Periodická soustava prvků

– jiné názvy- periodická soustava prvků, Mendělejevova tabulka prvků

– je uspořádáním všech chemických prvků v podobě tabulky podle jejich rostoucího atomového čísla, seskupené podle jejich cyklicky se opakujících podobných vlastností

– řídí se tzv. periodickým zákonem, který roku 1869 publikoval Dmitrij Ivanovič Mendělejev

        > seřadil prvky podle rostoucí hmotnosti jejich atomů (dnes je známo, že některé lehčí prvky jsou až za těžšími (jod stojí za tellurem))

– roku 1913 Henry Moseley opravil periodický zákon podle rostoucích protonových čísel

– v tabulce je obvykle kromě chemického symbolu prvku uvedeno i jeho atomové číslo, relativní atomová hmotnost, případně další údaje

– v současné době je v tabulce 117 známých prvků, z nichž 94 se přirozeně vyskytuje na Zemi, zbylé byly připraveny pouze uměle a jsou radioaktivní

Historický vývoj

• 1789 – Lavoiser – rozdělil prvky podle F a CH vlastností na kovy a nekovy
• 1818 – Berzellius – uspořádal prvky na základě jejich chemické reaktivnosti, soustava začínala draslíkem a končila

 kyslíkem

• 1863 – Newlands – seřadil prvky podle stoupající atomové váhy a zjistil, že každý osmý prvek má podobné vlastnosti a

 zařadil je pod sebe

 – kvůli zařazení některých prvků (např. Fe pod O) bylo toto uspořádání odmítnuto

• 1864 – Mayer  – vyjádřil graficky závislost objemu atomu na atomovém čísle prvku

– nevynikla periodičnost některých prvků a některé prvky byly chybně zařazeny

• 1871 – Dmitrij Ivanovič Mendělejev – vytvořil periodickou soustavu prvků a formuloval periodický zákon:

– „Chemické a mnohé fyzikální vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich atomových čísel“

– význam – byl zaveden logický systém třídění prvků, který umožnil nejen předpovězení nových prvků, ale i jejich vlastností

– upřednostňovány byly vlastnosti prvků – Te zařadil před I, protože se domníval, že atomová hmotnost telluru byla chybně stanovena

– upřesnění zákona: Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla.

Tabulka

– podává stručný přehled o vztazích mezi prvky periodického systému

– je grafickým vyjádřením periodického zákona

• krátká periodická tabulka: skupiny A a B jsou dohromady
• dlouhá: klasická, nejčastěji používaná, lantanoidy a aktinoidy jsou odděleně
• velmi dlouhá: lantanoidy a aktinoidy jsou včleněny přímo do tabulky

Uspořádání dlouhé tabulky

– prvky jsou uspořádány do sedmi vodorovných period a osmnácti (pokud bereme VIII skupinu jako jednu, tak jen 16) skupin, které se zpravidla označují římskými číslicemi I-VII a písmeny A a B

– prvky ve skupinách A jsou nepřechodné, neboli hlavní

– skupiny B obsahují prvky přechodné neboli vedlejší

– prvky umístěné v jedné skupině mívají podobné vlastnosti

– 14 a 14 vyčleněných prvků z 6. a 7. periody se nazývá aktinoidy a lanthanoidy, nebo také prvky vnitřně přechodné

Vžité názvy skupin

I. A – alkalické kovy

II. A – kovy alkalických zemi

VI. A – chalkogeny

VII. A – halogeny

VIII. A – vzácné plyny

Fe, Co, N – triáda železa

Ru, Rh, Pd – lehké platinové kovy

Os, Ir, Pt – těžké platinové kovy

Soustava prvků a elektronová konfigurace atomů

– periodický zákon vyplývá z pravidel, jimiž se řídí výstavba elektronové obalu atomu

– podobné vlastnosti prvků umístěných v jedné skupině tabulky jsou důsledkem podobné elektronové vrstvy jejich atomů

– první perioda končí zaplněním pouze jediné hladiny vrstvy K, obsahuje proto pouze 2 prvky

– ve druhé a třetí periodě, které mají po 8 prvcích, se zaplňují hladiny 2s, 2p, 3s a 3d. Obě tyto periody, podobně jako všechny další končí vzácným plynem s konfigurací vnější vrstvy ns2np6

