Roztoky, Kovy

ROZTOKY

– homogenní disperzní soustava dvou nebo více chemicky čistých látek, jejichž vzájemné zastoupení lze v určitých mezích plynule měnit

– každý sestává z disperzního prostředí (rozpouštědlo) a z dispergované látky (rozpuštěná látka)

– rozpouštědlo a rozpuštěnou látku nemusí jít vždy rozlišit

– většinou se volí jako rozpouštědlo kapalina

– dělení roztoků

• dle velikosti rozptýlených pevných částic

– hrubé disperze – velikost rozpouštěné látky 10-7 m < d – suspenze a emulze

– koloidní disperze – velikost rozpouštěné látky 10-9 m < d < 10-7 m

– nesedimentují, procházejí běžnými filtry

– neprocházejí semipermeabilními membránami

– rozptylují procházející světlo

• soli – kapalné koloidní soustavy
• gely – rosolovité útvary vzniklé srážením soli
• aerosoly – nejméně stabilní koloidní soustavy

– částice dispergované látky nemají ochranný obal

– po srážce dochází ke koagulaci a postupnému

vzniku hrubé disperze

– analytické disperze (pravé roztoky) – velikost rozpouštěné látky d < 10-9 m

• dle skupenství roztoků

– nejdůležitější roztoky jsou kapalné, nejčastěji v nich probíhají chemické reakce

Rozpouštědlo	Rozpuštěná látka	Příklad
Plyn	Plyn	Vzduch
Kapalina	Plyn	Vodný roztok HCl
	Kapalina	Zředěná H2SO4
	Pevná látka	Vodný roztok NaCl
Pevná látka	Pevná látka	Mosaz (Cu+Zn), Bronz (Cu+Sn)

• dle vlastností rozpouštěné látky

– kapalný roztok vzniká rozpouštěním látky (látek) v rozpouštědle

– podle povahy rozpouštědla a rozpuštěné látky může rozpouštění probíhat různým způsobem

• neelektrolyty – vznikají rozpouštěním nepolární látky

– částice rozpouštěné látky se postupně rozptylují mezi částice rozpouštědla, aniž s nimi interagují

– v roztoku zůstávají v podobě molekul a nevedou elektrický proud

– př. roztok monosacharidů (glukóza, fruktóza, manóza) nebo močoviny

• elektrolyty – vznikají rozpouštěním polární látky

 – v roztoku dále interagují s molekulami rozpouštědla za postupného uvolňování se iontů

 – ty jsou následně obklopovány molekulami rozpouštědla, čímž dochází ke vzniku hydratovaných iontů (volně pohyblivých)

 – tento děj je nazýván elektrolytická disociace

 – silné elektrolyty jsou ty elektrolyty, kde je většina rozpouštěné látky rozdisociována na ionty díky polaritě kovalentní vazby

 – slabé elektrolyty jsou ty, kde je většina rozpouštěné látky ve formě elektroneutrálních molekul

• amfolyty – látky, ve kterých se hydrogenanion může chovat jako konjugovaná kyselina nebo konjugovaná  zásada

 – v izoelektrickém bodě (určitá hodnota pH) je v roztoku přítomno stejné množství kysele a zásaditě ionizovaných skupin amfolytu

• dle nasycenosti

– nasycené – obsahují maximální množství látky, které lze při dané teplotě a tlaku rozpustit

 – další přidané množství se již nerozpouští

 – je v nich ustanoven rovnovážný stav, při kterém se za časovou jednotku rozpustí látka stejné hmotnosti, jako je hmotnost látky, která se z roztoku vyloučí

– nenasycené – přidávaná rozpuštěná látka se za dané teploty a tlaku rozpouští v rozpouštědle

– rozpouštění látky v rozpouštědle probíhá různými způsoby

1. částice rozpouštěné látky se postupně rozptylují mezi částice rozpouštědla, aniž by docházelo k jejich vzájemné interakci (rozpouštění N2, O2, sacharózy)
2. při rozpouštění krystalických látek s iontovou strukturou dochází k interakci iontů s molekulami polárního rozpouštědla (rozpouštění NaCl ve vodě)
3. někdy bývá jako rozpouštění označován stav, kdy pevná látka reaguje s látkou kapalnou a vznikají při tom rozpustné produkty (v příslušném rozpouštědle)

