OTÁZKY A ÚLOHY Z ANORGANICKEJ CHÉMIE II 1. časť · 4 Ia Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a chemických zlúčenín Obsah prednášky • Trendy v skupinách periodického

S L O V E N S K Á T E C H N I C K Á U N I V E R Z I T A V B R A T I S L A V E

Fakulta chemickej a potravinárskej technológie

Prof. Ing. Peter Segľa, DrSc.

OTÁZKY A ÚLOHY Z ANORGANICKEJ CHÉMIE II

1. časť

Nekovové prvky, kovové a polokovové p-prvky

1

Osnova prednášok a cvičení

1. Prednáška: Úvod. Periodicita. Vodík.

• Periodicita: Trendy v skupinách periodického systému. Trendy vo väzbách. Izoelektrónové série

molekulových (kovalentných) častíc. Trendy v acidobázických vlastnostiach. Podobností zlúčenín (v

maximálnom oxidačnom stave prvku) n-tej skupiny a (n+10)-tej skupiny. Izomorfizmus iónových

zlúčenín. Diagonálna podobnosť. „Knight’s Move“ podobnosť. Podobnosť aktinoidov (Th, Pa a U)

s d-prvkami. Lantanoidová podobnosť. "Combo" prvky. Biologické aspekty.

• Vodík: Izotopy vodíka. Vlastnosti vodíka. Hydridy. Voda a vodíková väzba. Klatráty. Biologické

aspekty vodíkovej väzby.

• Aktuálne témy: Chémia ako veda XXI. storočia? Energetické zdroje budúcnosti založené na báze vodíka

(„hydrogen economy“).

1. Cvičenie: Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a chemických zlúčenín. Vzorce a názvy.

Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a chemických zlúčenín:

• Trendy v acidobázických vlastnostiach oxidov 2. a 3. periódy (s maximálnym počtom atómov kyslíka),

oxidov 15. skupiny (s maximálnym počtom atómov kyslíka), molekulových hydridy 2. a 3. periódy.

• Podobnosti zlúčenín (v maximálnom oxidačnom stave prvku) n-tej skupiny a (n+10)-tej skupiny – hliník

a skandium, zlúčeniny 14. skupina a zlúčeniny Ti(IV), zlúčeniny P(V) and V(V), zlúčeniny S(VI)

a Cr(VI), zlúčeniny Cl(VII) a Mn(VII), zlúčeniny Xe(VIII) a Os(VIII), zlúčeniny alkalických kovov (1.

skupina) a mincových kovov (11. skupina), zlúčeniny Mg(II) a Zn(II).

• Diagonálna podobnosť – Li a Mg, Be a Al, B a Si.

Vzorce a názvy:

• Ióny.

• Binárne zlúčeniny.

• Kyseliny, izopolykyseliny a ich soli.

2. Prednáška: Halogény. Vzácne plyny.

• Halogény: Trendy v skupine. Protiklady v chémii fluóru a chlóru. Fluór. Fluorovodík a kyselina

fluorovodíkova. Úvod do chémie chlóru. Chlór. Kyselina chlorovodíková. Halogenidy. Oxidy chlóru.

Oxokyseliny a oxoanióny chlóru. Vzájomné zlúčeniny halogénov a polyhalogenidové ióny. Kyanidový

anión ako pseudohalogenidový anión. Biologické aspekty.

• Vzácne plyny: Trendy v skupine. Jedinečné črty hélia. Použitie vzácnych plynov. Stručná história

zlúčenín vzácnych plynov. Fluoridy xenónu. Oxidy xenónu. Ďalšie zlúčeniny vzácnych plynov.

Biologické aspekty.

• Aktuálne témy: Fluoridácia vody. Choristan amónny – raketové palivo.

2. Cvičenie: Vodík. Halogény. Vzácne plyny.

Vodík:

• Príprava a reakcie vodíka.

• Hydridy – iónové hydridy, molekulové hydridy, kovové (d-prvky) hydridy.

• Priemyselná výroba vodíka.

• Reakcie a reakčné schémy vodíka.

Halogény:

• Tvar a názvy častíc 17. skupiny.

• Halogény ako oxidovadlá.

• Priemyselné a laboratórne spôsoby prípravy halogénov.

• Priemyselné a laboratórne spôsoby prípravy halogenovodíkov a ich kyselín, otázky rovnováhy a

mechanizmu reakcií.

• Hydrolýza molekulových halogenidov.

• Oxokyseliny a soli oxokyselín halogénov ako oxidovadlá.

• Reakcie a reakčné schémy fluóru, chlóru a jódu.

2

Vzácne plyny:


• Použitie vzácnych plynov.

• Fluoridy xenónu.

• Oxidy xenónu.

• Reakcie a reakčná schéma xenónu.

3. Prednáška: Kyslík a síra. Selén, telúr a polónium.

• Kyslík a síra. Selén, telúr a polónium: Trendy v skupine. Protiklady v chémii kyslíka a síry. Kyslík.

Väzby v kovalentných zlúčeninách kyslíka. Trendy vo vlastnostiach oxidov. Ternárne kovové oxidy.

Voda. Peroxid vodíka. Hydroxidy. Hydroxylový radikál. Úvod do chémie síry. Síra. Sulfán. Sulfidy.

Oxidy síry. Siričitany. Kyselina sírová. Sírany a hydrogensírany. Ďalšie oxoanióny síry. Halogenidy

síry. Zlúčeniny obsahujúce síru a dusík. Selén. Biologické aspekty.

• Aktuálne témy: Chémia atmosféry, ochrana ozónovej vrstvy, kyslý ďažď. Dezinfekcia vody za použitia

oxidovadiel (chlór a jeho zlúčenín, peroxid vodíka, ozón).

3. Cvičenie: Kyslík a síra. Selén, telúr a polónium.


• Dikyslík, ozón, peroxid vodíka a peroxodisíran sodný ako oxidovadlá.

• Redukčné vlastnosti sulfánu a oxidu siričitého.

• Laboratórne a priemyselné spôsoby prípravy kyslíka, peroxidu vodíka, sulfánu a oxidu siričitého,

termodynamické a kinetické aspekty.

• Oxidy síry, výroba kyseliny sírovej.

• Praktické aplikácie reakcií tiosíranu sodného.

• Protolytické a acidobázické vlastnosti, kondenzačné reakcie.

• Reakcie a reakčné schémy pre kyslík a síru.

4. Prednáška: Dusík a fosfor. Arzén, antimón a bizmut.

• Dusík a fosfor. Arzén, antimón a bizmut: Trendy v skupine. Protiklady v chémii dusíka a fosforu. Úvod

do chémie dusíka. Dusík. Hydridy dusíka. Ióny dusíka. Amónny katión. Oxidy dusíka. Halogenidy

dusíka. Kyselina dusitá a dusitany. Kyselina dusičná a dusičnany. Úvod do chémie fosforu. Fosfor.

Fosfán. Oxidy fosforu. Chloridy fosforu. Oxokyseliny fosforu a fosforečnany. Pniktidy. Biologické

aspekty.

• Aktuálne témy: Chemické dusíkaté hnojivá. Katalytické konvertory automobilov.

4. Cvičenie: Dusík a fosfor. Arzén, antimón a bizmut.


• Výroba amoniaku syntézou, termodynamické a kinetické aspekty katalyzátora, vplyv teploty a tlaku.

• Oxidácia amoniaku vzdušným kyslíkom v prítomnosti a v neprítomnosti katalyzátora, termodynamické a

kinetické aspekty.

• Laboratórne a priemyselné spôsoby prípravy N2 a P4.

• Výroba HNO3 z NH3 a H3PO4 z apatitu, termodynamické a kinetické aspekty, termický postup, mokrý

postup, superfosfát.

• Protolytické a acido-bázické vlastnosti, kondenzačné reakcie.

• Hydrolýza halogenidov.

• Reakcie a reakčné schémy pre dusík a fosfor.

3

5. Prednáška: Dusík a fosfor. Arzén, antimón a bizmut.

• Uhlík a kremík. Germánium, cín a olovo: Trendy v skupine. Protiklady v chémii uhlíka a kremíka.

Uhlík. Izotopy uhlíka. Karbidy. Oxid uhoľnatý. Oxid uhličitý. Uhličitany a hydrogénuhličitany. Sulfidy

uhlíka. Halogenidy uhlíka. Metán. Kyanidy. Kremík. Oxid kremičitý. Kremičitany. Hlinitokremičitany.

Silikóny. Cín a olovo. Oxidy cínu a olova. Halogenidy cínu a olova. Tetraetylolovo. Biologické

aspekty.

• Aktuálna témy: Sklenníkový efekt. Moderné materiály – polovodiče, supravodiče, keramické materiály.

5. Cvičenie: Dusík a fosfor. Arzén, antimón a bizmut.




kinetické aspekty.

• Laboratórne a priemyselné spôsoby prípravy N2 a P4.


postup, superfosfát.

• Protolytické a acido-bázické vlastnosti, kondenzačné reakcie.

• Hydrolýza halogenidov.

• Reakcie a reakčné schémy pre dusík a fosfor.

6. Prednáška: Bór. Hliník, gálium, indium a tálium.

• Bór. Hliník, gálium, indium a tálium: Trendy v skupine. Bór. Boridy. Borány. Oxid boritý, kyselina

trihydrogenboritá a boritany. Halogenidy borité. Hliník. Halogenidy hlinité. Síran hlinito-draselný.

Spinely. Aluminidy. Biologické aspekty.

• Aktuálne témy: Recyklácia hliníka. Oxid hlinitý a drahokamy. GaAs.

6. Cvičenie: Bór. Hliník, gálium, indium a tálium.


• Prvky skupiny ako neušľachtilé kovy.

• Výroba hliníka z bauxitu. Metalotermické reakcie hliníka (aluminotermia).

• Protolytické a acidobázické vlastnosti boritých zlúčenín, príprava a vlastnosti H3BO3.

• Hydrolýza a komplexotvorné vlastnosti halogenidov.

• Halogenidy hlinité. Protolytické a acidobázické vlastnosti hlinitých zlúčenín.

• Reakcie a reakčné schémy pre bór a hliník.

4

Ia Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a chemických zlúčenín

Obsah prednášky

• Trendy v skupinách periodického systému – alkalické kovy, halogény, prvky 15. skupiny.

• Trendy vo väzbách – prvky druhej periódy, prvky tretej periódy, fluoridy 2. a 3. periódy (s

maximálnym počtom atómov fluóru), oxidy 2. a 3. periódy (s maximálnym počtom atómov kyslíka),

hydridy 2. a 3. periódy.

• Izoelektrónové série molekulových (kovalentných) častíc.

• Trendy v acidobázických vlastnostiach – oxidy 2. a 3. periódy (s maximálnym počtom atómov kyslíka),

oxidy 15. skupiny (s maximálnym počtom atómov kyslíka), molekulové hydridy 2. a 3. periódy.


a skandium, zlúčeniny 14. skupiny a zlúčeniny Ti(IV), zlúčeniny P(V) a V(V), zlúčeniny S(VI) a Cr(VI),

zlúčeniny Cl(VII) a Mn(VII), zlúčeniny Xe(VIII) a Os(VIII), zlúčeniny alkalických kovov (1. skupina) a

mincových kovov (11. skupina), zlúčeniny Mg(II) a Zn(II).

• Izomorfizmus iónových zlúčenín – kamence, princípy izomorfnej substitúcie.

• Diagonálna podobnosť – Li a Mg, Be a Al, B a Si.

• „Knight’s Move“ podobnosť – podobnosť zlúčenín In(I) s Cu(I) a In(III) s Bi(III), podobnosť Ag(I), Tl(I)

a K(I), efekt inertného elektrónového paru.

• Podobnosť aktinoidov (Th, Pa a U) s d-prvkami.

• Lantanoidová podobnosť – podobnosť zlúčenín Eu(II) a Sr(II), podobnosť zlúčenín Ce(IV) a Th(IV).

• "Combo" prvky – bór–dusík analógy uhlíkových častíc, “Combo” prvky a polovodiče.

• Biologické aspekty – Sr, zlúčeniny Tl(I).

Kľúčové myšlienky prednášky

• Trendy v skupinách sú systematické na pravom a ľavom konci periodickej tabuľky.

• Trendy v periódach vykazujú postupnú zmenu v štruktúre a type väzieb od iónovej cez polymérnu

atómovú sieť až po malé kovalentné molekuly.

• Pozoruje sa podobnosť zlúčenín s maximálnym oxidačným číslom medzi prvkami n-tej skupiny a

(n+10)-tej skupiny.

• Diagonálna podobnosť sa pozoruje pre prvky v hornej ľavej časti periodickej tabuľky.

• Pre niektoré prvky v dolnej pravej časti periodickej tabuľky sa pozoruje “knight’s move” podobnosť.

Úlohy (prednáška)

1a.1 Vysvetlite trendy v teplotách topenia a varu pre a) prvky 1. skupiny; b) prvky 17. skupiny.

Riešenie:

a) So zväčšovaním protónového čísla prvku v skupine sa pozoruje pokles teploty topenia a teploty varu (tab.

1). Tento trend je možné vysvetliť na základe zoslabenia kovovej väzby v dôsledku nárastu kovového polomeru.

b) Pre nekovové prvky, ako sú halogény, je trend zmeny teploty topenia a varu opačný v porovnaní

s alkalickými kovmi – so zväčšovaním protónového čísla halogénu rastú. Tento rast je spôsobený rastom

disperzných síl medzi molekulami X2 spôsobený rastom celkového počtu elektrónov.

1a.2 V uvedenej tabuľke je teplota topenia neónu podstatne menšia ako pre dusík, kyslík alebo fluór.

Navrhnite vysvetlenie.

Teploty topenia a typy štruktúr prvkov 2. periódy

Prvok N2 O2 F2 Ne

Teplota topenia (°C) –210 –229 –219 –249

Typ štruktúry molek. molek. molek. molek.

Riešenie:

V prípade N2, O2, F2; medzi molekulami pôsobia silnejšie disperzné sily.

1a.3 Napíšte vzorce fluoridov neprechodných prvkov 4. periódy. Navrhnite typ väzby pre každú zlúčeninu.

5

Riešenie:

KF, CaF2, GaF3, GeF4, AsF5, SeF6, BrF5, KrF2. Väzby v KF a CaF2 sú iónové, zatiaľ čo väzby v ostatných

fluoridoch sú kovalentné.

1a.4 Pre kovové oxidy 2. skupiny sa pozorujú nasledujúce hodnoty teplôt topenia. Navrhnite dôvod pre tento

trend: MgO, 2800°C; CaO, 1728°C; SrO, 1635°C; BaO, 1475°C.

Riešenie:

Ako sa zväčšuje protónové číslo prvku, polomer katiónu rastie, čo spôsobuje zmenšenie iónového charakteru

väzby ako aj zníženie teplôt topenia oxidov.

1a.5 Napíšte vzorce pre hydridy neprechodných prvkov 4. periódy. Na základe hodnôt teploty topenia

navrhnite typ väzby pre každú zlúčeninu.

Riešenie:

KH (rozkladá sa pri 417°C); CaH2 (t.top. 816°C); GaH3 (t.top. –15°C);

GeH4 (t.top. –165°C); AsH3 (t. top. –116°C); H2Se (t.top. –86°C); HBr (t. top. –89°C)

[informácie z www.webelements.com].

Väzby v KH a CaH2 sú iónové, zatiaľ čo väzby v GeH4, AsH3, H2Se, HBr sú kovalentné.

Teplota topenia GaH3 je príliš nízka pre iónovú zlúčeninu avšak nie dostatočne nízka pre malú kovalentnú

molekulu v tejto perióde. V skutočnosti GaH3 je dimérná molekula Ga2H6 (analóg dibóranu). Preto táto

dimérna molekula má o niečo vyššiu teplotu topenia.

1a.6 Ak hydrid vápenatý roztavíme a elektrolyzujeme , vznik akých produktov očakávame na

a) anóde? b) katóde?

Riešenie:

a) plynný H2 b) kovový vápnik.

1a.7 Uhlík a dusík tvoria kyanidový ión: CN–. Napíšte vzorce zodpovedajúcich izoelektrónových častíc

a) uhlíka s kyslíkom; b) uhlíka s uhlíkom.

Riešenie:

a) C≡O; b) (C≡C)2−

1a.8 Napíšte chemickú rovnicu reakcie vody s tuhým oxidom sírovým a oxidom chrómovým.

Riešenie:

SO3(s) + H2O(l) → H2SO4(aq) CrO3(s) + H2O(l) → H2CrO4(aq)

1a.9 Stručne objasnite prečo hliník môžeme považovať za prvok 3. skupiny namiesto 13. skupiny. Riešenie:

Fyzikálne vlastnosti hliníka sa podobajú viac na vlastnosti prvkov 3. skupiny ako na vlastnosti prvkov 13.

skupiny. Hliník má vysoko záporný štandardný oxidačno-redukčný potenciál podobne ako prvky 3. skupiny a

rozdielny v porovnaní s prvkami 13. skupiny. Hlinitý katión má oktetovú konfiguráciu podobne ako katióny 3.

skupiny a rozdielnu v porovnaní s nižšími členmi 13. skupiny, ktoré majú úplne obsadené d10 orbitály. Podobne

ako skanditý katión aj hlinitý katión hydrolyzuje vo vode. Poznáme aj viacero izomorfných zlúčenín Al a Sc.

1a.10 a) Jedným z prírodných zdrojov skandia je zlúčenina ScPO4.2 H2O. Táto zlúčenina je izoštruktúrna zo

zlúčeninou kovu neprechodného prvku.

a) Napíšte vzorec tejto zlúčeniny. b) Ktorý hydroxid kovu je izoštruktúrny s hydroxidom hlinitým? Riešenie:

a) AlPO4·2 H2O, b) Hydroxid skanditý Sc(OH)3.

6

1a.11

a) Napíšte vzorce oxidu hlinitého a skanditého.

b) Napíšte vzorce oxidov fosforu a vanádu v ich maximálnom oxidačnom stave.

Riešenie:

a) Al2O3, Sc2O3. b) P2O5, V2O5.

1a.12 Fosfor tvorí trichlorid-oxid POCl3. Ktorý prechodný kov tvorí trichlorid-oxid podobného vzorca?

Riešenie:

Vanád, VOCl3.

1a.13 Aké sú vzorce oxidov chlóru a mangánu v maximálnom oxidačnom stave atómov chlóru a mangánu?

Ktoré iné oxidy týchto dvoch prvkov majú podobné vzorce?

Riešenie:

Cl2O7 a Mn2O7, ClO2 a MnO2.

1a.14 Aké sú spoločné črty kamencov?

Riešenie:

Všeobecný vzorec: M+M3+(SO42−)2·12H2O, kde M+ je draselný alebo amónny katión a M3+je hlinitý, chromitý

alebo železitý katión.