– ve čtvrté periodě se podle výstavbového principu po zaplnění 4s začíná obsazovat hladina 3d

Valenční elektrony

– vnější = nejvýše položené elektrony rozhodují o schopnosti slučovat se s jinými atomy

– mohou být umístěny v různých hladinách

• s-prvky: mají valenční elektrony pouze na hladině s
• p-prvky: valenční elektrony na hladinách s a p
• d-prvky: do valenční vrstvy se počítají elektrony ns , np a (n-1)d
• f-prvky: do valenční vrstvy se počítají elektrony ns , np a (n-1)d a (n-2)f

Trendy v tabulce

1) Kovový charakter

– 70 % prvků  jsou  kovy, až na rtuť se běžné vyskytují v pevném skupenství

– patří sem nepřechodné, přechodné, i vnitřně přechodné prvky

– nekovy jsou až na brom v pevném stavu a často mají více alotropických modifikací

– polokovy = metaloidy jsou pevné

Charakteristika kovů a nekovů

Kovy	Nekovy
Atomární vlastnosti
méně valenčních elektronů větší atomový poloměr nižší ionizační energie nižší elektronegativita	více valenčních elektronů menší atomový poloměr vyšší ionizační energie vyšší elektronegativita
Fyzikální vlastnosti
dobrá elektrická, tepelná vodivost tažné, ohebné kujné, lesklé většinou pevné (mimo Hg) vysoký bod tání	špatná elektrická, tepelná vodivost (mimo grafit) netažné nekujné pevné, kapalné (Br2), plynné nízký bod tání
Chemické vlastnosti
reagují s kyselinami tvoří kationty reagují s nekovy navzájem nereagují tvoří bazické oxidy tvoří iontové halogenidy	reagují s kyselinami netvoří kationty reagují s kovy navzájem tvoří kovalentní sloučeniny tvoří kyselé oxidy tvoří kovalentní halogenidy

2) Vertikální podobnost

– klesá hodnota ionizační energie

– roste velikost atomů

– klesá elektronegativita

– postupně zesilují kovové vlastnosti

– klesá stálost vyšších oxidačních čísel

– bod tání a bod varu klesají a pak mírně stoupají

– vzrůstá reaktivita

3) Horizontální podobnost

– roste efektivní náboj jádra

– klesá velikost atomů

– roste hodnota ionizační energie

– roste elektronegativita

4) Diagonální podobnost

PRVKY III.A SKUPINY

– bor, hliník, gallium, indium a thallium

– jejich atomy mají 3 valenční elektrony

– obecná elektronová konfigurace je ns2np1

– kromě stejného počtu valenčních elektronů se prvky svými vlastnostmi značně liší

– kromě boru jsou všechny prvky typickými kovy, kovový charakter prvků stoupá s rostoucím Z

– s rostoucím Z klesá stálost oxidačního čísla III a stoupá stálost I

– směrem dolů ve skupině roste zásaditost oxidů a hydroxidů

– například: B(OH)3 má kyselou povahu, Al (OH)3 je amfoterní a TlOH je silná zásada

– všechny prvky III. A skupiny se vyskytují pouze ve sloučeninách, ostatní prvky kromě boru a hliníku jsou v přírodě vzácné

Bor 5B

Elektronová konfigurace: 2s2 2p1

Oxidační čísla: -III, III.

• Vlastnosti – není řazen mezi kovy, někde je uváděn jako nekov, někde jako polokov

  – pevná látka, vyskytující se v několika alotropických modifikacích

  – krystalický šedočerný bor je velmi odolný, v Mohsově stupnici tvrdosti dosahuje hodnoty 9,3, je žáruvzdorný, má vysoký bod tání (2180) a je to polovodič

  – základní strukturní jednotkou je ikosaedr B12 (ikosaedr je útvar s dvanácti vrcholy a dvaceti trojúhelníkovitými ploškami)

  – celkově má podobné vlastnosti jako uhlík a křemík (velký počet rozmanitých struktur – malý atomový poloměr B umožňuje vznik vmezeřených boridů majících rozmanité struktury)