Zn(s)+2HCl(aq)→ZnCl2+H2

– rozpustnost látky

– je dána jako hmotnost látky, kterou lze za daných podmínek rozpustit ve 100g rozpouštědla za vzniku nasyceného roztoku

– rozpouštědlo – látka se schopností rozpouštět (rovnoměrně v sobě rozptýlit částice jiných látek) látky za vzniku

homogenních směsí – roztoků

• polární – sloučenina není symetrická (výsledný dipólový moment molekuly není nulový)

 – dobře rozpouští např. soli, nebo jiné polární látky

 – např. voda, ethanol

 – protické – mají v sobě odštěpitelný proton (hydroxylová nebo aminoskupina)

 – např. alkoholy, kapalný amoniak, bezvodá kyselina sírová

 – aprotické – protony neodštěpují

– používají se k odstraňování nečistot z roztavených kovů

– např. aceton, dioxan nebo chlorid uhličitý

• nepolární – sloučenina je symetrická (výsledný dipólový moment molekuly je nulový)

  – dobře rozpouští nepolární látky

  – např. benzen, hexen, dichlormethan

Vyjadřování složení roztoku

– vyjadřuje se udáním hmotnosti, objemu nebo látkového množství rozpuštěné látky v roztoku (popř. v rozpouštědle) určitého objemu nebo hmotnosti

– nejběžnější je vyjadřování složení zlomku molárním zlomkem x, hmotnostním zlomkem w, objemovým zlomkem ϕ nebo látkovou koncentrací c

Hmotnostní zlomek	wA = mA / m	– x 100 v %
Molární zlomek	xA = nA / (nA + nB + … + n∞)	–
Objemový zlomek	ϕA = VA / V	–
Látková (molární) koncentrace	cA = nA / V	mol/dm3 nebo M (molalita roztoku)
Molální koncentrace (molalita)	μA = nA / mR	mol/kg

• Vzorce

• hmotnostní koncentrace – cm(B) látky v B soustavě (ve směsi, v roztoku) je rovna podílu hmotnosti této látky

obsažené v soustavě m(B) a objemu soustavy V

– cm(B) = m(B)/V [kg.dm-3, g.cm-3]

• molární (látková) koncentrace – c(B) látky B v soustavě (směsi, roztoku) je rovna podílu látkového množství této

látky obsažené v soustavě n (B) a objemu soustavy V

 – c (B) = n(B)/V [mol.dm-3]

• objemový zlomek – objemový podíl ϕ (Bi) látky Bi v soustavě (směsi, roztoku) je roven podílu objemu, který by měla

látka Bi v soustavě obsažena v čistém stavu V(Bi), a součtu objemů, které by v čistém stavu za daných podmínek měly všechny látky v soustavě obsažené

 – ϕ(Bi) = V(Bi)/V (roztoku)

 – do vzorce dosazujeme objemy čistých látek „před smíšením“

 – zjednodušení ΣV(Bi) se nahrazuje celkovým objemem směsi V

• objemová koncentrace – cv(Bi)=V(Bi)/V

– pro směs ideálních plynů a ideální roztoky vždy platí ϕ(Bi) = cv(Bi)

• molární objem – Vm = V/n [dm3/mol]
• mísení roztoků – m1(B) + m2(B) = m3(B) (látky B o různém složení)

  – vyjádříme-li m1(B) pomocí w1(B) a m1, a obdobně m2 i m3 – směšovací rovnice s hmotnostními zlomky

m1.w1(B)+m2.w2(B)=(m1+m2).w3(B)

– podobně – látkové množství (B)

n1(B) + n2(B) = n3(B)

– s použitím definice látkové koncentrace odvodíme směšovací rovnici s látkovými koncentracemi

V1.c1(B) + V2.c2(B) = V3.c3(B)

– úprava: m1/m2 = w3(B) – w2(B)/w1(B) – w3(B) a V1/V2 = c3(B) – c2(B)/c1(B) – c3(B), které se často užívají v podobě křížového pravidla

• přidání nebo odebrání čistého rozpouštědla – protože rozpouštědlo (označeno indexem 0) můžeme považovat za

roztok, v němž jsou jak hmotnostní zlomek w(B), tak koncentrace c(B) rovny 0, zjednoduší se směšovací rovnice

– přidání: m1.w1(B)=(m1+m0).w3(B)                 V1.c1(B)=(V1+V0).c3(B)

