borany) • •- borany typu BnHn+4 nebo BnHn+6 (B2H6, B4H10, B5H9, B6H10, B10H14) jsou těkavé, samozápalné a snadno hydrolyzují (podobně jako hydridy Si) •- diboran B2H6 je plyn, borany se středně velkými molekulami jsou kapaliny, těžší jsou tuhé látky •- borany jsou sloučeniny elektronově deficitní - tzn. atomy boru a vodíku v jejich molekulách mají méně valenčních elektronů (bor 3 a vodík 1) než valenčních at. orbitalů (bor 4 a vodík 1) •- v boranech- B tvoří též komplexní hydridy typu [BH4]-, široce používaná reduk. činidla • • • Výsledek obrázku pro tetraborane Třístředová dvouelektronová vazba Výsledek obrázku pro borane Výsledek obrázku pro borane sp2 sp3 2 Diboran B2H6 se používá při výrobě polovodičů jako dopant typu p. Hydridoboritan lithný LiBH4 je důležitým redukčním činidlem v organické chemii Boridy jsou sloučeniny boru s kovy. Existuje široká škála boridů s různou stechiometrií a krystalickou strukturou. Jsou to mimořádně elektricky i tepelně vodivé, tvrdé, žáruvzdorné, chemicky netečné a netěkavé materiály s vysokými teplotami tání. Příkladem mohou být mimořádně vodivé diboridy Zr, Hf, Nb a Ta, které tají vesměs až nad 3 000 °C. TiB2 má tepelnou a elektrickou vodivost 5x vyšší než kovový Ti, borid zirkonia ZrB2 dokonce 10x vyšší. Borid hořečnatý Mg3B2 patří mezi velmi perspektivní materiály z hlediska vývoje supravodičů. Má vysokou hodnotu kritické teploty. Boridy fosforu a arsenu jsou slibné vysokoteplotní polovodiče. Boridy TiB2, ZrB2 a CrB2 našly uplatnění jako materiál na lopatky turbín, vnitřní povrchy spalovacích komor a raketových trysek. Schopnosti odolávat roztaveným kovům se využívá při výrobě vysokoteplotních reakčních nádob. Nacházejí se i v jaderných elektrárnách jako neutronové štíty a kontrolní tyče v reaktorech. Hydrid hlinitý (alan) (AlH3)n bezbarvá pyrophorická pevná látka, redukční činidlo v organické syntéze. Hydrid gallinitý (gallan) (GaH3)n Hydrid inditý (indan) (InH3)n Reakce s hydridem lithným v etheru dává tetahydridohlinitan lithný: AlH3 + LiH → LiAlH4 Obdobně existují komplexní hydridy LiGaH4 a LilnH4 Hydid thallitý (thallan) TlH3 – dosud nebyl izolován a charakterizován. Unit cell spacefill model of aluminium hydride Wireframe model of lithium aluminium hydride Aluminium-hydride-unit-cell-3D-balls.png Hydridy ostatních trielů Halogenidy •Halogenidy boru • •- fluorid je plyn, chlorid a bromid jsou kapaliny, jodid je tuhá látka •- od fluoridu k jodidu vzrůstá rychlost hydrolýzy (jodid se hydrolyzuje explozivně) • BX3 + 3H2O ® H3BO3 + 3HX •BX3 – jsou Lewisovy kyseliny, ochotně tvoří komplexní anionty, slučují se snadno s donory el. párů (vodou, alkoholy, ethery, amoniakem apod.) za vzniku adičních sloučenin (sp2 → sp3), např: • BX3 + NH3 ® BX3 . NH3 •BF3 - bezbarvý plyn, nejsilnější Lewisova kyselina, s F- tvoří pevné tetraedrické BF4- anionty, soli velmi silné kys. tetrafluoroborité HBF4 • - kyselina vzniká hydrolýzou BF3: • 4 BF3 + 6 H2O = 3 H3O+ + 3 BF4- + B(OH)3 •K[BF4] ve vodě velmi málo rozpustný, slouží • ke stanovení draslíku. • BF3.svg •Halogenidy Al, Ga, In a Tl • -tvoří i při teplotách blízkých bodu varu dimerní molekuly M2X6, s tvarem tetraedrů spojených hranou (snaha po doplnění elektronových oktetů, změna • sp2 → sp3) - -vodou se hydrolyzují (analogie k B), hydrolýzu lze potlačit okyselením - -v roztocích s nadbytkem halogenidů