  – tvoří kovalentní vazby

  – elektrony snáze přijímá než odevzdává > netvoří kationty

• Výskyt – minerál sassolin (H3BO3)                                  borax Na2[B4O5(OH)4] · 8 H2O

 

• Příprava –
• Výroba – elektrolýzou roztavených boritanů

– redukcí oxidu boritého hořčíkem

B2O3 + 3 Mg → 2 B + 3 MgO

– redukcí bromidu boritého vodíkem, tímto získáme velmi čistý krystalický bor

2 BBr3 + 3 H2 → 2 B + 6 HBr

• Použití – uplatnění při jaderných reakcích, protože dobře pohlcují neutrony, a používají se tedy na výrobu neutronových

štítů nebo kontrolních tyčí reaktorů

– využití v letecké a raketové technice, při výrobě tvrdých chemických skel, porcelánových polev a oceli

– peroxoboritany jsou pro svoje bělící účinky používány v pracích prášcích.

• Sloučeniny – B2O3 – oxid boritý

– vzniká hořením boru na vzduchu

4 B + 3 O2 → 2 B2O3

– reaguje s vodou za vzniku kyseliny borité

B2O3 + 3 H2O → 2 H3BO3

– H3BO3 – kyselina boritá

 – tvoří bílé šupinkové krystaly, v nichž jsou její rovinné molekuly vzájemně poutány do vrstev prostřednictvím vodíkových můstků

 – slabá kyselina s dobrými antiseptickými účinky – borová voda (3%)

H3BO3 + H2O → [B(OH)4]– + H2O

– HBO2 – sklovitá hmota, vzniká částečnou dehydrogenací kyseliny trihydrogenborité

– Na2[B4O5(OH)4] · 8 H2O – borax = oktahydrát tetraboritanu disodného

– používá pro přípravu glazur, smaltů a speciálních optických skel

– NaBO2·H2O2 · 3H2O  – peroxyhydrát boritanu sodného

– oxidovadlo s bělícím účinkem (uplatnění v lékařství a při výrobě pracích prášků)

– Halogenidy – obecný vzorec BX3

 – jsou to nejstálejší a nejlépe prostudované monomerní halogenidy

 – bezbarvé sloučeniny

 – fluorid a chlorid bromitý jsou plyny, bromid kapalina a jodid pevná látka

 – ve fluoridu boritém se vyskytuje dosud nejsilnější známá jednoduchá vazba

– tvoří i komplexní sloučeniny

HF + BF3 → H[BF4] (kyselina tetrafluorboritá)

– Boridy kovů – tvrdé, chemicky netečné, žáruvzdorné, mají schopnost absorbovat neutrony

– B4C – karbid boru se používá jako brusivo

– B3N – nitrid boritý je velmi stálý, má podobnou strukturu jako grafit

– Borany (BH3)n – sloučeniny boru s vodíkem

 – jsou velmi nestálé, za normální teploty plynné

 – mají rozmanité struktury, mohou vytvářet

trojstředové vazby

 – B2H6 – diboran

 – se vzduchem tvoří výbušnou směs

 – existují dva typy vazeb: vnější 4 atomy H (leží v jedné rovině) jsou poutány vazbami sigma a zbývající atomy H tvoří spojovací článek mezi atomy boru a jsou vázány elektrondeficientními vazbami, systém bor-vodík-bor je vzájemně poután pomocí dvou elektronů – trojstředová vazba

Hliník 13Al

Elektronová konfigurace: [Ne] 3s2 3p1

Oxidační čísla: (-III), III

• Vlastnosti  – za běžných podmínek je pevnou látkou

– stříbrobílý lehký kov

– je tažný, kujný a dobře vede elektrický proud

– je poměrně reaktivní – na vzduchu se pokrývá vrstvičkou oxidu, který jej chrání před další oxidací – pasivace

– když tvorbě ochranné vrstvy zabráníme, vznikne se vzdušnou vlhkostí hydroxid

2 Al + 6 H2O → 2 Al(OH)3 + 3 H2

– má amfoterní charakter  – reaguje jak s kyselinami, tak s hydroxidy

– reakcí s kyselinami vzniká vodík a sůl příslušné kyseliny

2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2

– s koncentrovanou kyselinou dusičnou (HNO3) hliník nereaguje a je pasivován (ztrácí schopnost reagovat se zředěnými roztoky kyselin)