– odebrání: m1.w1(B)=(m1-m0).w3(B)                V1.c1(B)=(V1-V0).c3(B)

• přidání nebo odebrání čisté látky – hmotnostní zlomek w(B) je pro čistou látku B roven 1, a směšovací rovnice proto

opět mají zjednodušené tvary

– přidání: m1.w1(B)+m(B)=[m1+m(B)].w3        c1(B)+n(B)/V1=c3(B)

– odebrání: m1.w1(B)-m(B)=[m1-m(B)].w3        c1(B)-n(B)/V1=c3(B)

Voda

– polární rozpouštědlo

– iontové a polární sloučeniny se v ní dobře rozpouští, neboť při styku vody s mřížkou se okolo povrchových iontů seskupí molekuly vody tak, že přitahují opačně nabité póly molekul rozpouštěné látky

– ionty jsou vytrženy a dochází k jejich hydrataci

– autoprotolýza vody – chemická reakce, která probíhá mezi dvěma molekulami rozpouštědla, z nichž jedna reaguje jako

kyselina a druhá jako zásada

– voda je amfoterního charakteru

H2O + H2O → H3O+ +OH-

– význam vody v živém organismu

– nezbytná součást živých organismů

– je uvnitř i vně buněčného prostoru

– v organismu vzniká jako vedlejší produkt při vzniku některých vazeb

– při ztrátě většího množství vody dochází k smrti buňky

– v organismu funguje jako regulátor teploty – díky velké tepelné kapacitě mění svou teplotu pomalu, čímž tlumí náhlé teplotní rozdíly mezi organismem a vnějším prostředím

– teplota se reguluje pocením = vypařování vody

– slouží jako rozpouštědlo pro většinu anorganických a část organických látek

– živiny a odpadní látky jsou transportovány jako vodné roztoky

– v kapilárách vzlíná

– dipólový charakter molekul vody umožňuje disociaci molekul látek rozpuštěných ve vodě

– výchozí látka pro některé reakce (hydrolýza)

– udržení potřebného pH

pH 

– potenciál vodíku (anglicky potential of hydrogen) = vodíkový exponent

– číslo, kterým v chemii vyjadřujeme, zda vodný roztok reaguje kysele či naopak zásaditě

– logaritmická stupnice s rozsahem hodnot od 0 do 14 (pro vodu, jiné než vodné roztoky mohou nabývat jiných hodnot)

– výpočet pH

K =	[H3O+][OH–]
	[H2O]2

– disociační konstanta vody pak vypadá takto

– koncentrace vody je konstantní, vyjadřuje se Kv – iontový součin vody

– při teplotě 25°C je Kv = 10-14 mol/dm3

– špatně se s tím počítá, proto zavedl Sörenzen pojem pH

– pH = -log [H3O+]

– analogicky lze určit pOH = -log [OH–]

– pále platí, že pH + pOH = 14

– kyselé roztoky mají pH < 7, neutrální pH = 7 a zásadité pH > 7

– indikátory pH

– organická barviva, která mění barvu podle koncentrace oxoniových kationtů v roztoku

– slouží k orientačnímu stanovení pH roztoku

	Kyselé prostředí	Neutrální	Zásadité
Lakmus	červený	fialový	modrý
Fenolftalein	čirý	čirý	tmavě růžový
Univerzální indikátor	rudý	zelený	temně modrý

– kyselost roztoků – způsobena vodíkovým (oxóniovým) kationten

 – čím víc je v roztoku vodíkových kationtů, tím je roztok kyselejší

 – anionty OH– způsobují zásaditost roztoku

 – zásaditý roztok – více aniontů OH– než kationtů H3O+

 – neutrální roztok – obsahuje stejný počet H3O+ a OH– iontů

 – kyselý roztok – hodně H3O+ iontů

VI.B skupina

– přechodné d prvky

– jejich maximální oxidační číslo je +VI

– většinou amfoterní povahy, nižší oxidy jsou zásadotvorné, oxidy s vyšším oxidačním číslem jsou anhydridy kyselin

– ochota k reakcím s dalšími chemickými prvky směrem dolů ve skupině klesá

Chrom 24Cr

– elektronová konfigurace [Ar] 4s1 3d4

– oxidační čísla – nejčastěji +VI a +III, za nepřítomnosti redukovatelných látek je stálé i +II