vytvářejí komplexní anionty, např. AlF3 tvoří s fluoridy alk. kovů fluorohlinitany AlF4-, AlF52- a AlF63- - -pouze Tl tvoří stálé halogenidy typu TlIX - •- fluoridy jsou nejméně těkavé a nejméně rozpustné, kromě TlF - dobře rozpustný. Chlorid boritý BCl3 a dichlorid boritý B2Cl4 nacházejí využití v organických syntézách. STRUCTURE AND BONDING - Form 2 Chemistry Notes Kryolit Na3[AlF6] – minerál, používaný při výrobě hliníku z bauxitu, glazur a optických skel. Chlorid gallitý GaCl3 se používá jako katalyzátor řady organických reakcí. Fluorid inditý InF3 se používá k výrobě neoxidových skel a katalyzuje některé organické reakce. Chlorid inditý InCl3 jako silná Lewisova kyselina nalézá využití v organické chemii. Jodid indný InI slouží jako luminofor v halogenidových výbojkách. Bromid thallný TlBr se používá k výrobě fotografických materiálů citlivých k infračervenému světlu. Jodid thallný TlI slouží jako luminofor v halogenidových výbojkách. Chlorohydrát hliníku = skupina solí obecného vzorce AlnCl(3n-m)(OH)m. Je aktivní složkou komerčních antiperspirantů. Nejčastěji se v deodorantech a antiperspirantech používá Al2Cl(OH)5. Jako koagulant při úpravě vod odstraňuje organickou složku a koloidní částice. WebElements Periodic Table » Gallium » digallium hexachloride Oxosloučeniny •Oxosloučeniny boru • •Oxid boritý B2O3 •- bezbarvá, oxidoredukčně stálá, hygroskopická látka, vzniká hořením boru v kyslíku: •4B + 3O2 ® 2B2O3 •- ten je kyselinotvorným anhydridem H3BO3 : •B2O3 + 3H2O ® 2 H3BO3 • •Kyselina boritá H3BO3 (orthoboritá, trihydrogenboritá, trioxoboritá) • - krystalická bílá látka, ve vodě málo rozpustná. • Nalezený obrázek pro boric acid Boric-acid-unit-cell-3D-balls.png Boric-acid-layer-3D-balls.png Zahřátím nad 100 °C se kyselina trihydrogenboritá dehydratuje na kyselinu hydrogenboritou (metaboritou) (HBO2)n 3 B(OH)3 → (BOH)3O3 + 3 H2O známou ve třech krystalových modifikacích (orthorhombické, monoklinické a kubické) lišících se svými stavebními jednotkami, hustotou i koordinačními čísly atomů boru (3, 3 i 4, 4). orthorhombická monoklinická (BOH)3O3 → B3O4(OH)(H2O) Obě kyseliny borité jsou velmi slabé jednosytné, Lewisovy kyseliny: B(OH)3 + H2O ® [B(OH)4]- + H3O+ Dalším zahříváním přechází kyselina metaboritá na oxid boritý. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/3/33/Orthorhombic_metaboric_acid.png/1920px-Or thorhombic_metaboric_acid.png - zředěné vodné roztoky kyseliny borité (obvykle 2 až 3% roztok) se používají v očním lékařství pod označením borová voda nebo umělé slzy. -kyselina boritá slouží jako konzervant E 284 ke konzervaci kaviáru - -kyselina boritá i její soli odpuzují nepříjemný hmyz jako mravence, šváby apod. a slouží proto jako součást insekticidů. - kyselina boritá se dávkuje do chladiva primárního okruhu tlakovodních jaderných reaktorů (bor velmi dobře absorbuje neutrony), kde slouží k řízení výkonu jaderného reaktoru. Promícháváním chladiva v reaktoru se koncentrace kyseliny borité vyrovnává v celém objemu a tedy i v celém objemu stejnou měrou reguluje štěpnou řetězovou reakci. Proto se regulace H3BO3 používá během normálního provozu k regulaci výkonu reaktoru. H3BO3 se přírodě vyskytuje jako minerál sassolit. Vytváří soli – boritany, ve kterých vystupuje vždy pouze jako jednosytná kyselina. Trioxoboritany (orthoboritany) lze připravit pouze tavením. V