– s halogeny se slučuje za běžné teploty, s N a S za zvýšené

– po ponoření do roztoku solí Hg2+ dojde po vyjmutí k prudké oxidaci Al na Al2O3, což se projeví bílou vrstvou na povrchu

– aluminotermie – práškový hliník má silné redukční vlastnosti, které se využijí výrobě některých kovů

 – odjímá za vysoké teploty kyslík jiným kovům za silného vývoje tepla (t až 3000°C)

Cr2O3+ 2 Al → 2 Cr + Al2O3

 – směs Fe2O3 nazýváme termit, při obdobné reakci vzniká železo, používá se ke svařování kolejnic

Fe2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Fe

 – elexování – anodická oxidace, kdy se ztlušťuje vrstvička Al2O3

 – reakcí s hydroxidy vznikají tetrahydroxohlinitany

2 Al + NaOH + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2  (tetrahydroxohlinitan sodný)

• Výskyt – nejrozšířenější kov a třetí nejrozšířenější prvek na Zemi (7%)

– vyskytuje se hlavně ve formě hlinitokřemičitanů (živce, slídy)

– minerály bauxit (Al2O3 · 2 H2O)         kryolit (Na3AlF6)                 korund (Al2O3)

– safír obsahuje stopové množství titanu a železa, rubín je zbarven příměsí chromu

• Příprava – spočívá v odstranění železité a křemičité složky z bauxitu

– bauxitová ruda se zahřívá s roztokem NaOH, ve kterém se rozpustí hliníková složka na hlinitan sodný Na[Al(OH)4] a nerozpustné složky se odfiltrují

– z hlinitanů získáme Al(OH)3 zaváděním CO2

2 Na[Al(OH)4] + CO2  → 2 Al(OH)3 + Na2CO3 + H2O

• Výroba – elektrolýzou taveniny Al2O3 a kryolitu (Na3AlF6 ), který snižuje teplotu tání z 2000 na 950.

– na katodě se vylučuje čistý hliník a na grafitové anodě se vylučuje kyslík, který zde hoří

• Použití  – výroba hliníkových folií (alobal) a kuchyňského nádobí

– je součástí mnoha slitin, dural (slitina hliníku s hořčíkem, křemíkem a manganem) se používá v leteckém a automobilovém průmyslu jako konstrukční materiál, boral je mincovní kov (bor + hliník)

• Sloučeniny – Al2O3 – oxid hlinitý

  – má 2 modifikace – alfa a gama

        > gama je rozpustná v kyselinách a roztocích hydroxidů, žíháním přechází na alfa modifikaci

        > alfa je těžko tavitelná, nerozpustná, je to minerál korund (9 na stupnici tvrdosti)

  – připravuje se spalováním práškového hliníku na vzduchu, exotermická reakce

Al + 3 O2 → Al2O3

  – s kyselinami reaguje na hlinité soli

 2 Al+ 6HCl→ 2 AlCl3+ 3 H2

  – s hydroxidy za vzniku hlinitanů

 Al2O3 +  2 NaOH + H2O → Na[Al(OH)4]

– Al(OH)3 – hydroxid hlinitý

 – je také amfoterní

 – v kyselinách se rozpouští za vzniku hlinitých solí

 2 Al(OH)3 + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6 H2O

 – reakcí se silnými hydroxidy vznikají hydroxohlinitany

 Al(OH3) + NaOH → Na[Al(OH)4]

– Hlinité soli – silných kyselin  – jsou ve vodě rozpustné

– jejich vodné roztoky obsahují komplexní kationty

– mají kyselý charakter, krystalují jako hydráty, obvykle s vysokým počtem molekul vody

– slabých kyselin – mají zásaditý charakter

– velmi často hydrolyzují a proto se nedají připravit

– Al2(SO4)3 · 18 H2O – síran hlinitý

 – připravuje se reakcí hydroxidu hlinitého s kyselinou sírovou

 – užívá se v papírenském průmyslu při výrobě klíženého papíru a jako mořidlo v kožedělném průmyslu