– vlastnosti – elementární – tvrdý, stříbřitě lesklý kov

– za laboratorní teploty je na vzduchu zcela stálý, neboť se jeho povrch pasivuje

– pasivuje se také koncentrovanou HNO

– ochotně se rozpouští ve zředěné HCl a H2SO4 za vývoje vodíku

– výskyt – minerál Chromit (Cr2O3 · FeO)

– příprava – redukcí křemíkem z oxidu chromitého

2 Cr2O3 + 3 Si → 4 Cr + 3 SiO2

– výroba 1) aluminotermickou redukcí Cr2O3

Cr2O3 + 2 Al → 2 Cr + Al2O3

2) redukcí chromitu uhlíkem v elektrické peci při 1300°C (nebo koksem ve vysoké peci) za vzniku ferrochromu, který obsahuje 70% Cr a 30% Fe

FeCr2O4 + 4 C → Fe + 2 Cr + 4 CO

– použití – výroba legovaných ocelí (obsah chromu zvyšuje mechanickou odolnost a zajišťuje odolnost proti korozi)

– chromování chirurgických nástrojů, automobilových doplňků

– chromocen a estery kyseliny chromové – v katalytické chemii v organické syntéze

– chromité soli a chromany – vybarvování tkanin, moření a leptání kovů, a k vyčiňování kůží

– chromany se využívají při výrobě organických barviv

– sloučeniny

• oxidy – Cr2O3 – oxid chromitý (chromová zeleň)

– inertní – není rozpustný ve vodě, kyselinách ani zásadách

– připravuje se tepelným rozkladem dichromanu amonného

(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4 H2O

– redukcí dichromanu draselného sírou

Na2Cr2O7 + S → Cr2O3 + Na2SO4

 – CrO3 – oxid chromový

 – červená krystalická látka

 – silné oxidační činidlo, s mnohými látkami reaguje až explozivně

 – připravuje se reakcí dichromanu s koncentrovanou H2SO4

K2Cr2O7 + H2SO4 (konc.) → K2SO4 + 2 CrO3 + H2O

• hydroxidy – Cr(OH)3 – hydroxid chromitý

– šedozelená sraženina, vzniká srážením roztoků chromitých solí s hydroxidem amonným nebo alkalickými hydroxidy

– v kyselém prostředí se rozpouští na chromité soli

Cr(OH)3 + 3 HCl → CrCl3 + 3 H2O

– v zásaditém prostředí poskytuje chromitany

Cr(OH)3 + OH– → [Cr(OH)4]–

– z chromitanů se dále reakcí s oxidačními činidly připravují chromany

[Cr(OH)4]– + 2 H2O2 → CrO72- + 4 H2O

• chromany a dichromany – silná oxidační činidla, bývají obvykle žluté

– nerozpustné chromany se využívají jako pigment

– rozpustné chromany jsou jedovaté a využívají se k různým oxidačním pochodům

2 (Cr2O7)-II + 16 H+ → 4 Cr+III + 3 O2 + 8 H2O

(Cr2O7)-II + 6 Fe+II + 14 H+ → 2 Cr+III + 6 Fe+III + 7 H2O

(Cr2O7)-II + 6 I– + 14 H+ → 2 Cr+III + 3 I2 + 7 H2O

(Cr2O7)-II + 3 (SO3)-II + 8 H+ → 2 Cr+III + 3 (SO4)-II + 4 H2O

– Na2CrO4 – chroman sodný

 – žlutý, hygroskopický

 – připravuje se při teplotě 1000°C

4 FeO · Cr2O3 + 8 Na2CO3 + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 8 Na2CrO4 + 8 CO2

– K2CrO4 – chroman dreselný

– žlutý, působením kyselin vytváří oranžový dichroman

– v analytické odměrné analýze bichromatometrii se využívá jako odměrný roztok

Na2CrO4 + 2 KCl → 2 NaCl + K2CrO4

2 K2CrO4 + 2 H+ → K2Cr2O7 + H2O + 2 K+

– K2Cr2O7 – dichroman draselný

– používá se v analytické chemii jako primární oxidimetrický standard pro

                   titrace, protože jej lze připravit ve velmi vysoké čistotě a je prakticky neomezeně stálý