1a.15 Sodík je jediný alkalický kov, pre ktorý je najstabilnejšia zlúčenina s kyslíkom – dioxid(2–) sodný

Na2O2 (peroxid sodný). Za použitia tabuľky odvoďte, ktorý kov alkalickej zeminy tvorí tiež stabilnú zlúčeninu

obsahujúci anión dioxidu(2–).

Nábojová hustota iónov alkalických kovov M+ a iónov kovov alkalických zemín M2+

Katión

1. skupiny

Nábojová hustota

(C mm–3)

Katión

2. skupiny

Nábojová hustota

(C mm–3)

Li+ 98 — —

Na+ 24 Mg2+ 120

K+ 11 Ca2+ 52

Rb+ 8 Sr2+ 33

Cs+ 6 Ba2+ 23

Riešenie:

Keď sa bárium zohrieva v prebytku kyslíka vzniká dioxid(2−) bárnatý (BaO2). Z tabuľky vyplýva veľká

podobnosť nábojových hustôt katiónov Na+ a Ba2+.

1a.16 Podobnosť “Knight’s move” sa vyskytuje v prípade zlúčenín dvoch prvkov v rovnakom oxidačnom

stave. O aký oxidačný stav sa jedná v prípade prvkov

a) Cu a In; b) Cd a Pb; c) In a Bi; d) Zn a Sn?

Riešenie:

a) Cu(III) a In(III); b) Cd(II) a Pb(II); c) In(III) a Bi(III); d) Zn(II) a Sn(II).

1a.17 Bromid strieborný má teplotu topenia 430°C. Ktorý bromid bude mať podobnú teplotu topenia?

Skontroľujte údaje v tabuľkách na potvrdenie svojej odpovede.

Riešenie:

TlBr.

1a.18 Napíšte vzorce dvoch oxoaniónov seaborgia (Sg).

Riešenie:

SgO42− a Sg2O7

2−

7

1a.19 Navrhnite vysvetlenie na základe obsadzovania orbitálov, prečo sa v prípade európia vyskytuje oxidačný

stav +II.

Riešenie:

Katión Eu2+ má na polovicu obsadené f orbitály (f7).

1a.20 Na základe obsadzovania orbitálov navrhnite vysvetlenie, prečo sa zlúčeniny céru vyskytujú v

oxidačnom stave +IV.

Riešenie:

Cér má elektrónovu konfiguráciu [Xe]6s24f 9. Tvorba iónu Ce4+ spôsobuje zaplnenie f orbitálov (f7) na

polovicu.

1a.21 Vysvetlite podstatu Zintlovho princípu.

Riešenie:

Dvojica prvkov v zlúčenine, ktorých suma valenčných elektrónov má hodnotu osem.

1a.22 Nakreslite štruktúru pre bor–dusík “combo” analogy a) naftalénu C10H8; b) bifenylu C12H10.

Riešenie:

a) b)

Obsah cvičenia

• Trendy v acidobázických vlastnostiach oxidov 2. a 3. periódy (s maximálnym počtom atómov kyslíka),

oxidov 15. skupiny (s maximálnym počtom atómov kyslíka), molekulových hydridov 2. a 3. periódy.

(Otázky 1a.23 a 1a.24).


a skandium, zlúčeniny 14. skupiny a zlúčeniny Ti(IV), zlúčeniny P(V) a V(V), zlúčeniny S(VI) a Cr(VI),

zlúčeniny Cl(VII) a Mn(VII), zlúčeniny Xe(VIII) a Os(VIII), zlúčeniny alkalických kovov (1. skupina) a

mincových kovov (11. skupina), zlúčeniny Mg(II) a Zn(II). (Otázky 1a.25 až 1a.27).

• Diagonálna podobnosť – Li a Mg, Be a Al, B a Si. (Otázky 1a.28 a 1a.29).

Úlohy (cvičenia)

1a.23 Klasifikujte oxidy. Pre každú skupinu uveďte tri príklady oxidov. Napíšte chemické rovnice reakcie

vody s týmito oxidmi.

Riešenie:

a) molekulové: N2O5, P4O10, Cl2O7

b) iónové: Li2O, BeO, CaO

c) s atómovou štruktúrou: SiO2, PbO,Mn2O7

a) N2O5(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq)

P4O10(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4(aq)

Cl2O7(l) + H2O(l) → 2 HClO4(aq)

b) Li2O(s) + H2O(l) → 2 LiOH(aq)

BeO(s) + H2O(l) → Be(OH)2(aq)

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)

c) SiO2(s) + H2O(l) → nereaguje

PbO(s) + H2O(l) → nereaguje

Mn2O7(s) + H2O(l) → 2 HMnO4(aq)

8

1a.24 Uveďte jeden príklad z kovalentných hydridov 2. a 3. periódy :

a) hydrid s kyslými vlastnosťami b) hydrid so slabo kyslými vlastnosťami

c) hydrid so zásaditými vlastnosťami d) hydrid s neutrálnymi vlastnosťami

Napíšte chemické rovnice reakcií týchto hydridov s vodou.

Riešenie:

a) HCl(g) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl–(aq)

b) H2S(g) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ H3O+(aq) + HS–(aq)

c) NH3(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ NH4+(aq) + OH–(aq)

d) CH4(g) + H2O(l) → nereaguje

1a.25 Dusičnan titaničitý má veľa podobných vlastností vrátane identickej kryštálovej štruktúry s dusičnanom

kovu inej skupiny. Ktorý je to kov?

Riešenie:

Cín.

1a.26 Napíšte chemickú rovnicu pre reakciu vody s kvapalnými halogenidmi , chloridom kremičitým

a chloridom titaničitým.

Riešenie:

SiCl4(l ) +2 H2O(l ) → SiO2(s) + 4 HCl(g )

TiCl4(l ) +2 H2O(l ) → TiO2(s) + 4 HCl(g )

1a.27 Porovnajte chémiu a) Mn(VII) a Cl(VII); b) Ag(I) a Rb(I).

Riešenie:

a) Obidva tvoria oxoanióny MnO4− a ClO4

− , ktoré sú silné oxidovadlá. Obidva tvoria explozívne oxidy Mn2O7

a Cl2O7. Avšak, zlúčeniny Cl(VII) sú väčšinou bezfarebné, zatiaľ čo zlúčeniny Mn(VII) sú intenzívne sfarbené.

b)Nevyskytujú sa skoro žiadne podobnosti medzi zlúčeninami týchto prvkov. Len málo solí Ag(I) je

rozpustných, zatiaľ čo skoro všetky soli Rb(I) sú rozpustné. Ag(I) tvorí oxid Ag2O, zatiaľ čo Rb(I) tvorí

dioxid(2−) RbO2.

1a.28 Vysvetlite čo znamená diagonálna podobnosť.

Riešenie:

Vzťah medzi prvkom 2. periódy a prvkom na jeho pravej strane, ktorý je v 3. perióde periodickej tabuľky.

1a.29 Podčiarknite tvrdenia, ktoré dokumentujú osobitné postavenie lítia v porovnaní s ostatnými alkalickými

kovmi, resp. jeho zlúčenín a diagonálnu podobnosť lítia s horčíkom.

• Halogenidy lítia sú na rozdiel od halogenidov ostatných alkalických kovov omnoho viac/menej

kovalentnejšie/iónovejšie a preto rozpustné/nerozpustné v organických rozpúšťadlách.

• Hydroxid lítny je menej/viac zásaditý ako ostatné hydroxidy alkalických kovov, ktoré sú silné/slabé

zásady.

• Zlúčeniny lítia Li2CO3, LiNO3 a LiOH sú málo/veľmi stále (zohrievaním sa rozkladajú/nerozkladajú na

oxid), podobne/rozdielne ako anorganické zlúčeniny alkalických kovov, ktoré sú stále/nestále.

• Li+ má malý/veľký iónový polomer a nevýraznú/výraznú tendenciu tvoriť kovalentné/iónové zlúčeniny.

Iónové polomery Li+ a Mg2+ sú blízke/veľmi rozdielne.

• Soli lítia Li2CO3, Li3PO4 a LiF sú nerozpustné/rozpustné vo vode, podobne/rozdielne ako anorganické

soli ostatných alkalických kovov. Analogické soli horčíka sú nerozpustné/rozpustné vo vode.

• Lítium tvorí/netvorí nitrid Li3N podobne/rozdielne ako ostatné alkalické kovy. Kovy druhej skupiny

nitridy tvoria/netvoria.

9

Riešenie:

• Halogenidy lítia sú na rozdiel od halogenidov ostatných alkalických kovov omnoho viac/menej

kovalentnejšie/iónovejšie a preto rozpustné/nerozpustné v organických rozpúšťadlách.

• Hydroxid lítny je menej/viac zásaditý ako ostatné hydroxidy alkalických kovov, ktoré sú silné/slabé

zásady.

• Zlúčeniny lítia Li2CO3, LiNO3 a LiOH sú málo/veľmi stále (zohrievaním sa rozkladajú/nerozkladajú na

oxid) podobne/rozdielne ako anorganické zlúčeniny alkalických kovov, ktoré sú stále/nestále.

• Li+ má malý/veľký iónový polomer a nevýraznú/výraznú tendenciu tvoriť kovalentné/iónové zlúčeniny.

Iónové polomery Li+ a Mg2+ sú blízke/veľmi rozdielne.

• Soli lítia Li2CO3, Li3PO4 a LiF sú nerozpustné/rozpustné vo vode podobne/rozdielne ako anorganické soli

ostatných alkalických kovov. Analogické soli horčíka sú nerozpustné/rozpustné vo vode.

• Lítium tvorí/netvorí nitrid Li3N podobne/rozdielne ako ostatné alkalické kovy. Kovy druhej skupiny

nitridy tvoria/netvoria.

10

Ib Názvoslovie anorganických zlúčenín

Obsah cvičenia

Vzorce a názvy:

• Prvky. (Otázky 1b.1 a 1b.2).

• Ióny. (Otázky 1b.3 až 1b.11).

• Binárne a pseudobinárne zlúčeniny. (Otázky 1b.12 až 1b.15).

• Kyseliny, izopolykyseliny a ich soli. (Otázky 1b.16 až 1b.18).

1b.1 Doplňte skupinové názvy prvkov podľa dlhej formy periodickej tabuľky

skupina názov prvky

1. skupina Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

2. skupina Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

3. skupina Sc, Y, La + lantanoidy

Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu

Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr

4. – 11. skupina Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu

Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag

Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au

8. – 10. skupina Fe, Co, Ni

Ru, Rh, Pd

Os, Ir, Pt

11. skupina Cu, Ag, Au

16. skupina O, S, Se, Te, Po

17. skupina F, Cl, Br, I, At

18. skupina He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Riešenie:

skupina názov prvky

1. skupina alkalické kovy Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

2. skupina kovy alkalických zemín Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

3. skupina prvky vzácnych zemín Sc, Y, La + lantanoidy

lantanoidy Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu

aktinoidy Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr

4. – 11. skupina prvky 1. prechodného radu Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu

prvky 2. prechodného radu Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag

prvky 3. prechodného radu Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au

8. – 10. skupina podskupina železa Fe, Co, Ni

ľahké platinové kovy Ru, Rh, Pd

ťažké platinové kovy Os, Ir, Pt

11. skupina mincové kovy Cu, Ag, Au

16. skupina chalkogény O, S, Se, Te, Po

17. skupina halogény F, Cl, Br, I, At

18. skupina vzácne plyny He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

1b.2 Zloženie molekuly prvku možno vyjadriť pomocou číslovkových predpôn. Tieto názvy sa používajú

namiesto tradičných (často triviálnych) názvov prvkov najmä vtedy, keď je to dôležité z hľadiska opisu

štruktúry, reakčných mechanizmov a pod.

napr. O2 – dikyslík (systémový názov) alebo (molekulový) kyslík (tradičný názov)

Doplňte systémové a tradičné (triviálne) názvy nasledujúcich prvkov:

11

Vzorec Systémový názov Tradičný (triviálny) názov

O

O3

P4

As4

cyklo-S8

katena-S16

cyklo-Se8

C60

Riešenie:

Vzorec Systémový názov Tradičný (triviálny) názov

O monkokyslík atómový kyslík

O3 trikyslík ozón

P4 tetrafosfór biely fosfór

As4 tetraarzén žltý arzén

cyklo-S8 cyklo-oktasíra

katena-S16 katena-hexadekasíra

cyklo-Se8 cyklo-oktaselén červený selén

C60 [60]fulleren

1b.3 Názvy jednoatómových aniónov typu Eq–: V názvoch binárnych zlúčenín (zložených z dvoch prvkov) sa

názov elektronegatívnej zložky (aniónu) utvorí pripojením prípony –id (idový anión) spravidla

k poslovenčenému koreňu latinského názvu prvku. Táto prípona nevyjadruje číselnú hodnotu oxidačného

čísla, ale len skutočnosť, že atóm prvku má záporne oxidačné číslo

napr. H− – hydrid D− – deuterid

Doplňte názvy nasledujúcich jednoatómových aniónov:

H–

B–III C–IV N3– O2– F–

Si–IV P3– S2– Cl–

Ge–IV As3– Se2– Br–

Sn–IV Sb3– Te2– I–

Au–I Pb–IV, Pb−II Bi3– Po2– At–

Riešenie:

B–III – borid C–IV – karbid N3– – nitrid O2– – oxid F– – fluorid

Si–IV – silicid P3– – fosfid S2– – sulfid Cl– – chlorid

Ge–IV – germanid As3– – arzenid Se2– – selenid Br– – bromid

Sn–IV – stannid Sb3– – antimonid Te2– – telurid I– – jodid

Au–I – aurid Pb–IV – plumbid(IV) Bi3– – bizmutid Po2– – polonid At– – astatid

Pb–II – plumbid(II)

1b.4 Homoatómové anióny typu Enq–: Ak anión obsahuje viac atómov toho istého prvku vyjadruje sa ich

počet v názve greckými číslovkovými predponami (di, tri, tetra, atď). Ak je to pre jednoznačnosť potrebné

možno za názvom aniónu uviesť v zátvorke jeho nábojové číslo

napr. I3− – trijodid(1−)

Doplňte systémové a triviálne názvy nasledujúcich homoatómových aniónov:

Anión Systémový názov Triviálny názov Anión Systémový názov Triviálny názov

C22− C3

4−

N3− azid O2

−

O22− peroxid O3

− ozonid

S22− S5

2−

Sn2− I3

−

I5− Pb9

4−

12

Riešenie:

Anión Systémový názov Triviálny názov Anión Systémový názov Triviálny názov

C22− dikarbid(2−) acetylid C3

4− trikarbid(4−) alylid

N3− azid trinitrid(1−) azid O2

− dioxid(1−) hyperoxid (superoxid)

O22− peroxid dioxid(2−) O3

− ozonid trioxid(1−)

S22− disulfid(2−) S5

2− pentasulfid(2−)

Sn2− polysulfid(2−) I3

− trijodid(1−)

I5− pentajodid(1−) Pb9

4− nonaplumbid(4–)

1b.5 Hydridoanióny typu EnHmq−: Ak anión obsahuje aj atóm vodíka HI vyjadrujeme túto skutočnosť

predradením výrazu hydrogen pred názov východiskového aniónu (výnimkou je názov OH− – hydroxid)

napr. HF2− – hydrogendifluorid

Doplňte názvy nasledujúcich hydridoaniónov:

Anión názov Anión názov

HC2− OH−

SH− PH2−

HO2− HF2

−

HS2− − PH2−

Riešenie:


HC2− hydrogenacetylid OH− hydroxid

SH− ydrogensulfid PH2− dihydrogenfosfid

HO2− hydrogenperoxid HF2

− hydrogendifluorid

HS2− − hydrogendisulfid PH2− hydrogenfosfid

1b.6 Príponu –id majú aj tradičné semisystémové triviálne názvy niektorých viacprvkových aniónov, ktorých

soli formálne zaraďujeme z hľadiska názvoslovia medzi pseudobinárne zlúčeniny

napr. CN− – kyanid

Doplňte názvy nasledujúcich viacprvkových aniónov:


NH2− NH2−

NHNH2− NNH2

2−

NNH3− NCS−

NCO− CN22−

N(CN)2− C(CN)3

−

Riešenie:


NH2− amid NH2− imid

NHNH2− hydrazid(1−) NNH2

2− hydrazid(2−)

NNH3− hydrazid(3−) NCS− tiokyanatan (rodanid)

NCO− kyanatan CN22− kyánamid

N(CN)2− dikyánamid C(CN)3

− trikyánmetanid

1b.7 Anióny odvodené odobratím vodíkového katiónu od molekuly uhľovodíkov, alebo zlúčenín nekovov s

vodíkom majú názvy odvodené pripojením prípony –id k názvu východiskovej zlúčeniny

napr. východisková zlúčenina anión názov

metán, CH4 CH3− metanid

Doplňte vzorce a názvy aniónov vzniknuté z nasledujúcich východiskových zlúčenín:

13

východisková zlúčenina anión názov

benzén, C6H6

cyklopentadién C5H6

silán, SiH4

germán, GeH4

Riešenie:

východisková zlúčenina anión názov

benzén, C6H6 C6H5− benzenid

cyklopentadién C5H6 C5H5− cyklopentadienid

silán, SiH4 SiH3− silanid

germán, GeH4 GeH3− germanid

2.8 Kladné oxidačné čísla atómov, prípadne iónové mocenstva (náboje) jednoatómových katiónov sa

vyjadrujú názvoslovnými príponami ku koreňu slovenského názvu prvku

napr. Ba2+ − bárnatý katión OsVIII − osmičelý

a) Uveďte vzorce a názvy katiónov M+ pre prvky: 1. a 11. skupiny,

b) Uveďte vzorce a názvy katiónov M2+ pre prvky: 2. a 12. skupiny,

c) Uveďte vzorce a názvy katiónov M3+ pre prvky: 3. a 13. skupiny,

d) Uveďte vzorec a názov katiónu lantanoidu M4+,

e) Uveďte názvy atómov v maximálnych oxidačných stavoch pre Sc, Ti, V, Cr a Mn.

Riešenie:

a) 1. skupina: Li+ − lítny katión; Na+ − sodný katión; K+ − draselný katión; Rb+ − rubídny katión; Cs+ − cézny

katión; 11. skupina: Cu+ − meďný katión; strieborný katión; zlatný katión;

b) 2. skupina: Be2+− berylnatý katión; Mg2+− horečnatý katión; Ca2+− vápenatý katión; Sr2+− stroncnatý

katión; Ba2+ − bárnatý katión; Ra2+ − rádnatý katión; 12. skupina: Zn2+ − zinočnatý katión; Hg2+ − ortutnatý

katión;

c) 3. skupina: Sc3+− skanditý katión; Y3+− ytritý katión; La3+− lantanitý katión; 13. skupina: Al3+− hlinitý

katión; Ga3+− gálitý katión; In3+− inditý katión; Tl3+− tálitý katión;

d) Ce4+− ceričitý katión; e) ScIII – skanditý; TiIV – titaničitý; VV – vanadičný; CrVI – chromový a MnVII –

manganistý.