rostlinách je bor biogenním prvkem. Je přijímán z vody v půdě ve formě elektroneutrální kyseliny borité (H3BO3). Bor se váže na cis-hydroxylové (diolové) skupiny pektinu rhamnogalakturonanu II, což je polysacharid důležitý pro stavbu buněčné stěny rostlin. Pravděpodobně ovlivňuje vlastnosti buněčné stěny a především její pružnost a s tím související schopnost růst. boraty 0152 boraty150 boraty tab151 natron mummification Kyselina boritá obsažená v natronu užívaném v Egyptě v období Staré říše při balzamování nebožtíků podobně reagovala s proteiny v tělech. Základními stavebními jednotkami boritanů jsou trigonálně planární skupiny BO3 a tetraedrické jednotky BO4, které se prostřednictvím kyslíkových atomů spojují v polymerní řetězce nebo cykly - struktura a zákonitosti jejich výstavby jsou podobné jako u křemičitanů (viz diagonální podobnost v periodické tabulce). Základními stavebními jednotkami boritanů jsou trigonálně planární skupiny BO3 a tetraedrické jednotky BO4, které se prostřednictvím kyslíkových atomů spojují v polymerní řetězce nebo cykly. Zobrazit zdrojový obrázek Soli kyseliny borité s alkalickými kovy nacházejí uplatnění při impregnaci dřeva proti plísním, houbám a hnilobám. Ošetření dřeva kyselinou boritou zároveň snižuje jeho hořlavost a tím možnost vzniku požáru v budovách. Borax - tetraboritan disodný, dříve uváděný vzorec Na2B4O7 . 10 H2O, podle struktury oktahydrát tetrahydroxo-pentaoxotetraboritanu disodného Na2B4O5(OH)4 .8 H2O - v přírodě vzácný (minerál borax) Ball-and-stick model of the unit cell of borax decahydrate Bezvodý borax se velmi často uplatňuje v metalurgii, kde jeho tavenina překrývá roztavený kov a funguje jako ochranný prvek proti oxidaci zpracovávané slitiny, dále se využívá při pájení kovů a slitin (mosazi, Cu, bronzu) plamenem, při výrobě smaltovaného nádobí (jako ochranný prvek proti oxidaci zpracovávané slitiny) a speciálních optických skel. V analytické chemii je směs boraxu s uhličitanem sodným univerzálním tavidlem, používaným pro rozklady geologických a dalších obtížně rozpustných vzorků. Boraxová perlička - tavenina boraxu se zkoumanou látkou v očku Pt - drátku, charakteristické zabarvení perličky podle kovu; např.: Cu - zelenomodré; Co - modré; Mn - fialové apod. Peroxotrihydrát tetraboritanu sodného, NaBO2·H2O2·3H2O, se využívá jako oxidační činidlo s bělícími účinky v textilním průmyslu, ve vodném roztoku uvolňuje peroxid vodíku H2O2 Perborate unit in the "monohydrate" Těkavý trimethylester kyseliny orthoborité B(OCH3)3 se tvoří se tvoří působením methanolu v přítomnosti koncentrované kyseliny sírové na kyselinu orthoboritou jeho hoření provázené zeleným zbarvením plamene se využívá k důkazu boru. videoklip rovnice Electrolytic Treatment of Wastewater in the Oil Industry ... Hliník Hydroxid hlinitý (Al(OH)3) je nejstabilnější sloučeninou hliníku za standardních podmínek. Hydroxid hlinitý je amfoterní. V silně kyselém prostředí tvoří kationty Al(OH)2+, v zásaditém prostředí vzniká tetrahydroxohlinitanový aniont [Al(OH)4]-. Toto jsou dva nejčastější ionty ve zředěném roztoku. V koncentrovanějších roztocích vznikají polymerní ionty. Získá se srážením hlinitých solí amoniakem: Al2Cl6 + 6NH4OH ® 2Al(OH)3 + 6NH4Cl Al(OH)3 stáním či teplotou přechází v AlO(OH): Al(OH)3 ® AlO(OH) + H2O a tepelnou dehydratací dále až na Al2O3 Aluminum hydrolysis