– často se používá jako oxidační činidlo v reakcích

– pigmenty – vznikají srážením, jsou nerozpustné

BaCrO4 – chroman barnatý – žlutý ultramarín

PbCrO4 – chroman olovnatý – chromová žluť

ZnCrO4 – chroman zinečnatý – zinková žluť

Ag2CrO4 – červenohnědý

Hg2CrO4 – hnědý

• ostatní soli – CrCl3 – chlorid chromitý

– z vodných roztoků krystalizuje zelený CrCl3 · 6 H2O

 – Cr2(SO4)3 · 18 H2O – tvoří fialové krystalky

 – vzniká reakcí Cr(OH)3 s H2SO4

  – KCr(SO4)2 · 12 H2O – tmavě fialový kamenec draselno-chromitý

K2Cr2O7 + H2SO4 + 3 SO2 + 11 H2O → 2 KCr(SO4)2 · 12 H2O

– CrO2Cl2 – chromyl chlorid

 – tvoří červenou kapalinu

 – vzniká kondenzací červených par

 – díky silným oxidačním vlastnostem se využívá v organické chemii

K2Cr2O7 + 4 KCl + 6 H2SO4 → 2 CrO2Cl2 + 6 KHSO4 + 3 H2O

Molybden 42Mo

– elektronová konfigurace [Kr] 5s1 4d5

– oxidační čísla – nejčastěji +VI a +IV, běžně i +V, +III a +II.

– vlastnosti – bílý, lesklý, obtížně tavitelný kov

– za normálních podmínek je stálý, odolný vůči působení vody a minerálních kyselin – snadno se pasivuje (tvorba ochranné vrstvy na povrchu kovu)

– snadno rozpustný v HCl

– nejsnáze se kovový molybden rozkládá alkalickým tavením například se směsí dusičnanu draselného a hydroxidu sodného (KNO3 + NaOH)

– výskyt – minerály molybdenit (MoS2)  a wulfenit (PbMoO4) .

– příprava – redukcí molybdenanu amonného vodíkem

(NH4)2MoO4 + 3 H2 → Mo + 2 NH3 + 4 H2O

– výroba – pražením molybdenitu vzniká MoO3, který se dále redukuje vodíkem za vzniku molybdenu a vody

2 MoS2 + 5O2 → 2 MoO3 + 2 SO2

MoO3 + 3 H2 → Mo + 3 H2O

– použití  – výroba legovaných ocelí

– pro výrobu petrochemických katalyzátorů, sloužících k odstranění sirných sloučenin z ropy a ropných produktů

– smíšené oxidy – v analytické chemii nebo barvářství, neboť mají intenzivně modré zbarvení

– sloučeniny – MoO3 – oxid

– vzniká žíháním, je ve vodě nerozpustný

– jeho reakcí s oxidy nebo hydroxidy alkalických kovů se připravují molybdenany

 –  H2MoO4 –

– velmi málo rozpustný ve vodě, navíc postrádá i oxidační účinky

– připravuje se vytěsňováním silnou minerální kyselinou z molybdenanů

 – MoS2 – disulfid molybdenu

– černá prášková sloučenina, používá se jako mazadlo v prostředích s vysokou teplotou nebo s extrémním tlakovým namáháním

(MoO4)-II + 4 S-II + 4 H2O → (MoS4)-II + 8 (OH)–

 – (NH4)MoO4 –

 – využívá se v analytické chemii

– v prostředí HNO3 – molybdenová soluce

– s fosforečnany tvoří žlutou sraženinu (NH4)3[P(Mo3O10)4]

 – Mo2N, MoC –

 – intersticiální nitrid a karbid s kompaktní mřížkou, malou těkavostí a velkou tvrdostí

 – organokovové sloučeniny – váže se se skupinami CO za vzniku karbonylů a jejich derivátů, také se umí

vázat s (C5H5)–, s anionty boranů a karboranů, také s alkyly

Wolfram 74W – elektronová konfigurace [Xe] 6s24d4

– oxidační čísla – nejčastěji +VI

– vlastnosti – bílý, až stříbrolesklý

– velmi těžký a obtížně tavitelný kov

– odolává působení vody, atmosférických plynů a většiny běžných minerálních kyselin

– snadno se pasivuje

– s kyslíkem a halogeny (kromě fluoru) reaguje až při vysokých teplotách

– výskyt – minerály scheelit (CaWO4)  a wolframit (FeWO4 · MnWO4)  