1b.9 Názvy viacatómových katiónov typu Enq+: Názvy katiónov obsahujúcich viac atómov toho istého

prvku, ktorých oxidačné číslo má obvykle hodnotu zlomku sa uvádzajú v genetíve a odvodzujú sa pridaním

číslovkovej predpony k názvu prvku ako aj uvedeným nábojového čísla v zátvorke za názvom katiónu

napr. O2+ − katión dikyslíka(1+)

Uveďte názvy nasledujúcich viacatómových katiónov: Hg22+, S2

2+, N5+, I3

+, Bi54+.

Riešenie:

Hg22+ − katión diortute(2+); S2

2+ − katión disíry(2+); N5+ − katión pentadusíka(1+); I3

+ − katión trijódu(1+);

Bi54+ – katión pentabizmutu(4+).

1b.10 Hydridokatióny typu EnHmq+:

a) Katióny odvodené adíciou H+ k molekule zlúčeniny nekovového prvku s vodíkom majú zvyčajne názvy

utvorené pripojením prípony –ónium (katión –ónia, óniový katión) ku koreňu latinského názvu prvku.

Názvy zlúčenín sa obvykle uvádzajú v genetíve

napr. H3O+ − oxónium, katión oxónia

Uveďte názvy nasledujúcich hydridokatiónov:

H3O+ H3S+

H2F+ H2I+

PH4+ AsH4

+

SbH4+ NH4

+

H3Se+ H3Te+

14

b) V niektorých prípadoch sa pre katióny odvodené adíciou H+ k rozličným molekulám používajú názvy

utvorené pridaním prípony –ium k názvu zlúčeniny

napr. N2H5+ − hydrazínium(1+), katión hydrazínia(1+)

Uveďte názvy nasledujúcich hydridokatiónov:

N2H62+ C5H10NH2

+

C5H5NH+ (CH3)2COH+

C6H5NH3+

c) Katióny odvodené adíciou H+ k molekulám oxokyselín majú názvy odvodené pripojením prípony –

acídium k adaptovanému medzinárodnému názvu zodpovedajúceho aniónu kyseliny. V prípade potreby sa

uvedie aj nábojové číslo katiónu

napr. H3SO4+ − sulfátacídium(1+)

Uveďte názvy nasledujúcich katiónov:

H2NO3+ (H4SO4)2+

H4PO4+ CH3COOH2

+

d) V názvoch substitučných derivátov katiónov sa uvedie v podobe predpony aj názov substituenta.

napr. Sb(CH3)4+ − tetrametylstibónium

[PCl4]+ PPh4+

[NF4]+ [SCl3]+

Riešenie:

a)

H3O+ oxónium, katión oxónia H3S

+ sulfónium, katión sulfónia

H2F+ fluorónium, katión fluorónia H2I

+ jodónium, katión jodónia

PH4+ fosfónium, katión fosfónia AsH4

+ arzónium, katión arzónia

SbH4+ stibónium, katión stibónia NH4

+ amónium, amónny katión

H3Se+ selenónium, katión sulfónium H3Te+ telurónium, katión telurónia

b)

N2H62+ hydrazínium(2+) C5H10NH2

+ piperidínium

C5H5NH+ pyridínium (CH3)2COH+ acetónium

C6H5NH3+ anilínium

c)

H2NO3+ nitrátacídium (H4SO4)

2+ sulfátacídium(2+)

H4PO4+ fosfátacídium CH3COOH2

+ acetátacídium

d)

[PCl4]+ tetrachlorofosfónium PPh4

+ tetrafenylfosfónium kde Ph = C6H5 – fenyl

[NF4]+ tetrafluoroamónium [SCl3]

+ trichlorosulfónium

1b.11 a) Niektoré katiónové alebo neutrálne atómové skupiny obsahujúce okrem základného prvku ešte

kyslík alebo iné chalkogény majú osobitné tradičné názvy so zakončením –yl (podobne ako radikály).

V názvoch zlúčenín sa uvádzajú v genitíve

napr. CO – karbonyl

Uveďte názvy nasledujúcich atómových skupín:

OH SO

NO SO2

NO2 PO

CrO2 NpO2

PO PS

b) Ak katiónové skupiny rovnakého zloženia majú rozdielne nábojové čísla, uvádzame ich v zátvorke za

názvom skupiny (prípadne uvedieme oxidačné číslo základného prvku).

napr. UO2+ – uranyl(1+) alebo uranyl(V)

15

Uveďte názvy nasledujúcich katiónových skupín:

UO22+ VO+

VO2+ VO3+

Riešenie:

a)

OH hydroxyl SO tionyl

NO nitrozyl SO2 sulfuryl

NO2 nitryl PO fosforyl

CrO2 chromyl NpO2 neptunyl

PO fosforyl PS tiofosforyl

b)

UO22+ uranyl(2+), uranyl(VI) VO+ vanadyl(1+), vanadyl(III)

VO2+ vanadyl(2+), vanadyl(IV) VO3+ vanadyl(3+) vanadyl(V)

1b.12 a) Binárne zlúčeniny – valenčné zlúčeniny typu AmBn: Väčšina názvov sa tvorí ako dvojslovné spojenie

podstatného mena (charakterizujúceho elektronegatívnu zložku – anión) a prídavného mena

(charakterizujúceho elektropozitívnu zložku – katión). Poradie názvov zložiek v názve je teda opačné ako

poradie symbolov zložiek vo vzorci zlúčeniny

napr. Si3N4 – nitrid kremičitý

Uveďte názvy nasledujúcich binárnych zlúčenín:

CaH2 Li3B K4C

Ba3N2 N2O5 Na2Se

MgTe Cl2O7 XeF6

RuO4 P4O10 Bi2S3

b) Pseudobinárne zlúčeniny: Podobným spôsobom sa postupuje aj v prípade niektorých viacprvkových tzv.

pseudobinárnych zlúčenín (hydroxidy, kyanidy a i.), ktoré sa formálne podobajú binárnym zlúčeninám

napr. Ni(CN)2 – kyanid nikelnatý

Uveďte názvy nasledujúcich pseudobinárnych zlúčenín:

La(OH)3 Ba(NH2)2 Cu(CN)2

RbN3 Na2S5 KI3

BaO2 KO3 NaNCS

NH4HS SrHN CaC2

(N2H5)Cl PH4I CS2

NOI VOCl2 NO2F

UO2Br2 CrO2Cl2 SO2(NH2)2

SOCl2 CO(NH2)2 COCl2

Riešenie:

a)

CaH2 – hydrid vápenatý Li3B – borid lítny K4C – karbid draselný

Ba3N2 – nitrid bárnatý N2O5 – oxid dusičný Na2Se – selenid sodný

MgTe – telurid horečnatý Cl2O7 – oxid chloristý XeF6 – fluorid xenónový

RuO4 – oxid ruteničelý P4O10 – oxid fosforečný Bi2S3 – sulfid bizmutitý

b)

La(OH)3 – hydroxid lantanitý Ba(NH2)2 – amid bárnatý Cu(CN)2 – kyanid meďnatý

RbN3 – azid rubídny Na2S5 – pentafulfid sodný KI3 – trijodid draselný

BaO2 – peroxid bárnatý KO3 – ozonid draselný NaNCS – rodanid sodný

NH4HS – hydrogensulfid amónny SrHN – imid strontnatý CaC2 – acetylid vápenatý

(N2H5)Cl – chlorid hydrazínia PH4I – jodid fosfónia CS2 – sulfid uhličitý (sírouhlík)

NOI – jodid nitrozylu VOCl2 – chlorid vanadylu (IV) NO2F – fluorid nitrilu

UO2Br2 – bromid uranylu CrO2Cl2 – chlorid chromylu SO2(NH2)2 – amid sulfurylu

SOCl2 – chlorid tionylu CO(NH2)2 – amid karbonylu COCl2 – chlorid karbonylu

16

1b.13 Ternárne a kvartérne zlúčeniny typu ABCD: Ak zlúčenina obsahuje viac katiónových alebo aniónových

zložiek, ich názvy sa spravidla zapisujú v abecednom poradí značiek prvkov a vyslovujú v abecednom poradí

výslovnosti značiek prvkov. V prípade nejednoznačnosti možno uviesť v zátvorke za názvom aniónu jeho

nábojové číslo

napr. PCl3O – trichlorid-oxid fosforečný

Uveďte názvy nasledujúcich zlúčenín:

PCl3S KMgF3

BaNiO2 MnCl2O

NaNbO3 Cu2CO3(OH)2

LiAlH4 KBH4

AlKMn2O4(OH)4

Riešenie:

PCl3S – trichlorid-sulfid fosforečný KMgF3 – fluorid draselno-horečnatý

BaNiO2 – oxid bárnato-nikelnatý MnCl2O – dichlorid-oxid manganičitý

NaNbO3 – trioxid niobično-sodný Cu2CO3(OH)2 – dihydroxid-bis(uhličitan) dimeďnatý

LiAlH4 – tetrahydridohlinitan lítny KBH4 – tetrahydrihoboritan draselný

AlKMn2O4(OH)4 – tetrahydroxid-tetraoxid draselno-hlinito-dimanganičitý

1b.14 Nevalenčné zlúčeniny AmBn: Názov prvku ako elektropozitívnej zložky sa uvádza v genetíve vtedy ak je

obťažné určiť jeho oxidačné číslo, resp. ak nemá celočíselnú hodnotu. Stechiometrické zloženie zlúčeniny sa

vyjadruje gréckymi číslovkovými predponami

napr. U3O8 – oxid triuránu

Uveďte názvy nasledujúcich nevalenčných zlúčenín:

Fe3C FeC3 MgP4

LiAs P4S3 S4N4

Riešenie:

Fe3C – karbid triželeza FeC3 – trikarbid železa MgP4 – tetrafosfid horčíka

LiAs – arzenid lítia P4S3 – trisulfid tetrafosforu S4N4 – tetranitrid tetrasíry

1b.15 a) Hydridy: Systémové názvy zlúčenín niektorých nekovových prvkov s vodíkom sú odvodené od

latinského názvu základného prvku pridaním prípony –án k jeho koreňu

napr. AsH3 – arzán

Uveďte názvy nasledujúcich hydridov:

CH4 NH3 H2O

SiH4 PH3 H2S

GeH4 AsH3 H2Se

SnH4 SbH3 H2Te

PbH4 BiH3 H2Po

B2H6 C2H6 N2H4 H2O2

Si2H6 P2H4 H2S2

Ga2H6 Ge2H6 As2H4 H2Se2

Sn2H6 H2Te2

b) Halogenovodíky (pseudohalogenovodíky) typu HA: Viaceré binárne zlúčeniny nekovov a niektoré formálne

analogické zlúčeniny majú jednoslovné názvy utvorené z názvov jednotlivých zložiek a spojovacieho -o-.

napr. HCl – chlorovodík

Uveďte názvy nasledujúcich halogenovodíkov:

HF HBr HI AsH3

HCN HNCS H2S SnH4

c) Pre niektoré binárne a pseudobinárne zlúčeniny sa používajú semisystmové a triviálne názvy.

Uveďte názvy nasledujúcich zlúčenín:

(CN)2 (CN)x (NCS)2 H2NCN

17

Riešenie:

a) CH4 – metán (triv.) NH3 – amoniak (triv.) H2O – voda (triv.)

SiH4 – silán PH3 – fosfán H2S – sulfán

GeH4 – germán AsH3 – arzán H2Se – selán

SnH4 – stannán SbH3 – stibán H2Te – telán

PbH4 – plumbán BiH3 – bizmután H2Po – polán

B2H6 – diborán C2H6 – etán (triv.) N2H4 – hydrazín (triv.) H2O2 –peroxid vodíka (triv.)

Si2H6 – disilán P2H4 – difosfán H2S2 – disulfán

Ga2H6 – digalán Ge2H6 – digermán As2H4 – diarzán H2Se2 – diselán

Sn2H6 – distannán H2Te2 – ditelán

b)

HF – fluorovodík, HBr – bromovodík, HI – jodovodík AsH3 – arzenovodík

HCN – kyanovodík, HNCS – rodanovodík H2S – sírovodík SnH4 – cínovodík

c)

(CN)2 – dikyán (CN)x – parakyán (NCS)2 – dirodán H2NCN – kyanamid

1b.16 (Pseudo) halogenvodíkové kyseliny typu HA: Vodné roztoky niektorých binárnych zlúčenín nekovov

majú vlastnosti bezkyslíkatých kyselín. Ich názov sa utvorí pričlenením prípony -ová k názvu zlúčeniny a

predradením slova kyselina

napr. HCl(aq) – kyselina chlorovodíková

Uveďte názvy nasledujúcich bezkyslíkatých kyselín:

HF HCl

HBr HI

H2S H2Se

HN3 HCN

HOCN HONC

HNCO HSCN

HSeCN HNCS

Riešenie:

HF – kyselina fluorovodíková HCl – kyselina chlorovodíková

HBr – kyselina bromovodíková HI – kyselina jodovodíková

H2S – kyselina sírovodíková H2Se – kyselina selenovodíková

HN3 – kyselina azidovodíková (triv.) HCN – kyselina kyanovodíková (triv.),

HOCN – kyselina kyanatá (triv.) HONC – kyselina fulmínová (triv.)

HNCO – kyselina izokyanatá (triv.) HSCN – kyselina izotiokyanatá (rodanovodíková, triv.)

HSeCN – kyselina selenokyanatá (triv.) HNCS – kyselina tiokyanatá (triv.)

1b.17 a) Názvy oxidokyselín (kyslíkatých kyselín) sú zložené z podstatného mena kyselina a z prídavného

mena utvoreného spojením koreňa názvu kyselinotvorného prvku s názvoslovnou príponou charakterizujúcou

jeho oxidačné číslo. Ak je počet atómov HI jeden alebo dva, ich počet sa v názve kyseliny neuvádza.

napr. HBrO – kyselina brómna

Ak jestvuje niekoľko oxokyselín kyselinotvorného prvku s tým istým oxidačným číslom, ktoré obsahujú v

molekule jeden atóm kyselinotvorného prvku a líšia sa chemickým zložením, alebo ak je to pre jednoznačnosť

názvu potrebné, uvedie sa počet atómov vodíka HI v molekule kyseliny nahraditeľných katiónmi, gréckou

číslovkovou predponou pred výrazom hydrogen, ktorý sa pričlení pred názov kyseliny

napr. H2TeO4 – kyselina telúrová H6TeO6 – kyselina hexahydrogentelúrová

Uveďte názvy nasledujúcich oxidokyselín:

H3BO3 H2CO3

H4SiO4 HNO2

HNO3 H3PO4

H3AsO4 H2SO3

H2SO4 H2SeO3

H2SeO4 HClO

HClO2 HClO3

HClO4 HIO4

18

H5IO6 HIO3

H2TeO3 H2TeO4

H6TeO6 H3VO4

H2MnO4 H2CrO4

HMnO4 H2MoO4

HTcO4 H2FeO4

b) Viacjadrové kyseliny majú v molekule niekoľko atómov kyselinotvorného prvku. Ak všetky kyselinotvorné

atómy prináležia tomu istému prvku, ide o izopolykyseliny. Názov základného prvku v izopolykyseline sa doplní

o počet atómov tohto prvku. V názve kyseliny sa uvádza aj počet atómov vodíka HI

napr. H2N2O2 – kyselina dihydrogendidusná

Uveďte názvy nasledujúcich izopolykyselín:

H2S2O7

H2S2O5

H2S2O7

H4P2O7

H5P3O10

H2Cr2O7

H2Cr3O10

H6Mo7O24

cyklo-H3P3O9

cyklo-H4P4O12

katena-H6P4O13

c) Peroxokyseliny sú kyslíkaté kyseliny, v ktorých atóm kyslíka –O– (O–II) je nahradený peroxo skupinou

–O–O– (O22–). Ich názvy sa tvoria podobne ako názvy vyššie uvedených kyselín.