reactions and solubility constants for ... Hydroxid hlinitý se používá jako adjuvans ve vakcínách a jako antacidum a také jako stabilizátor glazur, zejména pro výpal v pecích na dřevo. Ve vodárenství se využívá k čiření vody (jedna z operací při výrobě pitné vody). the amphoteric nature of aluminium and chromium hydroxides Hydrolysis - Simple English Wikipedia, the free encyclopedia •Oxid hlinitý Al2O3 • • bílá prášková látka, ve vodě je nerozpustná, ale bobtná za vzniku hydroxidu hlinitého. Oxid hlinitý má amfoterní povahu, působením kyselin se rozpouští za vzniku solí hlinitých a působením zásad tvoří hlinitany. Má vysokou teplotu tání a varu a velmi vysokou tvrdost. • Krystaluje v několika modifikacích bezvodých a několika modifikacích hydratovaných, např. šesterečná (korundová), tvrdá, velmi odolná vůči hydrataci a působení kyselin a krychlová, snadno přijímá H2O a rozpouští se v kyselinách. • Má vysokou adsorpční schopnost, té se využívá např. v chromatografii (Alumina). • • Korund je nejčastěji přirozeně se vyskytující krystalická forma oxidu hlinitého. Mnohem méně běžné rubíny a safíry jsou drahokamy (vděčí za své charakteristické barvy stopám iontů barevných kovů ve své struktuře). •V přírodě se dále vyskytují také hydratované podoby oxidu hlinitého: v podobě monohydrátu Al2O3• H2O (nerosty boehmit a diaspor, které se od sebe liší krystalovou modifikací) a trihydrátu Al2O3•3 H2O (gibbsit). Jelikož je oxid hlinitý chemicky inertní, relativně netoxický a bílý, tak se využívá využívá jako plnivo do plastických hmot, porcelánu, zubních cementů, barev a do opalovacích krémů. Jako katalyzátor se využívá v široké škále reakcí ve všemožných odvětví průmyslu. Například se využívá v Clausově procesu výroby síry ze sirovodíku. Dále se používá v organické syntéze k dehydrataci alkoholů na alkeny a na některé Ziegler-Nattovy polymerizace. Velmi často se využívá jako abrazivum - v Mohsově stupnici má oxid hlinitý tvrdost 9 z 10, patří tedy k nejtvrdším materiálům: smirkový papír, v přípravcích na opravu poškrábaných CD/DVD disků, v zubních pastách. V různých aplikacích nahrazuje o hodně dražší diamantyA jako ochranný prvek se používá v leštidlech na parkety, kterým má tak zaručit větší odolnost. Lze ho využít ve filtrech na odstraňování vzdušné vlhkosti ze vzduchu. Oxid hlinitý má vynikající sorpční vlastnosti a v chemických laboratořích se využívá pro chromatografii. Ve zdravotnictví se využívá jako materiál pro výrobu umělých kyčelních kloubů. Při výrobě cementu je sledovanou veličinou poměr obsahu Al2O3 k obsahu Fe2O3, který se nazývá aluminátový modul cementu. Ten podstatným způsobem ovlivňuje vlastnosti cementu, zejména množství hydratačního tepla, vznikajícího během procesu tvrdnutí betonu. •Aluminosilikáty • •= podvojné hlinitokřemičitany, hlavní složka kaolínu, jílovitých minerálů a živců (hlínu tvoří znečistěné produkty větrání živců). • • • Andalusit, kyanit, a sillimanit jsou aluminosilikátové minerály o složení Al2SiO5 resp. (Al2O3.SiO2). Jsou použíány jako indexové minerály v metamorfovaných horninách. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/3/37/Al2SiO5_phase_diagram.svg/315px-Al2SiO5_p hase_diagram.svg.png Al2Si2O5(OH)4, (Al2O3·2SiO2·2H2O) - minerál kaolinit. Jemný bílý prášek, používá se jako plnivo do plastů a papíru a jako pigment. Zeolity jsou krystalické hydratované alumosilikáty alkalických kovů a kovů alkalických zemin. Jejich prostorové uspořádání atomů vytváří kanálky a dutiny konstantních rozměrů. V těchto kanálcích se mohou zachytávat látky tuhého, kapalného a plynného skupenství. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/5/58/Zeolite-ZSM-5-3D-vdW.png/330px-Zeolite-ZS M-5-3D-vdW.png Zeolity můžeme rozdělit do dvou skupin: zeolity vytvořené uměle přírodní zeolity Díky efektivní výrobě průmyslových zeolitů, mají oproti těm přírodním téměř nulový výskyt nečistot v mřížkách. Použití - Zeolity bývají jednou ze základních složek bezfosfátových pracích prášků. - Použití zeolitu jako sorbentu, molekulárního síta a katalyzátoru (umožňuje dehydrataci, výměnu iontů a absorpci molekul různé velikosti, aniž by došlo k jejich narušení). - Zeolity se používají jako solární termokolektory a v adsorpčních chladicích zařízeních. Zde se využívá jejich vysokého zahřívání při adsorpci a schopnost hydratace a dehydratace při zachování strukturální stability. Tato hygroskopická vlastnost spojená s inherentní exotermní reakcí (způsobující zahřátí) při přechodu z dehydratované do hydratované formy předurčuje přírodní zeolity k využití odpadového tepla a tepelné sluneční energie. - Zeolit se používá jako filtrační medium pro čištění zahradních jezírek, rybníků a akvárií. Pórovitá struktura zeolitu poskytuje optimální povrch pro kolonizaci biologicky užitečných nitrifikačních bakterií. Přípravky pro zastavení krvácení: při kontaktu s krví v ráně a jejím okolí vychytávají z krve molekuly vody, zatímco větší struktury zůstanou v ráně a tím podpoří přirozené stavění krvácení. V kyslíkových koncentrátorech, kde jsou umělé zeolity schopné za určitého tlaku odfiltrovat dusík ze vzduchu, takže prošlá směs má výrazně vyšší podíl kyslíku. Filtr je ovšem následně nutné regenerovat Topaz = křemičitan hlinitý s obsahem fluoru, Al2{SiO4(F,OH)2}, abrazivum (brusné prášky a pasty); ozdobný a drahý kámen Smíšené oxidy spinelového typu MIIAl2O4 - vznikají společným tavením oxidů obou prvků - vzdorují vodě a kyselinám Spinel MgAl2O4 = červený drahý kámen. Velké spinely zdobí čelenku a lilie svatováclavské koruny Karla IV. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/fc/CopyCrownBohemia.jpg Kamenec draselno-hlinitý KAl(SO4)2 · 12H2O (alum) vzniká zvětráváním žulových skal v teplém a vlhkém prostředí. Využívá se především jako antiperspirant, pro zastavení drobného krvácení a také k vyčiňování kůží a kožešin. Coagulation Síran hlinitý se jako potravinářské plnivo E 520 používá ke zpevňování konzervované zeleniny a masa a jako koagulační a flotační činidlo při čištění odpadních vod. IHA STYPTIC PEN TYPE TRADITIONAL SHAVING CUT BLOOD STOPPER AFTER SHAVE ALUM Free Post Shipping from Turkey|Waxing| - AliExpress Bez kamence se červené krvinky navzájem odpuzují a srážení krve trvá déle. Neutralizace nábojů na povrchu červených krvinek působením kamence vede k jejich snadnější a rychlejší koagulaci. Oxid inditý In2O3 se používá k přípravě antistatických vrstev a k výrobě polovodičů. Je žlutý a nerozpouští se v roztocích hydroxidů. Oxid thallitý Tl2O3 je hnědá látka, rozpustná v kyselinách na soli thallité, snadno se redukují na stálejší soli thallné Oxid thallný Tl2O černá hygroskopická látka, vznikající tepel. rozkladem žlutého TlOH, v kyselinách se rozpouští