– příprava —

– výroba – při metalurgické výrobě se nejprve mechanicky separují těžké frakce rudy a výsledný koncentrát se taví s

hydroxidem sodným (NaOH)

– tavenina se louží vodou, do níž přechází vzniklý wolframan sodný (Na2WO4)

– okyselením tohoto roztoku vypadává sraženina hydratovaného oxidu wolframového WO3

– čistý wolfram se (podobně jako molybden) získá redukcí oxidů vodíkem při vyšších teplotách

WO3 + 3 H2 → W + 3 H2O

– použití – k výrobě legovaných ocelí

– materiál pro výrobu žárovkových vláken, neboť snáší vysoké teploty

– výroba petrochemických katalyzátorů, barevných pigmentů a teplotně odolných lubrikantů a maziv (sulfidy wolframu)

– mohou se využívat i jako komponenty do skel nepropouštějících rentgenové a γ záření

– nižší halogenidy se uplatňují jako katalyzátory, například WCl4 slouží jako katalyzátor disproporcionacích reakcích alkenů

– sloučeniny – WO3 – oxid wolframový

 – vzniká žíháním wolframu v kyslíku

 – žlutý, ve vodě nerozpustný prášek, který se využívá jako keramická barva

 – Na2WO4 –

  – využívá se pro přípravu dalších sloučenin wolframu

 – WC a W2C – karbidy wolframu

– jsou mimořádně tvrdé

– připravují se redukcí WO3 uhlíkem

WO3 + 4 C → WC + 3 CO

 – wolframové bronzy – jsou intenzivně zbarvené tuhé fáze

– vznikají redukcí wolframanů alkalických kovů

        – jejich složení je nestechiometrické – část atomů wolframu je redukována na W+V

VII.B skupina

– patří mezi přechodné d prvky

– valná část sloučenin má kovalentní charakter, iontovost lze předpokládat jen u sloučenin s kovem v oxidačním čísle +II

– mangan (+VII) je silným oxidačním činidlem

Mangan 25Mn

– elektronová konfigurace [Ar] 4s2 3d5

– oxidační čísla – nejstálejší oxidační číslo je +II, ale poměrně stálé je i +IV

– vyskytují se i stavy +VII, +VI, +V, +III

– v komplexech se mohou stabilizovat i čísla neobvyklá jako +I, -I, -II

– vlastnosti – šedý, tvrdý a velmi křehký kov

– obtížně tavitelný

– rozpouští se ve vodném roztoku kyselin a hydroxidů alkalických kovů za vzniku vodíku a manganatých sloučenin

– jemně rozetřený práškový mangan je pyroforický – samozápalný na vzduchu

– za normálních teplot je málo reaktivní, za vyšší teploty se slučuje s mnoha prvky

– výskyt – třetím nejrozšířenějším kovem na Zemi, vyskytuje se spolu s rudami železa

– v minerálech pyrulosit=burel (MnO2) a wolframit (FeWO4 · MnWO4)

– příprava – elektrolýzou síranu manganatého

– výroba 1) aluminotermicky redukcí kovovým hliníkem

3 Mn3O4 + 8 Al → 4 Al2O3 + 9 Mn

2) redukcí Mn3O4 uhlíkem ve vysoké peci

Mn3O4 + 4 C → 3 Mn + 4 CO

– většinou se vyrábí ve formě ferromanganu (50%Fe, 50%Mn) nebo zrcadloviny (75%Fe, 20%Mn, 5%C)

– použití – legování oceli, výroba neželezných slitin (manganový bronz)

– výroba odporových spirál, své místo má i v pyrotechnice

– k dezinfekci potravin se využívá KMnO4

– v barvířství a k moření osiva se využívají MnSO4 a MnCl2

– sloučeniny

• oxidy – MnO – oxid manganatý

– zeleně zbarvený oxid s bazickým chováním.