Počet peroxo skupín sa vyznačuje číslovkovou predponou

napr. H2CO4 = CIVO(OH)(OOH) – kyselina peroxouhličitá

Uveďte názvy nasledujúcich peroxokyselín:

HNO3 = NIIIO(OOH)

HNO4 = NVO2(OOH)

H3PO5 = PVO(OH)2(OOH)

H2SO5 = SVIO2(OH)(OOH)

H2S2O8 = SVIO2(OH)(O2)–IISVIO2(OH)

H4P2O8 = PVO(OH)2(O2)–IIPVO(OH)2

d) V prípade niektorých zložitejších kyselín je nevyhnutné poznať funkčný alebo štruktúrny vzorec:

napr. H3PO2 – kyselina fosforná,

alebo PV(H−I)2O(OH) – kyselina hydrogendihydridodioxidofosforečná

Uveďte názvy nasledujúcich zložitejších oxidokyselín:

H3PO3

H2(S2) O3

H2(S2)O2

H3(PS)O3

H2CS3

H2(S2)O4

H2(S2)O6

H2(S4)O6

H2(S6)O6

Riešenie:

a)

H3BO3 – kyselina trihydrogenboritá H2CO3 – kyselina uhličitá

H4SiO4 – kyselina kremičitá HNO2 – kyselina dusitá

HNO3 – kyselina dusičná H3PO4 – kyselina trihydrogenfosforečná

H3AsO4 – kyselina trihydrogenarzeničná H2SO3 – kyselina siričitá

H2SO4 – kyselina sírová H2SeO3 – kyselina seleničitá

19

H2SeO4 – kyselina selénová HClO – kyselina chlórna

HClO2 – kyselina chloritá HClO3 – kyselina chlorečná

HClO4 – kyselina chloristá HIO4 – kyselina jodistá

H5IO6 – kyselina pentahydrogenjodistá HIO3 – kyselina jodičná

H2TeO3 – kyselina teluričitá H2TeO4 – kyselina dihydrogentelúrová

H6TeO6 – kyselina hexahydrogentelúrová H3VO4 – kyselina trihydrogenvanadičná

H2MnO4 – kyselina mangánová H2CrO4 – kyselina chrómová

HMnO4 – kyselina manganistá H2MoO4 – kyselina molybdénová

HTcO4 – kyselina technecistá H2FeO4 – kyselina železová

b)

H2S2O7 – kyselina dihydrogendisírová

H2S2O5 – kyselina dihydrogendisiričitá

H4P2O7 – kyselina tetrahydrogendifosforečná

H5P3O10 – kyselina pentahydrogentrifosforečná

H2Cr2O7 – kyselina dihydrogendichrómová

H2Cr3O10 – kyselina dihydrogentrichrómová

H6Mo7O24 – kyselina hexahydrogenheptamolybdénová

cyklo–H3P3O9 – kyselina cyklo–trihydrogenfosforečná

cyklo–H4P4O12 – kyselina cyklo–tetrahydrogentetrafosforečná

katena–H6P4O13 – kyselina katena–hexahydrogentetrafosforečná

c)

HNO3 = NIIIO(OOH) – kyselina peroxodusitá

HNO4 = NVO2(OOH) – kyselina peroxodusičná

H3PO5 = PVO(OH)2(OOH) – kyselina peroxofosforečná

H2SO5 = SVIO2(OH)(OOH) – kyselina peroxosírová

H2S2O8 = SVIO2(OH)(O2)IISVIO2(OH) – kyselina peroxodisírová, (väzba O3S–O–O–SO3),

porovnaj s kyselinou tetratiónovou

H4P2O8 = PVO(OH)2(O2)IIPVO(OH)2 – kyselina peroxodifosforečná (väzba O3P–O–O–PO3)

d)

H3PO3 – kyselina fosforitá, alebo PV(H−I)O(OH)2 – kyselina dihydrogenhydridotrioxidofosforečná

H2(S2) O3 = SVIOS−II(OH)2 – kyselina tiosírová, porovnaj s SVIO2(OH)2 – kyselina sírová

H2(S2)O2 = SIVS−II(OH)2 – kyselina tiosiričitá, porovnaj s SIVO(OH)2 – kyselina siričitá

H3(PS)O3 = PVS−II(OH)3 – kyselina tiofosforečná, porovnaj s PVO(OH)3 – kyselina fosforečná

H2CS3 = CIVS−II(SH)2 – kyselina tritiouhličitá, porovnaj s CIVO(OH)2 – kyselina uhličitá

H2(S2)O4 = SO(OH)SO(OH) – kyselina ditioničitá (väzba O2S–SO2)

H2(S2)O6 = SO2(OH)SO2(OH) – kyselina ditiónová (väzba O3S–SO3)

H2(S4)O6 = SVIO2(OH)(S2)−IISVIO2(OH) – kyselina tetratiónová (väzba O3S–S–S–SO3)

H2(S6)O6 = SVIO2(OH)(S4)−IISVIO2(OH) – kyselina hexatiónová (väzba O3S–S–S–S–S–SO3)

1b.18 a) Soli typu MnXm: Názvy jednoduchých solí oxokyselín sú zložené z dvoch častí (slov). Podstatné

meno charakterizuje zápornú časť (anión) oxosoli. Utvorí sa z prídavného mena zodpovedajúcej kyseliny tým,

že sa prípona charakterizujúca názov kyseliny nahradí príponou charakterizujúcou názov oxoaniónu.

Prídavným menom je názov príslušného katiónu a jeho prípona vyjadruje kladné oxidačné číslo prvku

tvoriaceho katión. Počet viacatómových aniónov možno určiť násobiacimi predponami bis, tris a pod. pred

zátvorkou, v ktorej je názov aniónu. V názve izopolyzlúčeniny sa okrem počtu atómov kyselinotvorného

prvku uvedie aj počet katiónov v zložení soli

napr. Cr2(SO4)3 – síran chromitý Ba3(H2IO6)2 – bis(dihydrogenjodistan) tribárnatý

Uveďte názvy nasledujúcich soli:

KBrO KClO

Na2SnO2 CaPbO2

KNO2 NaClO2

MgCO3 CaSiO3

KClO3 NaNO3

20

CaSO4 BaCrO4

KClO4 KMnO4

Cd3(AsO4)2 Th3(PO4)4

Zr3(PO4)4 K2Cr2O7

Na4P2O7 K5P3O10

(NH4)2Cr2O7 K4I2O9

b) Názvy hydrogensoli sa tvoria podobne ako názvy jednoduchých soli ale názov aniónu soli je doplnený o

predponu vyjadrujúcu počet atómov vodíka HI

napr. NH4HCO3 – hydrogenuhličitan amónny

Uveďte názvy nasledujúcich hydrogensoli:

NaHS NH4HF2

Na2HAsO3 Na2HAsO4

Na2HPO4 NaH2PO4

CaHPO4 Ca(H2PO4)2

NaHSO3 KHSO4

c) Hydráty: Názov kryštalohydrátu je zložený z troch časti (slov) "počet molekúl vody – hydrát + názov soli v

druhom páde (anión + katión)"

napr. FeSO4.7H2O – heptahydrát síranu železnatého

Uveďte názvy nasledujúcich hydrátov:

LiNO3 ·1/2H2O

CaSO4 ·2H2O

CuSO4 ·5H2O

FeSO4 ·7H2O

Na2SO4 ·10H2O

Na3PO4·12H2O

CaSO41/2H2O

AuCl32H2O

CuSO45H2O

(NH4)2Fe(SO4)26H2O

NH4Fe(SO4)212H2O

Na2SO410H2O

AlKFe(SO4)212H2O

Na2B4O710H2O = Na2(B4O5(OH)4)8H2O

d) Zmiešané soli obsahujú hydroxidové alebo oxidové anióny. Ich aniónová časť je zložená minimálne z

dvoch zložiek. Názvy aniónov sa uvádzajú v abecednom poradí a navzájom sa oddeľujú pomlčkami.

napr. MnO(OH)2 – dihydroxid-oxid manganičitý

Uveďte názvy nasledujúcich zmiešaných soli:

BiCl(O)

PbBr(OH)

BiNO3(O)

Cu2(OH)2CO3

Cu3(CO3)2(OH)2

Pb3(CO3)2(OH)2

Ca5OH(PO4)3

Riešenie:

a)

KBrO – bromnan draselný KClO – chlórnan draselný

Na2SnO2 – cinatan sodný CaPbO2 – olovnatan vápenatý

KNO2 – dusitan draselný NaClO2 – chloritan sodný

MgCO3 – uhličitan horečnatý CaSiO3 – kremičitan vápenatý

KClO3 – chlorečnan draselný NaNO3 – dusičnan sodný

CaSO4 – síran vápenatý BaCrO4 – chroman bárnatý

KClO4 – chloristan draselný KMnO4 – manganistan draselný

21

Cd3(AsO4)2 – bis(arzeničnan) trikademnatý Th3(PO4)4 – tetrakis(fosforečnan) tritoričitý

Zr3(PO4)4 – tetrakis(fosforečnan) trizirkoničitý K2Cr2O7 – dichroman didraselný

Na4P2O7 – difosforečnan tetrasodný K5P3O10 – trifosforeč nan pentadraselný

(NH4)2Cr2O7 – dichroman diamónny K4I2O9 – dijodistan tetradraselný

b)

NaHS Hydrogensulfid sodný NH4HF2 – hydrogendifluorid amónny

Na2HAsO3 – hydrogenarzenitan disodný Na2HAsO4 – hydrogenarzenič nan disodný

Na2HPO4 – hydrogenfosforečnan disodný NaH2PO4 – dihydrogenfosforečnan sodný

CaHPO4 – hydrogenfosforečnan vápenatý Ca(H2PO4)2 –bis(dihydrogenfosforečnan) vápenatý

NaHSO3 – hydrogensiričitan sodný KHSO4 – hydrogensíran draselný

c)

LiNO3 ·1/2H2O – hemihydrát dusičnanu litného

CaSO4 ·2H2O – dihydrát síranu vápenatého

CuSO4 ·5H2O – pentahydrát síranu meďnatého

FeSO4 ·7H2O – heptahydrát síranu železnatého

Na2SO4 ·10H2O – dekahydrát síranu disodného

Na3PO4·12H2O– dodekahydrát fosforečnanu trisodného

CaSO41/2H2O – hemihydrát síranu vápenatého (sadra, triv.)

AuCl32H2O – dihydrát chloridu zlatitého

CuSO45H2O – pentahydrát síranu meďnatého (modrá skalica, triv.)

(NH4)2Fe(SO4)26H2O – hexahydrát síranu amónno-železnatého (Mohrova soľ, triv.)

NH4Fe(SO4)212H2O – dodekahydrát síranu amónno-železitého

Na2SO410H2O – dekahydrát síranu sodného (Glauberova soľ, triv.)

AlKFe(SO4)212H2O – dodekahydrát síranu draselno-hlinitého (kamenec hlinito-draselný, triv.)

Na2B4O710H2O = Na2(B4O5(OH)4)8H2O – oktahydrát tetrahydroxo-pentaoxotetraboritanu

disodného (bórax, triv.)

d)

BiCl(O) – chlorid-oxid bizmutitý

PbBr(OH) – bromid-hydroxid olovnatý

BiNO3(O) – dusičnan-oxid bizmutitý

Cu2(OH)2CO3 – dihydroxid-uhličitan dimeďnatý

Cu3(CO3)2(OH)2 – dihydroxid-bis(uhličitan) trimeďnatý

Pb3(CO3)2(OH)2 – dihydroxid-bis(uhličitan) triolovnatý

Ca5OH(PO4)3 – tris(fosforečnan)-hydroxid pentavápenatý

22

II Vodík

Obsah prednášky

• Izotopy vodíka, nukleárna magnetická rezonancia.

• Vlastnosti vodíka.

• Hydridy – iónové hydridy, molekulové hydridy, kovové (d-prvky) hydridy.

• Voda a vodíková väzba.

• Klatráty – klatráty metánu, klatráty oxidu uhličitého.

• Biologické aspekty vodíkovej väzby.


• Vodík je reaktívny, plynný prvok.

• Sú známe tri skupiny hydridov: iónové, molekulové (tri podskupiny) a kovové.

• Vodíková väzba má dôležitú úlohu pri určení fyzikálnych vlastností vody.

• Klatráty (metánu a oxidu uhličitého) sú dôležité z hľadiska životného prostredia.


2.1 Kocka ľadu pri teplote 0°C sa vloží do kvapalnej vody pri 0°C. Kocka ľadu vo vode klesá. Navrhnite

vysvetlenie.

Riešenie:

Kocka ľadu je zložená z “ťažkej” vody, oxidu deutérneho.

2.2 Ktorý z nasledujúcich izotopov môžeme študovať nukleárnou magnetickou rezonanciou: uhlík-12, kyslík-

16, kyslík-17?

Riešenie:

Len kyslík-17, pretože obidva izotopy uhlík-12 a kyslík-16 majú párny počet protónov a neutrónov.

2.3 Prečo pri štúdiu NMR spektra zlúčeniny sú absorpčné frekvencie vyjadrené v jednotkách ppm?

Riešenie:

Rozdiel v absorpčnej frekvencii je veľmi malý okolo 10−6 zo samotného signálu.

2.4 Vysvetlite prečo nie je vodík umiestnený v periodickej tabuľky v skupine spolu s alkalickými kovmi.

Riešenie:

Na rozdiel od alkalických kovov vodík nie je kov a ani nereaguje s vodou.

2.5 Napíšte elektrónovú konfiguráciu častíc H2, H2+ a H2

–. Vypočítajte väzbový poriadok.

Riešenie:

H2: (1g)2 N = 1 H2

+: (1g)1 N = 1/2 H2

−: (1g)2(1u)

1 N = 1/2

2.6 Vysvetlite prečo nie je vodík umiestnený v periodickej tabuľke v skupine spolu s halogénmi.

Riešenie:

Vodík len vzácne tvorí záporný ión.

Vodík Chlór

Väzbová energia 432 kJ·mol−1 240 kJ·mol−1

Elektrónová afinita −79 kJ·mol−1 −349 kJ·mol−1

23

2.7 Vysvetlite prečo je vodík pomerne nereaktívny.

Riešenie:

Divodík je pomerne nereaktívny plyn, pretože má veľkú väzbovú energiu, ktorá je väčšia ako energia väzby

vodíka k väčšine iných prvkov.

2.8 Je reakcia divodíka s didusíkom za vzniku amoniaku riadená entropiou alebo entalpiou? Nepoužívajte

údaje z tabuliek. Vysvetlite svoje dôvody.

Riešenie:

Entalpicky riadená reakcia. V reakcii N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

je pokles počtu plynných molekúl, teda dochádza k poklesu entropie.

2.9 Aké sú hlavné rozdiely vo fyzikálnych vlastnostiach medzi iónovými a molekulovými hydridmi?

Riešenie:

Iónové hydridy sú tuhé látky; molekulové hydridy sú väčšinou plyny alebo nízko vriace kvapaliny.

2.10 Uveďte, ktorý z nasledujúcich hydridov je plyn alebo tuhá látka: a) HCl; b) NaH. Uveďte dôvod.

Riešenie:

a) Plyn. Je to molekulový hydrid. b) Tuhá látka. Je to iónový hydrid.

2.11 Diskutujte o troch skupinách molekulových hydridov.

Riešenie:

Sú tri skupiny molekulových hydridov: tie v ktorých je atóm vodíka nábojovo skoro neutrálny;

tie v ktorých má pozitívny náboj, a tie v ktorých má negatívny náboj. Väčšina molekulových hydridov patrí do

prvej skupiny.

2.12 Ktorý z nasledujúcich hydridov iónový, kovový, molekulový alebo nestabilný hydrid tvoria nasledujúce

prvky: a) chróm; b) striebro; c) fosfor; d) draslík?

Riešenie:

a) kovový; b) žiadny; c) kovalentný; d) iónový.

2.13 Napíšte vzorce pre hydridy neprechodných prvkov 4. periódy od draslíka po bróm. Aký je trend

v ich vzorcoch? Akým spôsobom sa líšia prvé dva hydridy v tejto sérii od ostatných?

Riešenie:

KH; CaH2, GaH3, GeH4, AsH3, H2Se, HBr. Počet atómov vodíka rastie o jeden atóm vodíka až po Ge, potom

postupne klesá o jeden atóm vodíka až po bromovodík. Prvé dva hydridy (KH a CaH2) sú iónové, ostatné sú

molekulové hydridy.

2.14 Ukážte, že reakcia spaľovania metánu: CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O (g) je spontánna reakcia.

Vypočítajte štandardnú mólovú entalpiu, entropiu a voľnú energiu spaľovania metánu z hodnôt tvorných

entalpií a absolutných entropií. Použite údaje uvedené v tabuľkách v prílohe 1.

Riešenie:

Pre reakciu, ΔH° = [1(−394) + 2(−286) − 1(−75)] kJ·mol−1 = −891 kJ·mol−1

ΔS°=[1(+214)+2(+70−1(+186)−2(+205)] =−242 J·mol−1·K−1=−0.242 kJ·mol−1·K−1

ΔG° = (−891 kJ·mol−1) − (298 K)(−0.242 kJ·mol−1·K−1) = −819 kJ·mol−1

2.15 Zostrojte závislosť tvornej entalpie hydridov C, Si a Sn (pozri prílohu 1) oproti rozdielu elektronegativít

prvku a vodíka pre každý z uvedených hydridov. Navrhnite vysvetlenie pre všeobecný trend.

24

Riešenie:

S využitím Paulingových elektronegativít:

CH4 SiH4 SnH4

ΔHfº (kJ.mol−1) −75 +34 +163

Rozdiel elektronegativít prvku a vodíka −0.4 +0.3 +0.3

Jediný termodynamicky stabilný hydrid (metán) má polaritu väzby, v ktorej je vodík čiastočne pozitívny.

Ostatné dva členy skupiny majú čiastočne negatívny atóm vodíka a sú termodynamicky nestabilné.

2.16 Ak je vodíková väzba medzi atómami vodíka a fluóru najsilnejšia, prečo má voda oveľa väčšiu teplotu

topenia ako fluorovodík?

Riešenie:

Molekula fluorovodíka môže tvoriť len dve vodíkové väzby:

Molekula vody tvorí až štyri vodíkové väzby (každý atóm kyslíka sa môže viazať vodíkovou väzbou na dva

atómy vodíka). Hoci každá vodíková väzba vo vode je slabšia (menší rozdiel elektronegativít), existencia

dvojnásobného počtu vodíkových väzieb medzi molekulami vody spôsobuje vzrast teploty topenia.

2.17 Ktoré dve vlastnosti vodíka sú dôležité pre existenciu života na Zemi?

Riešenie:

Podobnosť elektronegativity vodíka a uhlíka a schopnosť tvoriť vodíkové väzby.

Obsah cvičenia

• Príprava a reakcie vodíka. (Otázky 2.18 a 2.19,).

• Hydridy – iónové hydridy, molekulové hydridy, kovové (d-prvky) hydridy. (Otázka 2.20).

• Priemyselná výroba vodíka. (Otázka 2.21).

• Reakcie a reakčné schémy vodíka. (Otázka 2.22 až 2.24).

Úlohy (cvičenia)

2.18 Napíšte rovnice reakcií laboratórnej prípravy vodíka v stavovom a časticovom tvare

a) zinku s roztokom kyseliny chlorovodíkovej a roztokom hydroxidu sodného,

b) hliníka s roztokom zriedenej kyseliny sírovej a roztokom hydroxidu sodného.

Riešenie:

a) stavový: Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g )

časticový: Zn(s) + 2 H3O+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g ) + 2 H2O(l)

stavový: Zn(s) + 2 NaOH(aq) + 2 H2O(l) → Na2[Zn(OH)4](aq) + H2(g)

časticový: Zn(s) + 2 OH−(aq) + 2 H2O(l) → [Zn(OH)4]2−(aq) + H2(g)

b) stavový: 2 Al(s) + 3 H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3 H2(g)

časticový: 2 Al(s) + 6 H3O+(aq) → 2 Al3+(aq) + 3 H2(g) + 6 H2O(l)

stavový: 2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 6 H2O(l) → 2 Na[Al(OH)4](aq) + 3 H2(g)

časticový: 2 Al(s) + 2 OH−(aq) + 6 H2O(l) → 2 [Al(OH)4]−(aq) + 3 H2(g)

2.19 Vodík je typickým redukovadlom, ale môže pôsobiť aj ako oxidovadlo. Uveďte jeden príklad redukčného

aj oxidačného pôsobenia divodíka.

Riešenie:

H2 (redukovadlo) PbO(s) + H2(g) ⎯⎯ →⎯T Pb(s) + H2O(g)

H2 (oxidovadlo) Li(l) + H2(g) ⎯⎯ →⎯T Li(l) + H2O(g)

25

2.20 Uveďte dva príklady

a) molekulových hydridov (atóm vodíka má čiastkový kladný náboj),

b) iónových hydridov.

Napíšte v stavovom tvare rovnice ich reakcií s vodou.