– Kamence – podvojné sírany krystalizující s 12 molekulami H2O

– krystalují v krychlové soustavě, jsou většinou izomorfní (= chemicky podobné látky vytvářejí téměř shodné krystaly patřící do stejné krystalové soustavy)

– připravují se společnou krystalizací svých složek

K2SO4+Al2(SO4)3 +24 H2O → 2 KAl(SO4)2 · 12 H2O

– KAl(SO4)2 · 12 H2O: síran draselno-hlinitý

– NaAl(SO4)2 · 12 H2O:síran draselno-sodný

– NH4(SO4)2 · 12 H2O: síran amonno-hlinitý

– AlCl3  – chlorid hlinitý

– v pevném stavu vytváří dimerní molekulu Al2Cl6 (dva z šesti atomů chloru jsou společné oběma atomům hliníku)

– má využití jako Friedel-Craftův katalyzátor v organické chemii

– vyrábí se zahříváním směsi oxidu hlinitého a uhlíku v proudu chloru

AlO3 + 3 C + 3 Cl2 → 2 AlCl3 + 3 CO

– hliník se rozpouští v neoxidujících kyselinách a alkalických hydroxidech za vývoje H2

2 Al+ 6HCl→ 2 AlCl3+ 3 H2

– LiAlH4 – hydrid lithno-hlinitý

– silné redukční činidlo, které se používá v organické chemii

– Na3(AlF6) – kryolit

 – důležitý při výrobě hliníku, ale jsou ho malé zásoby a proto se musí vyrábět

6 HF + Al(OH)3 + 3 NaOH → NA3(AlF6) + 6 H2O

Galium31Ga, Indium 49In, Thallium 81Tl

– nemají významné minerály, doprovázejí minerály hliníku, zinku a olova

– elementární prvky tvoří snadno tavitelné kovy, mají podobné vlastnosti jako hliník, tvoří sloučeniny s oxidačním číslem III

– sloučeniny thalia jsou jedovaté

Toxikologické zajímavosti

• galium – z toxikologického hlediska bezvýznamné, hromadí se v kostech, ledvinách, játrech a také v nádorech

– může působit jako cytostatikum (zastavuje nekontrolovatelné dělení)

• indium – pokusy na zvířatech prokázaly, že soli indité jsou jedovaté (vyvolávají křeče, obrnu, při chronických otravách,

mají škodlivý účinek na ledviny a játra), ale otravy indiem se prakticky nevyskytují

• thallium – toxikologicky důležitým prvkem – všechny thallné soli jsou velmi prudkými jedy (pro teplokrevná zvířata)

– toxicita závisí na rozpustnosti – toxické jsou jen rozpustné thallné sloučeniny

– síran thallný a chlorid thallný se používají jako účinný deratizační prostředky (nemají chuť), otravy jimi jsou poměrně časté

– je buněčný jed, obzvláště snadno se váže na nervovou tkáň a vylučovací orgány – váže se na thiolové skupiny (cysteinové zbytky) enzymů

– je též antagonistou draslíku, rychle se vstřebává kůží, plícemi a trávicím traktem

– prochází placentou, nachází se též v plodové vodě a mateřském mléku otrávených, vylučuje se močí a stolicí

– k prvním projevům otravy patří drastické problémy trávicí soustavy, jako krvavé zvracení, bolesti břicha a prsou či úporná zácpa

– bolesti břicha mají kolikovitý charakter, ale při pohmatání nedochází ke zhoršení, spíše ke zlepšení

– mění se psychika, otrávený je hysterický, psychické změny se mohou stupňovat až k úplné demenci

– v druhém týdnu otravy se dostavují problémy nervové soustavy – delirium, křeče, obrny i bezvědomí, mohou vzniknout i epileptické záchvaty

– klouby bolí, krevní tlak stoupá, objevuje se vypadávání vlasů a chlupů, jejichž vlasový kořínek působením thallia křehne

– ve stopových (homeopatických) množstvích se thallium používá naopak k podpoře růstu vlasů

– v případě těžších otrav vedou potíže nervové soustavy až k smrti

– pomáhá podání většího množství jodidů, v případě, že dávka nebyla příliš vysoká a že příčina otravy byla stanovena brzy, je naděje na vyléčení dosti vysoká

– trvalá poškození centrální nervové soustavy zůstávají jen zřídka