 – MnO2 – oxid manganičitý (burel)

– černý prášek, v kyselém prostředí je zvláště silné oxidační činidlo

– využívá se v galvanických článcích, jako katalyzátor a k barvení skla na fialovo

– redukovat ho na manganistanový aniont je možné jen nejsilnějšími oxidačními činidly

2 MnO2 + 4 KOH + O2 → 2 K2MnO4 + 2 H2O

 – Mn2O7 – oxid manganistý

 – silně kyselá, explozivní, zelená kapalina

 – silné oxidační činidlo

 – s vodou poskytuje kyselinu manganistou, stálou pouze ve vodném roztoku

• hydroxidy – Mn(OH)2 – hydroxid manganatý

– bílý a ve vodě nerozpustný

– bazický charakter, rozpouští se v kyselinách za vzniku manganatých solí

– při styku s vzdušným kyslíkem se oxiduje na nestálý hnědý hydratovaný MnO2 nebo  na MnO2

• manganistany – KMnO4 – manganistan draselný

– tvoří fialové krystalky, ve vodě se rozpouští a vzniká červenofialový roztok

– připravuje se elektrolýzou mangananu nebo oxidací chlorem

– v kyselém prostředí se redukuje

(MnO4)-I + 8 H+ + 5 e– → Mn+II + 4 H2O

5 Fe+II + (MnO4)-I + 6 H+ → 5 Fe+III + Mn+II + 4 H2O

5 (SO3)-II + (MnO4)– I + 6 H+ → 5 (SO4)-II + 2 Mn+II + 3 H2O

– v neutrálním prostředí

(MnO4)-I + 2 H2O + 3 e– → MnO2 + 4 (OH)–

– v zásaditém prostředí

4 (MnO4)-I + 4 (OH)– → 4 (MnO4)-II + 2 H2O + O2

• ostatní – MnCl2 · 4 H2O – tetrahydrát chloridu manganatého

– rozpustný ve vodě, růžový, bezvodý je bílý

– vzniká zahříváním burelu s HCl

MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2 H2O

– MnSO4 · 7 H2O  – heptahydrát síranu manganatého

– růžový, bezvodý je bílý

– vzniká rozpouštěním MnO2 v H2SO4

2 MnO2 + 2 H2SO4 → 2 MnSO4 + O2 + 2 H2O

– MnS, MnS2 – sulfidy manganu

– vyrábí se přímou syntézou z prvků

– Mn3C –

 – intersticiální sloučenina vzniklá přímou syntézou

Technecium 43Tc – elektronová konfigurace [Kr] 5s1 4d6

– oxidační čísla – nejstálejší oxidační číslo je na rozdíl od manganu +VII

– dále se vyskytují oxidační čísla +IV a +VI

– vlastnosti – šedý až stříbrný, radioaktivní kov

– výskyt – v přírodě se vyskytuje jako produkt radioaktivního rozpadu uranu 92235U

– ve vesmíru ho lze nalézt v emisním spektru hvězd typu rudých obrů

– příprava —

– výroba – bombardováním izotopů 97Mo a 98Mo neutrony v jaderném reaktoru

– použití – nemá valný význam, pouze v biologii a medicíně pro sledování metabolismu vybraných sloučenin a

sledování kostní tkáně

– sloučeniny – TcO2 – oxid technecičitý

 – černý

 – Tc2O7 – oxid technecistý

– žlutý

– s vodou vytváří kyselinu technecistou

 – halogenidy – existují Tc+IV a Tc+VI

 – TcS2, Tc2S7 – sulfidy

– nepodléhají vnitřní redoxní změně

Rhenium 75Re

– elektronová konfigurace [Xe] 6s2 5d5

– oxidační čísla – nejstálejší oxidační číslo je +VII

– dále se vyskytují oxidační čísla +III, +IV, +V a +VI

– vlastnosti – šedý až stříbrný, odolný kov s vysokým bodem tání

– výskyt – příměs nerostu molybdenitu

– příprava —

– výroba 1) termickým rozkladem rhenistanu amonného (NH4)ReO7

2 NH4ReO4 + 7 H2 → 2 Re + 2 NH4OH + 6 H2O

2) oxid rheničitý při 900oC disproporcionuje na rhenium a oxid rhenistý

7 ReO2 → 3 Re + 2 Re2O7

– použití – termoelektrické články ve vědě a technice

– uplatňuje se v katalýze v organické chemii

– sloučeniny – ReO2  – oxid rheničitý

– černý

 – ReO3 – oxid rheniový

 – červený

 – Re2O7 – oxid rhenistý

– žlutý, slabé oxidační činidlo. S vodou vytváří kyselinu rhenistou.

 – halogenidy – existují Re+III, Re+IV, Re+V, Re+VI a Re+VII

 – ReS2, Re2S7 – sulfidy

 – nepodléhají vnitřní redoxní změně