Riešenie:

a) HCl a H2S HCl(aq) + H2O(l) → Cl−(aq) + H3O+

H2S(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ HS−(aq) + H3O+

b) NaH a CaH2 NaH(s) + H2O(l) → NaOH(aq) + H2(g)

CaH2(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + 2 H2(g)

2.21 Napíšte

a) reakciu priemyselnej výroby vodíka zo zemného plynu (reforming, dve reakcie).

b) pri výrobe vzniká zmes plynov H2 a CO2. Uveďte dve možnosti oddelenia H2 od CO2.

Riešenie:

a) CH4(g) + H2O(1) ⎯⎯⎯ →⎯ CNi o500/ CO(g) + 3 H2(g)

CO(g) + H2O(g) ⎯⎯→⎯T

CO2(g) + H2(g)

b) – ochladenie produktov pod kondenzačnú teplotu CO2 (–78°C). Kondenzačná teplota vodíka je –253°C.

– zavedenie plynnej zmesi do roztoku uhličitanu draselného pričom prebieha reakcia:

K2CO3(aq) + CO2(g) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ 2 KHCO3(aq)

2.22 Napíšte chemickú rovnicu pre reakciu

a) zahrievanie oxidu volfrámového a divodíka

b) plynného vodíka a plynného chlóru

c) kovového hliníka a zriedenej kyseliny chlorovodíkovej

Riešenie:

a) WO3(s) + 3 H2(g ) → W(s) + 3 H2O(g )

b) H2(g ) + Cl2(g ) → 2 HCl(g)

c) 2 Al(s) + 6 HCl(aq ) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g )

2.23 Napíšte chemickú rovnicu pre reakciu

a) etínu HCCH s divodíkom

b) zahrievania oxidu olovičitého s plynným vodíkom

c) hydridu vápenatého s vodou

Riešenie:

a) HC≡CH(g) + 2 H2(g) → H3C−CH3(g)

b) PbO2(s) + 2 H2(g) → Pb(s) + 2 H2O(g)

c) CaH2(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)

2.24 Napíšte chemické rovnice zodpovedajúce chemickým reakciám vodíka v reakčnej schéme.

Riešenie:

2 Na(s) + H2(g ) → 2 NaH(s)

H2(g ) + F2(g) → 2 HF(g )

2 Ti(s) + 1.9 H2(g ) → 2 TiH1.9(s)

N2(g ) + 3 H2(g ) → 2 NH3(g )

CuO(s) + H2(g ) → Cu(s) + H2O(l )

2 H2(g ) + O2(g ) → 2 H2O(l )

26

III. 17. skupina (halogény)

Obsah prednášky

• Trendy v skupinách.

• Protiklady v chémii fluóru a chlóru – iónová väzba, kovalentná väzba.

• Fluór – priemyselná výroba fluóru, priemyselná príprava fluoridu uraničitého.

• Fluorovodík a kyselina fluorovodíkova – kyselina fluorovodíkova, priemyselná výroba kyseliny

fluorovodíkovej.

• Úvod do chémie chlóru.

• Chlór – príprava chlóru, reakcie chlóru.

• Kyselina chlorovodíková.

• Halogenidy – iónové halogenidy, kovalentné halogenidy.

• Oxidy chlóru – oxid chlórnatý ClO, oxid chloričitý.

• Oxokyseliny a oxoanióny chlóru – kyselina chlórna a chlórnanový anión, chlorečnanový anión, kyselina

chloristá a chloristanový anión.

• Vzájomné zlúčeniny halogénov a polyhalogenidové ióny.

• Kyanidový anión ako pseudohalogenidový anión.

• Biologické aspekty.


• Fluór je najreaktívnejší prvok v periodickej tabuľke

• Chémia fluóru je ovplyvnená malou energiou väzby fluór–fluór.

• Oxokyseliny chlóru sú silné oxidovadlá.

• Chlór je dôležitou priemyselnou chemikáliou.

• Iónové a kovalentné halogenidy majú veľmi odlišné vlastnosti.

• Jestvuje veľký počet rôznorodých vzájomných zlúčenín halogénov a polyhalogenidových iónov.

• Kyanidový anión sa správa ako pseudohalogenidový anión.


3.1 Uveďte najväčšie a najmenšie čísla atómov halogénov v zlúčeninách. Na príkladoch zlúčenín ukážte aj

hodnoty oxidačných čísel, ktoré sa nachádzajú medzi najväčšou a najmenšou hodnotou.

Riešenie:

No(F)max = 0 No(X)max = 7

No(F)min = −1 No(X)min = −1

No(X) = 1 (Cl2O, Br2O, IO−) No(X) = 2 (ClO – nestály radikál)

No(X) = 3 (HClO2, BrF3, I2Cl6) No(X) = 4 (ClO2)

No(X) = 5 (ClO3−, BrO3

−) No(X) = 6 (Cl2O6)

No(X) = 7 (ClO3−, IF7)

3.2 Uveďte najväčší počet dvojelektrónových -väzieb atómov halogénov v zlúčeninách. Odôvodnite a ukážte

na príkladoch zlúčenín.

Riešenie:

Orbitály atómu fluóru na väzby – jeden s a tri p. Maximálna väzbovosť pre atóm fluóru je dva, napr. H2F+

(dve -väzby). Orbitály atómu chlóru a brómu na väzby – jeden s, tri p a dva d. Maximálna väzbovosť pre

atómy chlóru a brómu je šesť, napr. ClF6+, BrF6

− (šesť -väzieb). Orbitály atómu jódu na väzby – jeden s, tri

p, dva d a jeden f. Maximálna väzbovosť pre atóm jódu je sedem, napr. IF7 (sedem -väzieb).

3.3 Pomocou molekulových orbitálov opíšte väzby v molekulách F2, Cl2, Br2 a I2.

a) Vypočítajte väzbový poriadok. Pokúste sa vysvetliť, prečo najkratšej medziatómovej vzdialenosti R(F−F)

v molekule fluóru spomedzi všetkých molekúl halogénov nezodpovedá najväčšia disociačná energia E(F−F).

27

b) dajte do vzťahu rozdiel energie medzi orbitálmi LUMO (*2pz) a HOMO (*2px,y) so sfarbením

halogénov.

X2 F2 Cl2 Br2 I2

R(X−X)/pm 142 200 229 266

E(X−X)/kJ.mol−1 159 243 193 151

max/nm 258 330 420 520

Riešenie:

a) X2: (2s)2(*2s)2(2pz)2(2px,y)

4(*2px,y)4(*2pz)

0 N = (8 − 6)/2 = 1,0.

V molekule F2 dochádza k veľkému odpudzovaniu elektrónových párov v -orbitáloch a tak aj k oslabovaniu

väzby F−F.

b) Energetický rozdiel medzi orbitálmi (*2pz) a HOMO (*2px,y) sa s rastom protónového čísla zväčšuje

a posúva sa z ultrafialovej UV oblasti (F2) do viditeľnej oblasti spektra (I2), tomu zodpovedá aj sfarbenie

halogénov: F2 – bezfarebný plyn; Cl2 – svetlozelený plyn; Br2 – červenohnedá kvapalina a I2 – sivočierna

látka.

3.4 Sumarizujte jedinečné črty chémie fluóru.

Riešenie:

Fluór má veľmi slabú väzbu fluór–fluór; jeho zlúčeniny s kovmi sú často iónové, zatiaľ čo porovnateľné

chloridy sú kovalentné; tvorí najsilnejšiu známu vodíkovú väzbu; má tendenciu stabilizovať vysoké oxidačné

stavy; rozpustnosť fluoridov kovov je často úplne iná ako je to v prípade ostatných halogenidov.

3.5 Navrhnite vysvetlenie prečo difluór je tak reaktívny k iným nekovom.

Riešenie:

Reakcie s nekovmi sú silne riadené entalpiou.

3.6 Prečo nie je možné pripraviť difluór elektrolýzou vodného roztoku fluoridu sodného podobne ako je to v

prípade výroby dichlóru elektrolýzou roztoku chloridu sodného?

Riešenie:

Difluór sa nemôže pripraviť elektrolýzou vodného roztoku, pretože potenciál potrebný na oxidáciu vody je

menší ako potenciál potrebný na oxidáciu fluoridového aniónu. Takto sa namiesto fluóru tvorí kyslík:

2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e−

3.7 Vysvetlite dôvod prečo kyselina fluorovodíkova je slabá kyselina, zatiaľ čo binárne kyseliny ostatných

halogénov sú silné kyseliny.

Riešenie:

Väzba H−F je mimoriadne silná.

3.8 Vysvetlite prečo, keď sa roztok kyseliny fluorovodíkovej stáva koncentrovanejším, ionizuje HF viac ako v

menej koncentrovanom roztoku kyseliny fluorovodíkovej.

Riešenie:

V koncentrovanom roztoku kyseliny fluorovodíkovej, fluoridový anión reaguje s neionizovanou HF za vzniku

iónu HF2−, z čoho vyplýva väčší stupeň ionizácie: F−(aq) + HF(aq) → HF2

−(aq)

3.9 Vypočítajte hmotnosť vyprodukovaného síranu vápenatého, ak ročná produkcia fluorovodíka HF je

1.2 x 106 ton.

Riešenie:

Hmotnosť vyprodukovaného síranu vápenatého = 4.1 × 1012 g = 4.1 × 106 ton.

28

3.10 Prečo môžeme očakávať tvorbu tuhej zlúčeniny hydrogéndifluoridového aniónu s draselným katiónom?

Riešenie:

Katión s nízkou nábojovou hustotou stabilizuje veľký anión s nízkym nábojom, draselný katión má nízku

nábojovú hustotu a tvorí stabilnú tuhú zlúčeninu s hydrogéndifluoridovým aniónom.

3.11 Uveďte oxidačné číslo atómu kyslíka v zlúčenine HOF.

Riešenie:

Oxidačné číslo atómu kyslíka v HOF je 0.

3.12 Vo Frostovom diagrame (obrázok) pre chlór je krivka Cl2/Cl− identická pre kyslý a pre zásaditý roztok.

Vysvetlite prečo?

Riešenie:

Pretože vodíkové katióny nevystupujú v polreakcii, redoxný

potenciál nebude závisieť od pH.

3.13 Prečo vo Frostovom diagrame (otázka 3.9), je kyslá forma kyseliny chlorečnej uvedená ako ClO3−, zatiaľ

čo kyselina chloritá sa uvádza ako HClO2?

Riešenie:

Kyselina chloritá je slabá kyselina; teda v kyslom roztoku je rovnováha posunutá naľavo:

HClO2(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ H3O

+(aq) + ClO2−(aq)

Výsledkom je, že HClO2 je dominantnou časticou.

3.14 Prečo sa kyselina chlorovodíková bežne používa v laboratóriu a uprednostňuje sa pred kyselinou

dusičnou?

Riešenie:

Na rozdiel od kyseliny dusičnej kyselina chlorovodíkova nie je oxidovadlo.

3.15 Navrhnite prípravu a) CrCl3 z kovového chrómu; a b) CrCl2 z kovového chrómu.

Riešenie:

a) 2 Cr(s) + 3 Cl2(g) → 2 CrCl3(s)

b) Cr(s) + 2 ICl(l) → CrCl2(s) + I2(s)

3.16 Navrhnite spôsob prípravy a) SeCl4 zo selénu; b) Se2Cl2 zo selénu.

Riešenie:

a) Na prípravu halogenidu selénu vo vyššom oxidačnom stave nekovu je potrebné použiť prebytok dichlóru:

Se(s) + 2 Cl2(g) → SeCl4(s)

b) Na prípravu halogenidu selénu v nižšom oxidačnom stave nekovu je potrebné použiť prebytok selénu:

2 Se(s) + Cl2(g) → Se2Cl2(s)

29

3.17 Fluorid s najvyšším oxidačným číslom atómu síry je fluorid sírový. Vysvetlite prečo nejestvuje aj jodid

sírový.

Riešenie:

Stérické dôvody.

3.18 Chlorid uhličitý má teplotu topenia −23°C; bromid uhličitý, +92°C; a jodid uhličitý, +171°C. Vysvetlite

tento trend. Odhadnite teplotu topenia fluoridu uhličitého.

Riešenie:

Jedinými medzi molekulovými silami v týchto nepolárnych molekulách sú disperzné sily. Tieto sú závislé na

počte elektrónov v molekule. Na základe grafu alebo výpočtu, teplota topenia fluoridu uhličitého je okolo

−90°C, v skutočnosti je ešte nižšia pri −187°C.

3.17 Vysvetlite prečo FeI3 nie je stabilná zlúčenina.

Riešenie:

FeI3 nie je stabilná zlúčenina, pretože jodidový anión má redukčné vlastnosti.

3.18 Opíšte testy na identifikáciu každého z halogenidových aniónov.

Riešenie:

Bežný test na odlíšenie chloridových, bromidových a jodidových aniónov pozostáva z prídavku strieborných

katiónov za vzniku zrazenín: Ag+(aq) + X−(aq) → AgX(s)

Chlorid strieborný je biely a reaguje so zriedeným roztokom amoniaku:

AgCl(s) + 2 NH3(aq) → [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl−(aq)

Bromid strieborný reaguje s koncentrovaným amoniakom podobným spôsobom; jodid strieborný nereaguje

ani s koncentrovaným roztokom amoniaku.

3.19 Vysvetlite prečo má fluorid amónny štruktúru wurtzitu, zatiaľ čo chlorid amónny má štruktúru chloridu

sodného.

Riešenie:

Pretože fluoridový anión je celkom malý a len štyri amónne katióny môžu byť umiestnené okolo fluoridových

aniónov. Šesť amónnych katiónov môže byť umiestnených okolo väčšieho chloridového aniónu.

3.20 Vysvetlite, prečo z halogenidov fosfónia je jodid fosfónia [PH4]I najstálejší voči rozkladu.

Riešenie:

Jodidový anión bude najlepšie stabilizovať veľký katión s nízkym nábojom.

30

3.21 Použite tvorbu tuhého fluoridu jodistého ako príklad, prečo entropia nemôže byť riadiacou silou pri

reakciách fluóru.

Riešenie:

I2(s) + 7 F2(g) → 2 IF7(s)

V reakcii je úbytok sedem mólov plynnej látky v tejto reakcii.

3.22 Opíšte použitie

a) chlórnanu sodného; b) oxidu chloričitého; c) chloristanu amónneho; d) chloridu jodného.

Riešenie:

a) Chlórnan sodný sa používa na bielenie celulózy a textilu , ako domáce bielidlo a dezinfekčný prostriedok.

b) Oxid chloričitý sa používa na bielenie múky a celulózy.

c) Chloristan amónny sa používa ako oxidačné činidlo v tuhom palive rakiet.

d) Chlorid jodný sa používa ako činidlo na určenie stupňa nenasýtenia v olejoch a tukoch.

3.23 Uviedli sme, že chlorid jódny môžeme považovať za “combo” analóg brómu. Ktorá iná vzájomná

zlúčenina halogénov môže byť považovaná za “combo” analóg iného halogénu?

Riešenie:

BrF by mohol byť analógom Cl2.

3.24 Predpovedajte niektoré fyzikálne a chemické vlastnosti prvku astátu.

Riešenie:

Začínajú sa u neho prejavovať niektoré kovové vlastnosti; dvojatómová molekula by mohla byť dobrým

elektrickým vodičom; bežný oxidačný stav je −1;tvorí nerozpustnú zlúčeninu so strieborným katiónom. Astát

by mohol tvoriť interhalogenidové zlúčeniny.

3.25 Vysvetlite prečo sa kyanidový anión často považuje za pseudohalogenid.

Riešenie:

Kyanidový anión sa považuje za pseudohalogenid pre nasledujúce dôvody: kyanidový anión je konjugovanou

zásadou slabej kyseliny kyanovodíkovej, čo je analogické k fluoridovému aniónu a kyseliny fluorovodíkovej;

môže sa oxidovať na dikyán (CN)2,čo je analogické atómom halogénov; anión tvorí bielu zrazeninu so

strieborným, olovantým a ortutným katiónom, podobne ako chloridový anión; kyanid strieborný reaguje so

zriedeným roztokom amoniaku podobne ako chlorid strieborný; tvorí interhalogenidové zlúčeniny ako napr.

BrCN;tvorí komplexy s kovovými iónmi, ktoré majú analogické vzorce ako chloro komplexy.

3.26 Uveďte po jednom príklade ako sa kyanidový anión podobá na a) fluoridový anión;

b) chloridový anión; c) jodidový anión.

Riešenie:

a)Kyselina kyanovodíková je slabou kyselinou podobne ako kyselina fluorovodíková.

b)Kyanid strieborný reaguje s amoniakom za tvorby rozpustného diaminstrieborného katiónu podobne ako

chlorid strieborný; alebo dikyán reaguje s vodou na kyanidový anión a kyanatanový anión podobne ako

dichlór; alebo kyanidový anión tvorí komplexy ako napr. [Cu(CN)4]2−, ktorý je podobný chlorido komplexom.

c) Kyanidový anión je oxidovaný meďnatými katiónmi na cyanogén, podobne ako jodidový anión na jód.

3.27 Ako fluoridové ióny ovplyvňujú zloženie zubov?

Riešenie:

Fluoridové ióny nahrádzajú hydroxidové ióny v štruktúre apatitu za vzniku tvrdšej zlúčeniny Ca5F(PO4)3.

31

Obsah cvičenia

• Tvar a názvy častíc 17. skupiny. (Otázka 3.28)

• Halogény ako oxidovadlá. (Otázky 3.29, 3.30)

• Priemyselné a laboratórne spôsoby prípravy halogénov. (Otázky 3.31 a 3.32)

• Priemyselné a laboratórne spôsoby prípravy halogenovodíkov a ich kyselín, otázky rovnováhy a

mechanizmu reakcií. (Otázky 3.33 a 3.34)

• Hydrolýza molekulových halogenidov. (Otázka 3.35)

• Oxokyseliny a soli oxokyselín halogénov ako oxidovadlá. (Otázky 3.36 a 3.37).

• Reakcie a reakčné schémy pre fluór, chlór a jód. (Otázky 3.38 až 3.42).

Úlohy (cvičenia)

3.28 Pre nasledujúce častice uveďte ich názvy, nakreslite elektrónový a štruktúrny vzorec a pomenujte ich

tvar: I3+, I3

–, H2F+, H2F–, OF2, O2F2, ClO2, Cl2O7, ClOOCl, ClO4–, ClOClO3, ClO3

–, ClO2–, IO6

5–, ClF3, ClF5,

BrF2+, BrF4

+, BrF4–, BrF6

–, IF6+, IF6

–, IF7.