na thallné soli. se používá k výrobě speciálních skel s vysokým indexem lomu. Kyslíkaté sloučeniny ostatních trielů Zobrazit zdrojový obrázek B8S16 Sirné sloučeniny B2S3structure.jpg Sulfid boritý B2S3 je polymerní materiál , složka “high-tech” skel a činidlo pro přípravu organosirných sloučenin. Nitrid boritý BN je málo reaktivní, velmi stálá látka, isoelektronová s uhlíkem. Hexagonální modifikace má strukturu podobnou grafitu, jednotlivé vrstvy uloženy tak, že atomy boru se nacházejí pod atomy dusíku z vyšší vrstvy. Na rozdíl od grafitu je BN bezbarvý, poměrně nereaktivní a je to elektrický izolant. Zahříváním hexagonálního BN na teplotu 1 800 °C při tlaku 8 500 GPa v přítomnosti alkalických kovů získáme kubickou (krychlovou) modifikaci. Při nižší teplotě vzniká wurtzitová modifikace BN. Kubická forma BN (tzv. „borazon“) patří spolu s diamantem k nejtvrdším známým látkám. V současné době jsou k dispozici technologické procesy pro pokrytí kovových povrchů tímto nitridem a kovoobráběcí nástroje s tímto povlakem jsou výrazně tvrdší a dlouhodobě odolnější. Sloučeniny s dusíkem Obsah obrázku objekt, hodiny, červená, metr Popis byl vytvořen automaticky Borazan je bezbarvá pevná látka, strukturně analogická ethanu, slouží jako činidlo v organické syntéze. Obsah obrázku kreslení Popis byl vytvořen automaticky Borazol (borazin, cyklotriborazan) B3H6N3 = bezbarvá kapalina aromatického zápachu. Fyzikálními vlastnostmi i strukturou je příbuzný izoelektronovému benzenu (anorganický benzen). Sloučeniny s uhlíkem Velmi tvrdým materiálem je také karbid boru B4C, používaný jako brusivo a leštič kovů. Dále ho lze najít v obložení brzd a spojek, je materiálem v neprůstřelných vestách a v ochranných štítech bojových letadel. Karborany = sloučeniny boru, uhlíku a vodíku odvozené náhradou skupiny BH polyedrického boranu skupinou CH. Karborany mohou mít velmi složité prostorové struktury, oproti boranům jsou stálejší. Gallium a indium jsou jediné 2 kovy, které netvoří karbidy. Nejdůležitější sloučeniny gallia jsou arsenid galitý GaAs, nitrid galitý GaN, fosfid galitý GaP a antimonid galitý GaSb, které se používají k výrobě LED diod a mnoha dalších elektronických součástek. Arsenid inditý InAs a antimonid inditý InSb se používají k výrobě fotodiod. Dusičnan galitý Ga(NO3)3 je hlavní součástí léků k léčbě cystické fibrózy. Dusičnan inditý In(NO3)3 se používá v pyrotechnice - barví plamen intenzivně modře. Fosforečnan gallitý GaPO4 má piezoelektrické vlastnosti a slouží k výrobě snímačů tlaku. Uhličitan thallný Tl2CO3 se používal jako fungicid, Sulfid thallný Tl2S se používal ke konstrukci fotonásobičů v přístrojích pro noční vidění, Azid thallný TlN3 se experimentálně používal v pyrotechnice. Octan thallný CH3COOTl se využívá v mikrobiologii jako selektivní živná půda. Mravenčan thallný TlCOOH se používá k přípravě roztoků o velmi vysoké hustotě (až 4,3 g·cm-3) a pod názvem Clericiho roztok se využívá v mineralogii ke stanovení hustoty nerostů. Síran thallný Tl2SO4 látka bez chuti a zápachu, byl používán jako rodenticid (nyní je zakázán). Thallium i všechny jeho sloučeniny jsou prudce toxické, účinky se projevují se zpožděním ® byly proto využívány k trávení hlodavců. Otrava thalliem se projevuje padáním vlasů a erozí nehtů. Zobrazit zdrojový obrázek Erosion of nails following thallium poisoning: a case ...