Riešenie:

I3+ – katión trijodónia(1+) zalomený

I3− – trijodidový(1−) lineárny

H2F+ – katión fluorónia zalomený

H2F− – dihydrogénfluoridový anión lineárny

OF2 – difluorid kyslíka zalomený

OF2 – difluorid dikyslíka zalomený, nerovinný

ClO2 – oxid chloričitý zalomený

Cl2O7 – oxid chloristý dva tetraédre spojené spoločným vrcholom

ClOOCl – dioxid dichlóru zalomený, nerovinný

ClO4− – chloristanový anión tetraéder

ClOClO3 – chloristan chlórny obsahuje tetraéder ClO4

ClO3− – chlorečnanový anión trigonálna pyramída

ClO2− – chloritanový anión zalomený

IO65– – jodistanový(5−) anión oktaéder

ClF3 – fluorid chloritý tvar písmena T

ClF5 – fluorid chlorečný tetragonálna pyramída

BrF2+ – katión difluorobromónia zalomený

BrF4+ – katión tetrafluorobromónia tvar váh

BrF4− – tetrafluorobromitanový anión štvorec

BrF6− – hexafluorobromičnanový anión deformovaný oktaéder

IF6+ – katión hexafluorojodónia oktaéder

IF6− – hexafluorojodičnanový anión deformovaný oktaéder

IF7 – fluorid jodistý pentagonálna bipyramída

3.29 Halogény, najmä fluór patria medzi silné oxidovadla, čo vyjadrujú aj hodnoty ich štandardných

elektródových potenciálov Eo(X2/2X−)

X2 F2 Cl2 Br2 I2

Eo(X2/2X−)/V 2,866 1,358 1,066 0,356

Zistite, ktorý z halogénov bude jednoznačne oxidovať vodu ak štandardný elektródový potenciál polreakcie

O2 + 4H+ + 4e− → 2 H2O je Eo = 1,229 V

Napíšte príslušnú rovnicu reakcie.

Riešenie:

Vodu bude jednoznačne oxidovať fluór, čo vyjadruje vzťah Eo(F2/2F− >> Eo(O2/2O2−). Rovnica reakcie

oxidácie vody fluórom: 2 F2(g) + 6 H2O(l) → O2(g) + 4 H3O+(aq) + 4 F−(aq)

32

3.30 Na základe štandardných elektródových potenciálov Eo(X2/2X−) rozhodnite o možnosti prípravy

halogénov z halogenidov. Zostavte dvojice reaktantov pozostávajúce z halogenidov sodných a z halogénov,

a im odpovedajúce dvojice produktov vo vodných roztokoch. Vyjadrite rovnicami reakcií.

Riešenie:

2 NaCl(aq) + F2(g) ⎯⎯ →⎯− Co40 2 NaF(aq) + Cl2(l)

Pri −40 oC prebieha oxidácia vody fluórom veľmi pomaly

2 NaBr(aq) + Cl2(g) → 2 NaCl(aq) + Br2(l)

2 NaI(aq) + Cl2(g) → 2 NaCl(aq) + I2(s)

3.31 Fluór je najsilnejšie chemické oxidovadlo. Preto sa vyrába len elektrochemickou metódou. Uveďte

v akom prostredí možno fluór pripraviť a z akého materiálu je zložená katóda a anóda a príslušné elektródové

reakcie.

Riešenie:

Elektrolyzér obsahuje roztavenú zmes KF a HF v pomere 1:2 (bezvodé prostredie) pri teplote okolo 90°C.

V strede elektrolyzéra je uhlíková anóda na ktorej sa fluoridový anión oxiduje na fluór a oceľovou katódou sú

steny nádoby na ktorých vzniká plynný vodík.

Anóda: 2 F–(aq) → F2(g) + 2 e– Katóda: 2 H+(aq) + 2 e– → H2(g)

3.32 Napíšte rovnice reakcií laboratórnej prípravy

a) chlóru, reakciou manganistanu draselného s roztokom kyseliny chlorovodíkovej

b) brómu, reakciou oxidu manganičitého s bromidom draselným v prostredí kyseliny sírovej

Riešenie:

a) 2 KMnO4 + 16 HCl(aq) ⎯→ 5 Cl2(g) + 2 MnCl2(aq) + 2 KCl(aq) + 8 H2O(l)

b) MnO2(s) +2 KBr(aq) + 2 H2SO4(aq) ⎯→ Br2(l) + MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 2 H2O(l)

3.33 Uveďte, ktoré halogenovodíky možno ako prchavé uvoľniť z halogenidov pôsobením silnou neprchavou

kyselinou, napr. koncentrovanou kyselinou sírovou. Napíšte rovnice reakcií.

Riešenie:

CaF2(s) + H2SO4(konc.) ⎯→ 2 HF(g) + CaSO4(s)

NaCl(s) + H2SO4(konc.) ⎯→ HCl(g) + NaHSO4(s)

3.34 Uveďte priemyselný postup prípravy chlorovodíka.

Riešenie:

Priemyselná príprava chlóru sa uskutočňuje elektrolýzou vodného roztoku NaCl (soľanka).

Katóda: 2 H2O(l) + 2 e– → H2(g) + 2 OH−(aq) Anóda: 2 Cl–(aq) → Cl2(g) + 2 e–

3.35 Klasifikujte halogenidy. Pre každú skupinu klasifikácie uveďte tri príklady halogenidov. Napíšte rovnice

reakcií týchto halogenidov s vodou.

Riešenie:

a) Molekulové halogenidy: CCl4, SnCl4, TiCl4

b Iónové halogenidy: NaCl, CaCl2, NH4Cl

c) S periodickou atómovou štruktúrou: BeCl2, NiCl2, CuCl

a) CCl4(l) + H2O(l) → nereaguje

SnCl4(l) + 2H2O(l) → SnO2(s) + 4 HCl(g)

TiCl4(l) + 2 H2O(l) ⎯→ TiO2(s) + 4 HCl(g)

b) NaCl(s) + H2O(l) → rozpúšťa sa

CaCl2(s) + H2O(l) → rozpúšťa sa

NH4+(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ NH3 + H3O

+(aq)

prebieha hydrolýza amónneho katiónu

33

c) [Be(H2O)4]2+(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ [Be(H2O)3(OH)]+(aq) + H3O

+(aq)

prebieha hydrolýza berylnatého katiónu

[Ni(H2O)6]2+(aq) + H2O(l)

⎯⎯→⎯⎯ [Ni(H2O)5(OH)]+(aq) + H3O+(aq)

prebieha hydrolýza nikelnatého katiónu CuCl(s) + H2O(l) → nereaguje

3.36 Vysvetlite, prečo zavádzanie chlóru do studeného alebo horúceho vodného roztoku hydroxidu sodného

vedie k vzniku rozdielnych produktov. Vyjadrite rovnicami reakcií.

Riešenie:

Za studena: Cl2(g) + 2 OH−(aq) → ClO−(aq) + Cl−(aq) + H2O(l) disproporcionácia ClO− je pomalá

Za horúca: 3 Cl2(g) + 6 OH−(aq) → ClO3−(aq) + 5 Cl−(aq) + 3 H2O(l) disproporcionácia ClO− je rýchla

a vzniká ClO3− a Cl−.

3.37 Vypočítajte entalpiu reakcie chloristanu amónneho s kovovým hliníkom. Okrem exotermického

charakteru reakcie, ktoré iné vlastnosti sú potrebné, aby uvedená reakcia bola využiteľná ako pohonná zmes?

Riešenie:

6 NH4ClO4(s) + 8 Al(s) → 4 Al2O3(s) + 3 N2(g) + 3 Cl2(g) + 12 H2O(g)

ΔH = −7838 kJ. Zmes sa dá použiť na pohon, pretože pri reakcií vzniká veľké množstvo malých plynných molekúl.

3.38 Napíšte chemickú rovnicu pre nasledujúce chemické deje:

a) oxidu uraničitého s fluorovodíkom

b) fluoridu vápenatého s koncentrovanou kyselinou sírovou

c) kvapalného SCl4 s vodou

d) vodného roztoku dichlóru s horúcim roztokom hydroxidu sodného

e) dijódu s difluórom v mólovom pomere 1:5

f) chloridu bromitého s vodou

Riešenie:

a) UO2(s) + 4 HF(g) → UF4(s) + 2 H2O(l)

b) CaF2(s) + H2SO4(l) → 2 HF(g) + CaSO4(s)

c) SCl4(l) + 2 H2O(l) → SO2(g) + 4 HCl(g)

d) 3 Cl2(aq) + 6 NaOH(aq) → NaClO3(aq) + 5 NaCl(s) + 3 H2O(l)

e) I2(s) + 5 F2(g) → 2 IF5(s)

f) BrCl3(l) + 2 H2O(l) → 3 HCl(aq) + HBrO2(aq)

3.39 Napíšte chemickú rovnicu pre nasledujúce chemické deje:

a) kovové olovo s nadbytkom dichlóru

b) kovový horčík so zriedenou kyselinou chlorovodíkovou

c) chlórnanového aniónu s plynným oxidom siričitým

d) mierne zahrievanie chlorečnanu draselného

e) tuhého bromidu jódneho s vodou

f) fosforu s chloridom jódnym

Riešenie:

a) Pb(s) + 2 Cl2(g) → PbCl4(l)

b) Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

c) ClO−(aq) + SO2(g) + H2O(l)→ SO42−(aq) + Cl−(aq) + 2 H+(aq)

d) 4 KClO3(l) → KCl(s) + 3 KClO4(s)

e) IBr(s) + H2O(l) → HBr(aq) + HIO(aq)

f) P(s) + 3 ICl(l) → PCl3(l) + 3/2 I2(s)

34

3.40 Napíšte rovnice zodpovedajúce chemickým reakciám v schéme.

Riešenie:

Cl2(g) + 3 F2(g) → 2 ClF3(g)

S(s) + 3 F2(g) → SF6(g)

BrO3−(aq) + F2(g) + 2 OH−(aq) → BrO4

−(aq) + 2 F−(aq) + H2O(l)

2 Fe(s) + 3 F2(g) → 2 FeF3(s)

H2(g) + F2(g) → 2 HF(g)

2 F−(KH2F3) → F2(g) + 2 e−

HF(aq) + OH−(aq) → H2O(l) + F−(aq)

HF(aq) + F−(aq) → HF2−(aq)

6 HF(aq) + SiO2(s) → SiF62−(aq) + 2 H+(aq) + 2 H2O(l)

4 HF(g) + UO2(s) → UF4(s) + 2 H2O(g)

UF4(s) + F2(g) → UF6(g)


Riešenie:

P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(s)

2 Fe(s) + 3 Cl2(g) → 2 FeCl3(s)

3 Cl2(g) + NH3(g) → NCl3(l) + 3 HCl(g)

Cl2(aq) + 2 OH−(aq) → Cl−(aq) + ClO−(aq) + H2O(l)

ClO−(aq) + H+(aq) → HClO(aq)

2 ClO−(aq) + Ca2+(aq) → Ca(ClO)2(s)

Cl2(g) + H2(g) → 2 HCl(g)

2 HCl(g) + Fe(s) → FeCl2(s) + H2(g)

3 Cl2(aq) + 6 OH−(aq) → ClO3−(aq) + 5 Cl−(aq) + 3 H2O(l)

ClO3−(aq) + H2O(l) → ClO4

−(aq) + 2 H+(aq) + 2 e−

2 ClO3−(aq) + 4 H+(aq) + 2 Cl−(aq) → 2 ClO2(aq) + Cl2(g) + 2 H2O(l)

35


Riešenie:

I2(s) + Cl2(g) → 2 ICl(s)

I2(s) + 2 S2O32−(aq) → 2 I−(aq) + S4O6

2−(aq)

2 I−(aq) + Cl2(g) → I2(aq) + 2 Cl−(aq)

I−(aq) + I2(aq) → I3−(aq)

36

IV Vzácne plyny

Obsah prednášky


• Jedinečné črty hélia.

• Použitie vzácnych plynov.

• Stručná história zlúčenín vzácnych plynov.

• Fluoridy xenónu.

• Oxidy xenónu.

• Ďalšie zlúčeniny vzácnych plynov.

• Biologické aspekty


• Žiadna stabilná zlúčenina hélia alebo neónu nebola doteraz syntetizovaná.

• Tri fluoridy xenónu (XeF2, XeF4 a XeF6) sú silné fluoračné činidla.

• Dva oxidy xenónu sú silné oxidačné činidla.


4.1 Opíšte trendy vo fyzikálnych vlastnostiach vzácnych plynov.

Riešenie:

S rastom protónového čísla sa pozoruje vzrast teploty topenia a varu, rovnaký trend je aj v prípade hustôt.

4.2 Aké sú neobvyklé vlastnosti kvapalného hélia?

Riešenie:

Hélium nie je možné previesť do tuhého stavu (nemôže stuhnúť pri normálnom tlaku); keď sa ochladí blízko

teploty absolútnej nuly, kvapalné He sa stáva neuveriteľne dobrým vodičom tepla.

4.3 Prečo sa argón (termická vodivosť 0.017 J.s–1.m–1K–1 pri 0°C) oveľa bežnejšie používa ako tepelná

izolačná vrstva medzi sklami okien v porovnaní s xenónom (termická vodivosť 0.005 J.s–1.m–1K–1 pri 0°C)?

Riešenie:

Argón sa oveľa bežnejšie používa, pretože je dostupnejší a porovnateľne lacnejší (pretože Ar tvorí 1%

atmosféry). Xenón je oveľa vzácnejší a drahší plyn (tvorí len 8.7 × 10−6% atmosféry).

4.4 Prečo môžeme očakávať existenciu zlúčenín vzácnych plynov?

Riešenie:

Existenciu zlúčenín vzácnych plynov očakávame, pretože zlúčeniny susedných prvkov sú známe s piatimi,

šiestimi alebo siedmimi elektrónovými pármi. Takže tu nie sú žiadne koncepčné dôvody prečo by prvky

vzácnych plynov nemohli vytvoriť kovalentné väzby.

4.5 Bola potvrdená existencia svetlo zeleného katiónu dixenónu(1+), Xe2+. Navrhnite väzbový poriadok pre

tento ión a uveďte svoje dôvody.

Riešenie:

Väzbový poriadok je ½.

4.6 Predpokladá sa, že Bartlettova zlúčenina XePtF6 obsahuje ión XeF+. Zostrojte elektrónový štruktúrny

vzorec pre tento ión. Na základe existencie ktorej interhalogenidovej zlúčeniny môžeme očakávať jeho

existenciu?

37

Riešenie:

Tento ión je izoelektrónový s molekulou fluoridu jódneho IF a teda jeho existenciu môžeme

očakávať.

4.7 Ktoré sú kľúčové termodynamické faktory umožňujúce tvorbu fluoridov xenónu?

Riešenie:

Malá disociačná energia väzby fluór–fluór, ktorá môže byť rozštiepená a pomerne veľká energia väzby xenón–

fluór.

4.8 Vypočítajte entalpiu tvorby tuhého XeCl4 z nasledujúcich údajov: väzbová energia (Xe—Cl) [odhad] = 86

kJ.mol–1; entalpia sublimácie tuhého XeCl4 [odhad] = 60 kJ.mol–1. Ďalšie potrebné údaje sú uvedené v

tabuľkách v prílohe.

Riešenie:

4.9 Jednou z malá zlúčenín kryptónu je difluorid kryptónu KrF2. Vypočítajte entalpiu tvorby tejto zlúčeniny na

základe údajov uvedených v prílohe (väzbová energia Kr—F je 50 kJ.mol–1).

Riešenie:

4.10 Napíšte chemickú rovnicu reakcie difluoridu kryptónu so zlatom za tvorby (KrF)+[AuF6]–.

Riešenie:

2 Au + 7 KrF2 → 2 (KrF)+(AuF6–) + 5 Kr

4.11 Je možné pripraviť sériu zlúčenín vzorca MXeF7, kde M je ión alkalického kovu. Ktorý ión alklického

kovu môžeme použiť na prípravu čo najstabilnejšej zlúčeniny?

Riešenie:

Rubídny alebo cézny katión.

4.12 Navrhnite vysvetlenie prečo xenón tvorí zlúčeniny s kyslíkom v maximálnom oxidačnom stave +VIII ale

s fluórom v maximálnom oxidačnom stave +VI.

Riešenie:

Kyslík vo všeobecnosti dáva zlúčeniny s vyšším oxidačným stavom ako fluór, kyslík tvorí väzby s násobným

charakterom prekrytím obsadených 2p orbitálov s prázdnymi d orbitálmi iných prvkov.

38

4.13 Stručne diskutujte prečo radón znamená zdravotné riziko.

Riešenie:

Radón predstavuje nebezpečenstvo nielen preto, že je to rádioaktívny plyn, ale tiež preto, lebo jeho rozkladné

produkty sú tuhé látky, ktoré sa môžu usadzovať na pľúcach a tam pôsobiť až do ich úplného rozkladu.

Obsah cvičenia

• Tvar a názvy častíc 18. skupiny. (Otázka 4.14).

• Použitie vzácnych plynov. (Otázka 4.15).

• Fluoridy xenónu. (Otázky 4.16 a 4.17).

• Oxidy xenónu. (Otázky 4.18 a 4.19).

• Reakcie a reakčná schéma pre xenón. (Otázky 4.18 a 4.19).

Úlohy (cvičenia)

4.14 Pre nasledujúce častice uveďte ich názvy, nakreslite elektrónový a štruktúrny vzorec a pomenujte ich

tvar: XeF2, XeF4, XeF3+, XeF5

+, XeO4 a XeO64–.

Riešenie:

XeF2 – fluorid xenónatý lineárny

XeF4 – fluorid xenóničitý štvorec

XeF3+ – katión trifluoroxenónia tvar písmena T

XeF5+ – katión pentafluoroxenónia tetragonálna pyramída

XeO4 – oxid xenóničelý tetraeder

XeO64– – xenóničelanový(4−) anión oktaéder

4.15 Ktorý zo vzácnych plynov môžeme vybrať ako

a) chladiacu kvapalinu s najnižšou teplotou?

b) najlacnejšiu inertnú atmosféru?

c) elektrický zdroj svetla (výbojka), ktorý vyžaduje použitie bezpečného plynu s najnižšou ionizačnou

energiou?

Riešenie:

a) He; b) Ar; c) Xe

4.16 Pre tvorbu XeF4 je hodnota fGo = –121.3 kJ.mol–1 a fHo = –261.5 kJ.mol–1. Vypočítajte hodnotu tvornej

štandardnej entropie tejto zlúčeniny. Prečo očakávate, že znamienko zmeny entropie bude záporné?

Riešenie:

ΔfG° = ΔfH° − TΔfS°

ΔfS° = [(−261.5 kJ·mol−1) − (−121.3 kJ·mol−1)]/298 K = −0.470 kJ·mol−1·K−1 = −470 J·mol−1·K−1

Očakávame značný pokles entropie, pretože pri reakcií dochádza k úbytku troch mólov plynných látok na 1

mól vznikajúceho tuhého produktu: Xe(g ) + 2 F2(g ) → XeF4(s)

4.17 Napíšte chemické rovnice pre nasledujúce chemické deje:

a) xenónu s difluórom v mólovom pomere 1:2;

b) flouridu xenóničitého s fluoridom fosforitým.

Riešenie:

a) Xe(g) + 2 F2(g) → XeF4(s)

b) XeF4(s) + 2 PF3(g) → 2 PF5(g) + Xe(g)

4.18 Napíšte chemické rovnice pre nasledujúce chemické deje:

a) difluoridu xenónu s vodou;

b) tuhého xenóničelanu dibárnatého s kyselinou sírovou.

39

Riešenie:

a) 2 XeF2(s) + 2 H2O(l ) → 2 Xe(g ) + O2(g ) + 4 HF(l)

b) Ba2XeO6(s) + 2 H2SO4(l ) → 2 BaSO4(s) + XeO4(g ) + 2 H2O(l)

4.19 Napíšte chemické rovnice zodpovedajúce chemickým reakciám xenónu uvedených v schéme.

Riešenie:

Xe(g) + F2(g) → XeF2(s)

2 XeF2(s) + 2 H2O(l) → 2 Xe(g) + O2(g) + 4 HF(l)

Xe(g) + 2 F2(g) → XeF4(s)

Xe(g) + 3 F2(g) → XeF6(s)

XeF6(s) + H2O(l) → XeOF4(l) + 2 HF(l)

XeOF4(l) + 2 H2O(l) → XeO3(s) + 4 HF(l)

XeO3(s) + OH−(aq) → HXeO4−(aq)

2 HXeO4−(aq) + 2 OH−(aq) → XeO6

4−(aq) + Xe(g) +O2(g) + H2O(l)

XeO64−(aq) + 2 Ba2+(aq) → Ba2XeO6(s)

Ba2XeO6(s) + 2 H2SO4(aq) → 2 BaSO4(s) + XeO4(g) + 2 H2O(l)

40

V 16. skupina (chalkogény)

Obsah prednášky


• Protiklady v chémii kyslíka a síry.

• Kyslík – dikyslík, trikyslík (ozón).

• Väzby v kovalentných zlúčeninách kyslíka.

• Trendy vo vlastnostiach oxidov.

• Ternárne kovové oxidy.

• Voda.

• Peroxid vodíka.

• Hydroxidy.

• Hydroxylový radikál.

• Úvod do chémie síry.

• Síra – cyklo-hexasíra, cyklo-oktasíra, priemyselná výroba síry.

• Sulfán.

• Sulfidy – sulfid sodný, nerozpustné sulfidy, disulfidy.

• Oxidy síry – oxid siričitý, oxid sírový.

• Siričitany.

• Kyselina sírová – reakcie kyseliny sírovej, priemyselná výroba kyseliny sírovej.

• Sírany a hydrogensírany.

• Ďalšie oxoanióny síry – tiosírany, peroxodisírany.

• Halogenidy síry – fluorid sírový, fluorid siričitý, chloridy síry.

• Zlúčeniny obsahujúce síru a dusík.

• Selén.



• Kyslík má vlastnosti, ktoré sú značne odlišné od ostatných členov skupiny.

• Dikyslík má dôležité elektrónové excitované stavy.

• Trikyslík (ozón) je silne oxidačný alotrop kyslíka.

• Oxidy menia svoje acidobazické vlastnosti od silno zásaditých až po silne kyslé.

• Voda je rozhodujúce rozpúšťadlo pre chemické reakcie.

• Síra jestvuje vo viacerých alotropických modifikáciách.

• Sulfidy sú veľmi nerozpustné a mnohé minerály sú kovové sulfidy.

• Kyselina sírová sa používa v mnohých úlohách v chémii.

• Sírany sú bežne používaným aniónom.


5.1 Prečo je polónium jediný prvok 16. skupiny klasifikovaný ako kov?

Riešenie:

Jeho elektrický odpor je dostatočne nízky, preto ho môžeme považovať za kov.

5.2 Uveďte najväčšie a najmenšie oxidačné čísla atómov kyslíka a síry v zlúčeninách.

Riešenie:

O: −II, +II (OF2) S: −II, +VI

5.3 Diskutujte o podstatných odlišnostiach medzi kyslíkom a ostatnými prvkami 16. skupiny.

Riešenie:

Kyslík ľahko tvorí dvojité väzby, zatiaľ čo ostatné prvky len vzácne tvoria násobné väzby; kyslík sa viaže najviac

štyrmi kovalentnými väzbami, zatiaľ čo ostatné prvky skupiny sa často viažu až šiestimi väzbami.

41

5.4 Prečo je atmosféra Zeme chemicky tak odlišná od atmosféry Venuše?

Riešenie:

Fotosyntéza má za dôsledok premenu väčšiny oxidu uhličitého na dikyslík.

5.5 Vody riek a jazier sa bežne používajú na chladenie elektrických zdrojov tovární. Prečo je to potenciálny

problém pre voľne žijúce vodné živočíchy?

Riešenie:

Dikyslík sa viac rozpúšťa v studenej vode ako v teplej vode v dôsledku toho sa v teplej vode nachádza menej kyslíka

potrebného pre ryby.

5.6 Aký je väzbový poriadok v katióne trikyslíka(1+), O3+. Zdôvodnite. Je tento ión paramagnetický alebo

diamagnetický?

Riešenie:

Väzbový poriadok je 1,5. Je paramagnetický.

5.7 Dikyslík tvorí dva anióny O2− and O2

2− s väzbovými dĺžkami 133 a 149 pm, respektíve, dĺžka väzby v

samotnej molekule dikyslíka je 121 pm. Navyše, dikyslík tvorí katión O2+. Väzbová vzdialenosť v tomto ióne

je 112 pm. Za použitia diagramu molekulových orbitálov odvoďte väzbový poriadok a počet nespárených

elektrónov v katióne dikyslíka(1+). Aký je vzťah medzi väzbovým poriadkom a dĺžkou väzby?

Riešenie:

Väzbový poriadok je 2,5 (pozri diagram) a katión má jeden nesparený elektrón. Väzbová vzdialenosť je naozaj

kratšia ako v molekule dikyslíka (väzbový poriadok je 2).

5.8 Zatiaľ čo ozonid draselný KO3 je nestály a explozívny, ozonid tetrametylamónny, [(CH3)4N]O3, je stabilný

až do 75°C. Navrhnite vysvetlenie.

Riešenie:

Veľký tetrametylamónny katión stabilizuje anión s nízkym nábojom.

5.9 Oxid brómny Br2O sa rozkladá okolo 240°C. Očakávate, že väzbový uhol Br–O–Br bude väčší alebo

menší ako väzbový uhol Cl–O–Cl v oxide chlórnom? Zdôvodnite!

Riešenie:

Väčší. Zo stérických dôvodov.

5.10 Osmium tvorí oxid osmičelý OsO4, ale fluorid s najväčším oxidačným číslom fluorid osmistý OsF7.

Navrhnite vysvetlenie.

Riešenie:

Kyslík často vytvára zlúčeniny vo vyššom oxidačnom stave ako fluór, pretože kyslík je schopný tvoriť π väzbu pri

použití jeho obsadených 2p orbitálov a prázdnych d orbitálov prvku na ktorý je viazaný. Alternatívne môžeme

súhlasiť s tým, že osmium nie je dostatočne veľké na umiestnenie ôsmych atómov fluóru.

5.11 Minerál thortveitite, Sc2Si2O7, obsahuje ión [O3Si−O−SiO3]6−. Väzbový uhol Si−O−Si v tomto ióne má

nezvyčajnú hodnotu 180°. Vysvetlite to na základe konceptu hybridizácie.

Riešenie:

Usudzujeme, že atóm kyslíka používa na σ väzby sp hybridné orbitály, zatiaľ čo 2p orbitály sa používajú na tvorbu

π väzieb s prázdnymi 3d orbitálmi atómov kremíka.

5.12 Zlúčenina F3C–O–O–O–CF3 je neobyčajnou pre chémiu kyslíka. Vysvetlite prečo.

42

Riešenie:

Z prvkov 16. skupiny len síra ľahko podlieha katenácii.

5.13 Charakterizujte povahu interakcií vody v akvakomplexoch, hydrátoch a klatrátoch. Uveďte príklady

zlúčenín.

Riešenie:

Akvakomplexy: koordinačné väzby M−OH2, napr. [Fe(H2O)6]2+. Hydráty: kryštálová voda, vodíkové väzby,

interakcie ión–dipól, napr. CuSO4.5H2O. Klatráty: interakcia hosť–hostiteľ, napr. Cl2.7,25H2O.

5.14 Čo by sa stalo na našej planéte ak by nejestvovala vodíková väzba medzi molekulami vody?

Riešenie:

Najpodstatnejším dôsledkom by bolo vyparenie vody v moriach, jazerách a riekach, ak by nejestvovala

vodíková väzba medzi molekulami vody očakávaná teplota varu by bola okolo −90°C.

5.15 Opíšte chemickou rovnicou, prečo “vápno” je tak efektívnym a lacným náterovým materiálom.

Riešenie:

Ca(OH)2(s) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(l)

5.16 Hoci síra podlieha katenácii, nie je v jej prípade chémia taká široká ako v prípade uhlíka. Stručne

zdôvodnite.

Riešenie:

Zatiaľ čo uhlík tvorí štyri väzby, síra má šesť valenčných elektrónov, zvyčajne tvorí dve väzby v jej nízkych

oxidačných stavoch. Keď síra tvorí reťazce, iné atómy alebo ióny sa môžu viazať len na koncoch reťazcov.

5.17 Opíšte zmeny v cyklo-S8 pri zahrievaní. Vysvetlite to na základe zmien v molekulovej štruktúre.

Riešenie:

Pri vyšších teplotách sa kruhy S8 štiepia na molekuly S2 analogické molekulám O2.

5.18 Je daná väzbová energia S=S (425 kJ.mol–1). Za použitia údajov v prílohe 3, vypočítajte entalpiu reakcie:

2 X(g) → X2(g)

8 X(g) → X8(g)

kde X je kyslík alebo síra. Ukážte, že tvorba diatómových molekúl je energeticky preferovaná pre kyslík,

zatiaľ čo tvorba oktaatómových molekúl je preferovaná pre síru.

Riešenie:

Pre kyslík:

2 O(g) → O2(g) ΔH = 494 kJ·mol–1 = 247 kJ·mol–1 na atóm kyslíka

8 O(g) → O8(g) ΔH = 1656 kJ·mol–1 = 207 kJ·mol–1 na atóm kyslíka

Pre síru:

2 S(g) → S2(g) ΔH = 427 kJ·mol–1 = 213 kJ·mol–1 na atóm síry

8 S(g) → S8(g) ΔH = 2128 kJ·mol–1 = 266 kJ·mol–1 na atóm síry

Takto je tvorba diatómových molekúl preferovaná v prípade molekuly kyslíka a tvorba oktaatómových molekúl

je preferovaná v prípade zlúčenín síry.

5.19 Vyjadrite reakčnými rovnicami ionizáciu sulfánu vo vodnom roztoku. Odhadnite rádovo hodnoty

ionizačných konštánt. Porovnajte s ionizačnými konštantami pre vodné roztoky selánu a telánu.

43

Riešenie:

H2S(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ H3O+(aq) + HS–(aq) pKk1 = 7,2 (Kk1 ~ 10−7)

HS–(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ H3O+(aq) + S2–(aq) pKk2 = 14,9 (Kk21 ~ 10−15)

Kk1(H2Se) = 10−4 Kk1(H2Te) = 10−3

5.20 Opíšte nebezpečenstvá súvisiace s a) trikyslíkom; b) hydroxidovým aniónom; c) sulfánom.

Riešenie:

a) Trikyslík je veľmi toxický plyn, spôsobujúci poškodenie pľúc.

b) Hydroxidový anión je veľmi korozívny, konkrétne v koncentrovanom roztoku spôsobuje poškodenie kože a vznik

bielej neprehľadnej vrstvy.

c) Sulfán je extrémne jedovatý plyn spôsobujúci bolesti hlavy a nevoľnosť pri nízkych koncentráciách,

a smrť pri vyšších koncentráciách.

5.21 Väzbový uhol v teláne H2Te je 89.5°; vo vode je 104.5°. Vysvetlite.

Riešenie:

Blízkosť väzbového uhla v teláne H2Te 90° určuje, že stredový atóm Te používa na väzby čisté p orbitály.

5.22 Ktorý z katiónov Cd2+(aq), Ni2+(aq) a Na+(aq) vo vodnom roztoku možno dokázať pomocou sulfidu

amónneho. Uveďte princíp dôkazu.

Riešenie:

Princíp spočíva v zrážacích reakciách: Cd2+(aq) + S2−(aq) → CdS(s) žltá zrazenina

Ni2+(aq) + S2−(aq) → CdS(s) čierna zrazenina

Na2S je vo vode rozpustný a silne hydrolyzuje.

5.23 Vysvetlite prečo vodný roztok sulfidu sodného má pach po sulfáne.

Riešenie:

Sulfidový anión je konjugovanou zásadou veľmi slabej kyseliny sulfánu, takže v prítomnosti stôp vody nastáva

nasledujúca rovnováha:

S2−(aq) + H2O(l) → HS−(aq) + OH−(aq)

HS−(aq) + H2O(l) → H2S(g) + OH−(aq)

5.24 Bárium tvorí sulfid vzorca BaS2. Použite oxidačné číslo na vysvetlenie štruktúry tejto zlúčeniny.

Navrhnite prečo táto zlúčenina jestvuje, ale nejestvujú podobné zlúčeniny ostatných kovov alkalických zemín.

Riešenie:

Disulfid bárnatý je iónová zlúčenina vzorca Ba2+S22−. Elektrónový štruktúrny vzorec disulfidového iónu ukazuje,

že oxidačné číslo každého atómu síry musí byť −I. Tvorba tejto zlúčeniny je analogická zlúčenine BaO2; bárium je

jediný kov alkalickej zeminy, ktorý vytvára dioxid(2−). Takto môžeme použiť argument o katióne s nízkou

nábojovou hustotou (veľký katión, malý náboj) stabilizujúci veľký anión.

5.25 Klasifikujte oxidy a sulfidy. Pre každú skupinu klasifikácie uveďte tri príklady oxidov a sulfidov.

Riešenie:

Oxidy – molekulové (CO, SO2, P4O10, Cl2O); iónové (Na2O, K2O, CaO); s atómovou štruktúrou (HgO, SiO2,

PbO).

Sulfidy – molekulové (CS2, P4S10, As4S4); iónové (Na2S, K2S, CaS); s atómovou štruktúrou (ZnS, FeS2, PtS)

5.26 Opíšte základne črty Fraschovho a Clausho procesu.

44

Riešenie:

Fraschov proces obsahuje pumpovanie stlačeného vzduchu a prehriatej pary do podzemného ložiska síry. Pena

roztavenej síry, vzduch a voda sa dostávajú na povrch a sú načerpané do gigantických zásobníkov, kde sa

ochladzujú. Tuhá síra sa rozbíja výbušninami na kusy. Clausov proces pozostáva z horenia sulfánu na SO2:

2 H2S(g) + 3 O2(g) → 2 SO2(g) + 2 H2O(g)

Oxid siričitý sa potom mieša s ďalším sulfánom v mólovom pomere 1:2 za vzniku práškovej síry:

2 H2S(g) + SO2(g) → 3 S(s) + 2 H2O(g)

5.27 Uveďte, či vodné roztoky siričitanu sodného, hydrogénsiričitanu sodného a sulfidu sodného budú kyslé

alebo zásadité. Vyjadrite rovnicami reakcií.

Riešenie:

SO32−(aq) + H2O(l) → HSO3

−(aq) + OH−(aq) roztok bude zásaditý

HSO3−(aq) + H2O(l) → SO3

2−(aq) + H3O+(aq) roztok bude kyslý

S2−(aq) + H2O(l) → HS−(aq) + OH−(aq) roztok bude zásaditý

5.28 Prečo musí byť tvorba oxidu sírového z oxidu siričitého exotermickou reakciou?

Riešenie:

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)

V tejto reakcii dochádza k poklesu entropie (hoci sa tvorí plynný oxid sírovy). Preto jediným spôsobom, aby táto

reakcia mohla byť samovoľná je, že dochádza k poklesu entalpie a reakcia je exotermická.

5.29 Prečo je oxid siričitý najbežnejšou zlúčeninou síry v atmosfére bohatej na kyslík a nie oxid sírový?

Riešenie:

Tu je veľká aktivačná energetická bariéra pre reakciu SO2 → SO3.

5.30 Opíšte päť spôsobov správania sa kyseliny sírovej v chemických reakciách.

Riešenie:

Kyselina sírová môže vystupovať ako kyselina, ako dehydratačné činidlo, ako oxidačné činidlo, ako sulfonačné

činidlo a ako zásada voči silnejším kyselinám.

5.31 Navrhnite dve alternatívne vysvetlenia, prečo kyselina telúrová má vzorec H6TeO6 a nie H2TeO4,

analogicky ako je to v prípade kyseliny sírovej a selénovej.

Riešenie:

Jedno vysvetlenie súvisí so skutočnosťou, že so zvyšovaním protónového čísla prvku v skupine dochádza k

poklesu ochoty viazať sa násobnou väzbou. Takto je v prípade telúru uprednostnená tvorba šiestich

jednoduchých väzieb pred štyrmi väzbami s čiastočne násobným charakterom. Druhé vysvetlenie súvisí s

väčším rozmerom atómov telúru v porovnaní s atómami síry a selénu, ktorý umožňuje väzbu šiestich atómov

kyslíka na atóm telúru.

5.32 Prečo sa síranový anión bežne využíva v chémii?

Riešenie:

Sírany sa bežne používajú v anorganickej chémii, pretože väčšina síranov sú látky rozpustné vo vode;síranový

anión nie je oxidovadlo (na rozdiel od dusičnanového), alebo redukovadlo (na rozdiel od siričitanového);

síranový anión je konjugovanou zásadou k silnej kyseline, takže jeho roztoky sú neutrálne; sírany kovov majú

tendenciu byť termicky stabilné.

5.33 Ako môžeme chemicky identifikovať a) sulfán; b) síranový anión?

45

Riešenie:

a) H2S(g) + Pb(CH3COO)2(aq) → PbS(s) + 2CH3COOH(aq)

b) Ba2+(aq) + SO42−(aq) → BaSO4(s)

5.34 Navrhnite vysvetlenie prečo fluorid sírový sublimuje pri 264°C, zatiaľ čo fluorid siričitý vrie pri 238°C.

Riešenie:

Fluorid siričitý je polárna molekula (obr. 16.28) a tak jestvujú medzi molekulami dipól–dipólové interakcie.

Fluorid sírový (obr. 16.27) je nepolárna molekula a medzi molekulami pôsobia len disperzné sily.

5.35 Uveďte chemické zloženie týchto minerálov a solí: sfalerit, galenit, pyrit, chalkopyrit, sádrovec, baryt,

Glauberova soľ, modrá skalica a zelená skalica.

Riešenie:

ZnS – sfalerit, PbS – galenit, FeS2 – pyrit, CuFeS2 – chalkopyrit, CaSO4.2H2O – sádrovec, BaSO4 – baryt,

CaSO4.2H2O – Glauberova soľ, CuSO4.5H2O – modrá skalica, FeSO4.7H2O – zelená skalica.

5.36 “Selén je prospešný a toxický pre život.” Diskutujte o tom.

Riešenie:

Pre svoje zdravie potrebujeme len malé množstvo selénu.

Obsah cvičenia


• Dikyslík, ozón, peroxid vodíka a peroxodisíran sodný ako oxidovadlá. (Otázky 5.38 až 5.41).

• Redukčné vlastnosti sulfánu a oxidu siričitého. (Otázky 5.42 a 5.43).

• Laboratórne a priemyselné spôsoby prípravy kyslíka, peroxidu vodíka, sulfánu a oxidu siričitého,

termodynamické a kinetické aspekty. (Otázky 5.44, 5.45, 5.51 a 5.52).

• Oxidy síry, výroba kyseliny sírovej. (Otázka 5.46).

• Praktické aplikácie reakcií tiosíranu sodného. (Otázka 5.47 a 5.48).

• Protolytické a acidobázické vlastnosti, kondenzačné reakcie. (Otázka 5.49).

• Reakcie a reakčné schémy pre kyslík a síru. (Otázky 5.50 až 5.52).

Úlohy (cvičenia)

5.37 Pre nasledujúce častice uveďte ich názvy, nakreslite elektrónový štruktúrny vzorec a pomenujte ich tvar:

O3, H2O2, cyklo-S8, katena-S8, H2S, H2S2, H3S+, SO2, SO3, cyklo-(SO3)3, SO32–, SO4

2– , SF4, SCl2, S2Cl2,

S2O72–, S2O3

2–, S2O42–, S2O8

2–, S4O62–, SeO4

2– a TeO66–

Riešenie:

O3 – ozón (trikyslík) zalomený

H2O2 – peroxid vodíka zalomený, nerovinný

cyklo-S8 – cyklo-oktasíra poprelamovaný osemuholník

katena-S8 – katena-oktasíra lomený reťazec zložito priestorovo orientovaný v dôsledku konformácie

H2S – sulfán zalomený

H2S2 – disulfán zalomený, nerovinný

H3S+ – katión sulfónia trigonálna pyramída

SO2 – oxid siričitý zalomený

SO3 – oxid sírový trojuholník

cyklo–(SO3)3 – cyklotrimér oxidu sírového tri tetraédre spojené navzájom dvomi vrcholmi

SO32− – siričitanový anión trigonálna pyramída

SO42− – síranový anión tetraeder

SF4 – fluorid siričitý tvar váh

SCl2 – dichlorid síry zalomený

46

S2Cl2 – chlorid sírny zalomený nerovinný (ako H2O2)

S2O72− – disíranový anión dva tetraédre spojené spoločným vrcholom

S2O32− – tiosíranový anión tetraéder

S2O42− – ditioničitanový anión dve trigonálne pyramídy so spoločnou hranou

S2O82− – peroxodisíranový anión dva oddelené tetraédre spojené vrcholmi (atómy vo vrcholoch sú spojené

väzbou)

S4O62− – tetrationanový anión dva oddelené tetraédre spojené vrcholmi (ako S2O8

2−)

SeO42− – selenanový anión tetraeder

TeO66– – telúranový(6−) anión oktaéder

5.38 Dikyslík, ozón, peroxid vodíka a peroxodisíran sú silné oxidovadla. Na základe štandardných

elektródových potenciálov polreakcií posúďte a porovnajte ich oxidačnú spôsobilosť v kyslom prostredí.

O2 + 4 H+ + 4 e− → 2 H2O Eo = +1,23 V

O3 + 2 H+ + 2 e− → O2 + H2O Eo = +2,07 V

H2O2 + 2 H+ + 2 e− → 2 H2O Eo = +1,77 V

S2O82− + 2 H+ + 2 e− → 2 HSO4

− Eo = +2,123 V

Riešenie:

Poradie oxidačnej spôsobilosti: S2O82− > O3 > H2O2 > O2.

5.39 Peroxid vodíka je vhodný reaktant pre redoxné reakcie. Vysvetlite, prečo môže vystupovať ako

oxidovadlo, alebo redukovadlo. Na základe štandardných elektródových potenciálov polreakcií uveďte, či

bude účinnejším oxidovadlom v kyslom alebo zásaditom prostredí.

H2O2 + 2 H+ + 2 e− → 2 H2O Eo = +1,77 V kyslé prostredie

HO2− + H2O + 2 e− → 3 OH− Eo = +0,88 V zásadité prostredie

O2 + 2 H+ + 2 e− → H2O2 Eo = +0,68 V kyslé prostredie

O2 + H2O + 2 e− → HO2− + OH− Eo = −0,08 V zásadité prostredie

Riešenie:

O2−II sa môže redukovať na 2O−II: O2

−II + 2 e− → 2O−II

O2−II sa môže oxidovať na O2: O2

−II − 2 e− → O2

H2O2 je účinnejším oxidovadlom v kyslom prostredí.

5.40 Napíšte chemické rovnice pre chemické deje:

a) jemne rozotretého železa s dikyslíkom

b) plynného silánu s dikyslíkom

c) tuhého sulfidu zinočnatého s dikyslíkom

d) vodného roztoku kyseliny bromovodíkovej s dikyslíkom

e) tuhého sulfidu bárnatého s trikyslíkom

f) vodného roztoku KI s trikyslíkom

Riešenie:

a) 2 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s)

b) SiH4(g) + 2 O2(g) → SiO2(s) + 2 H2O(g)

c) 2 ZnS(s) + 3 O2(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO2(g) d) 4 HBr(aq) + O2(g) → 2 Br2(aq) + 2 H2O(l)

e) BaS(s) + 4 O3(g) → BaSO4(s) + 4 O2(g)

f) 2 KI(aq) + O3(s)+ H2O(l) → I2(s) + O2(g) +2 KOH(aq)


a) vodného roztoku KI s peroxidom vodíka v prostredí kyseliny sírovej

b) vodného roztoku KI s peroxodisíranom draselným

c) oxidácie sulfidového aniónu peroxidom vodíka v kyslom prostredí

d) oxidácie železnatej zlúčeniny peroxidom vodíka v kyslom prostredí

e) redukcie oxidu strieborného peroxidom vodíka

47

f) redukcia manganistanu draselného peroxidom vodíka v prostredí kyseliny sírovej

g) tuhého peroxidu bárnatého s vodou

Riešenie:

a) 2 KI(aq) + H2O2(aq) +H2SO4(aq) → I2(s) + 2 H2O(l)+ K2SO4(aq)

b) 2 KI(aq) + K2S2O8(aq) → I2(s) + 2 K2SO4(aq)

c) S2−(aq) + H2O2(aq) + 2 H+(aq) → S(s) + 2 H2O(l)

d) 2 Fe2+(aq) + H2O2(aq) + 2 H+(aq) → 2 Fe3+(aq) + 2 H2O(l)

e) Ag2O(s) + H2O2(aq) → 2 Ag(s) + O2(g)+ H2O(l)

f) 2 KMnO4(aq) + 5 H2O2(aq) +3 H2SO4(aq) → 2 MnSO4(aq) + 5 O2(g)+ K2SO4(aq) + 8 H2O(l)

g) BaO2(s) + 2 H2O(l) → Ba(OH)2(aq) + H2O2(aq)

5.42 Sulfán, oxid siričitý a siričitany sú pomerne účinné redukovadlá. Odhadnite štandardné elektródové

potenciály polreakcií a porovnajte s experimentálnymi hodnotami.

Riešenie:

Eo by malo mať malú hodnotu, lebo sa hovorí o pomerne účinných redukovadlách.

S + 2 H+ + 2 e− → H2S Eo = +0,14 V

SO42− + 4 H+ + 2 e− → SO2 + 2 H2O Eo = +0,14 V


a) redukcie železitých solí sulfánom vo vodnom roztoku

b) redukcie dichrómanu draselného oxidom siričitým vo vodnom roztoku kyseliny sírovej

c) roztoku sulfidu sodného s roztokom zriedenej kyseliny sírovej

d) roztoku siričitanu sodného a kyseliny sírovej

e) roztoku siričitanu sodného s cyklo-S8

Riešenie:

a) 2 Fe3+(aq) + H2S(g) → 2 Fe2+(aq) + S(s) + 2 H+(aq)

b) K2Cr2O7(aq)) + 3 SO2(g) + H2SO4(aq) → Cr2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + H2O(l) c)Na2S(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + H2S(g)

d)Na2SO3(aq) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + SO2(g) + H2O(l) e) 8 Na2SO3(aq) + S8(s) → 8 Na2S2O3(aq)

5.44 Uveďte postup, ktorým možno získať sulfán zo sulfidu železnatého, selán zo selenidu hlinitého a telán

z teluridu železnatého. Vyjadrite rovnicami reakcií.

Riešenie:

Postup spočíva vo vytlačení slabšej prchavej kyseliny z jej soli silnejšou kyselinou, alebo hydrolýzou:

FeS(s) + 2 HCl(aq) → H2S(g) + FeCl2(aq)

Al2Se3(s) + 6 H2O(aq) → 3 H2Se(g) + 2 Al(OH)3(s)

FeTe(s) + 2 HCl(aq) → H2Te(g) + FeCl2(aq)

5.45 Navrhnite postup zachytenia oxidu siričitého zo vzduchu. Vyjadrite rovnicami reakcií.

Riešenie:

Ca(OH)2(s) + 2 SO2(g) → 2 Ca(HSO3)2(s) alebo 2 CaO(s) + 2 SO2(g) + O2(g) → 2 CaSO4(s)

5.46 Vyjadrite rovnicami reakcií výrobu kyseliny sírovej zo síry. Posúďte termodynamické a kinetické

aspekty.

Riešenie:

Oxid siričitý sa pripravuje spaľovaním síry (exoergonický dej):

S(s) + O2(g) → SO2(g)

48

Hoci tvorba SO3 je termodynamicky výhodnejšia v porovnaní s tvorbou SO2 (–370 kJ.mol–1 pre SO3, –300

kJ.mol–1 pre SO2), je oveľa ťažšie oxidovať SO2 na SO3.Je tu kinetická bariéra pre tvorbu SO3. Musíme použiť

efektívny katalyzátor na získanie dostatočnej rýchlosti reakcie:

SO2(g) + O2(g) ⎯⎯⎯ →⎯TOV /52 2 SO3(g) H° = −195,8 kJ mol–1

Zmes sa zohrieva na teplotu 400° až 500°C, čo je optimálna teplota na prípravu oxidu sírového

s rozumným výťažkom a akceptovateľnou rýchlosťou. SO3 reaguje kontrolovateľným spôsobom

s koncentrovanou kyselinou sírovou za vzniku kyseliny disírovej H2S2O7:

SO3(g) + H2SO4(konc.) → H2S2O7(l)

5.47 Aké je hlavné využitie pre a) fluorid sírový; b) tiosíran sodný?

Riešenie:

a) Fluorid sírový sa používa najmä ako izolačný plyn vo vysokonapäťových elektrických zariadeniach.

b)Tiosíran sodný sa používa v klasickej mokrej fotografii na reakcie s halogenidmi striebra.

5.48 Vyjadrite rovnicami reakcií dve dôležité funkcie tiosíranu sodného vo vodnom roztoku:

a) efektívnu likvidáciu odpadového chlóru,

b) kvantitatívne stanovenie jódu v jodometrii.

Riešenie:

a) Na2S2O3(aq) + 4 Cl2(g) + 10 NaOH(aq) → 2 Na2SO4(aq) + 8 NaCl(aq) + 5 H2O(l)

b) 2 Na2S2O3(aq) + I2(aq) → Na2S4O6(aq) + 2 NaI(aq)

5.49 Hydrogénsiričitany, hydrogénsírany a kyselina selénová podliehajú pri zohrievaní kondenzačným

reakciám. Doplňte rovnice termických kondenzačných reakcií

a) NaHSO3(s) ⎯⎯→⎯T

b) NaHSO4(s) ⎯⎯→⎯T

c) H2SeO4(s) ⎯⎯→⎯T

Riešenie:

a) 2 NaHSO3(s) ⎯⎯→⎯T

Na2S2O5(s) + H2O(g)

b) 2 NaHSO4(s) ⎯⎯→⎯T

Na2S2O7(s) + H2O(g)

c) H2SeO4(s) ⎯⎯→⎯T

H2S2O7(s) + H2O(g)


a) zohrievanie chlorečnanu draselného

b) tuhého oxidu železnatého so zriedenou kyselinou chlorovodíkovou

c) roztoku chloridu železnatého s roztokom hydroxidu sodného

e) zohrievanie síranu sodného s uhlíkom

f) plynného oxidu sírového s čistou kyselinou sírovou

g) peroxodisíranového aniónu so sulfidovým aniónom

Riešenie:

a) 2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)

b) FeO(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2O(l)

c) FeCl2(aq) + 2 NaOH(aq) → Fe(OH)2(s) + 2 NaCl(aq)

e) Na2SO4(s) + 2 C(s) → Na2S(l) + 2 CO2(g)

f) SO3(g) + H2SO4(l) → H2S2O7(l)

g) S2O82−(aq) + S2−(aq) → 2 SO4

2−(aq) + S(s)

49

5.51 Napíšte chemické rovnice vyjadrujúce reakcie kyslíka v reakčnej schéme.

Riešenie:

2 KClO3(l) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)

2 H2O2(aq) → H2O(l) + O2(g)

C(s) + O2(g) → CO2(g)

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)

4 Li(s) + O2(g) → 2 Li2O(s)

2 Na(s) + O2(g) → Na2O2(s)

K(s) + O2(s) → KO2(s)

5.52 Napíšte chemické rovnice vyjadrujúce reakcie síry v reakčnej schéme (pre zjednodušenie sú uvádzané

atómy síry ako S namiesto S8).

Riešenie:

Na2SO4(s) + 2 C(s) → Na2S(l) + 2 CO2(g)

Na2S(aq) + 2 H+(aq) → H2S(g) + 2 Na+(aq)

H2S(g) + Pb2+(aq) → PbS(s) + 2 H+(aq)

2 H2S(g) + O2(g) → 2 S(s) + 2 H2O(g)

S(s) + 3 F2(g) → SF6(g)

2 S(s) + Cl2(g) → S2Cl2(l)

S2Cl2(l) + Cl2(g) → 2 SCl2(l)

S(s) + O2(g) → SO2(g)

SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)

H2SO3(aq) + OH−(aq) → HSO3−(aq) + H2O(l)

HSO3−(aq) + OH−(aq) → SO3

2−(aq) + H2O(l)

SO32−(aq) + S(s) → S2O3

2−(aq)

2 S2O32−(aq) → S4O6

2−(aq) + 2 e−

2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(s)

SO3(s) + H2SO4(l) → H2S2O7(l)

SO3(s) + H2O(l) → H2SO4(aq)

H2S2O7(l) + H2O(l) → 2 H2SO4(aq)

H2SO4(aq) + OH−(aq) → HSO4−(aq) + H2O(l)

2 HSO4−(aq) → S2O8

2−(aq) + 2 H+(aq) + 2 e−

HSO4−(aq) + OH−(aq) → SO4

2−(aq) + H2O(l)

SO42−(aq) + Ba2+(aq) → BaSO4(s)

50

VI 15. skupina (pentely alebo pniktogeny)

Obsah prednášky


• Protiklady v chémii dusíka a fosforu – termodynamická stabilita didusíka, väzbové obmedzenia dusíka,

rozdiel elektronegativity dusíka a fosforu.

• Úvod do chémie dusíka.

• Dusík.

• Hydridy dusíka – amoniak, priemyselná výroba amoniaku, moderný Haber-Boschov proces, hydrazín,

azoimid.

• Ióny dusíka – azidový anión, katión pentadusíka(1+).

• Amónny katión.

• Oxidy dusíka – oxid dusný, oxid dusnatý, oxid dusitý, oxid dusičitý a dimér oxidu dusičitého, oxid

dusičný, dusičnanový radikál.

• Halogenidy dusíka.

• Kyselina dusitá a dusitany.

• Kyselina dusičná a dusičnany – priemyselná syntéza kyseliny dusičnej, dusičnany.

• Úvod do chémie fosforu.

• Fosfor – biely fosfor, červený fosfor, priemyselná výroba fosforu.

• Fosfán.

• Oxidy fosforu.

• Chloridy fosforu.

• Oxokyseliny fosforu a fosforečnany – kyselina trihydrogénfosforečná, fosforečnany.

• Pniktidy.



• Niektoré aspekty chémie dusíka sú jedinečné pre tento prvok.

• Jestvuje veľké množstvo oxidov dusíka.

• Fosfor je veľmi reaktívny prvok.

• Fosforečnany a kyselina trihydrogénfosforečná sú najbežnejšie zlúčeniny fosforu.


6.1 Prečo je ťažké zaradiť arzén medzi kovy alebo nekovy?

Riešenie:

Arzén má kovové aj nekovové alotropické modifikácie.

6.2 Uveďte najväčší možný počet dvojelektrónových -väzieb atómu dusíka a ostatných prvkov 15. skupiny

v zlúčeninách. Odôvodnite a ukážte na príkladoch zlúčenín.

Riešenie:

N: 4 (SP3) P, As, Sb, Bi: 6 (SP3D2)

6.3 Uveďte najväčšie a najmenšie oxidačné číslo dusíka a fosforu v zlúčeninách. Ukážte ako sa prejavuje

účinok tzv. inertného elektrónového páru na výskyte oxidačných stavov arzénu, antimónu a bizmutu

v zlúčeninách.

Riešenie:

N a P – minimálny oxidačný stav −I a maximálny stav +V

As, Sb a Bi – stabilita oxidačného stavu +V s rastom protónového čísla klesá (bizmutičnany sú silné

oxidovadlá) a rastie stabilita oxidačného stavu +III.

51

6.4 Čím sa líši chémia dusíka od chémie ostatných členov 15. skupiny?

Riešenie:

Na rozdiel od ostatných prvkov 15. skupiny, dusík ľahko tvorí násobné väzby. Dusík tvorí najviac štyri väzby,

zatiaľ čo atómy ostatných prvkov skupiny sa viažu aj šiestimi väzbami. Navyše, atóm dusíka má oveľa väčšiu

elektronegativitu ako ostatné prvky 15. skupiny, čo spôsobuje v niektorých prípadoch vznik rozdielnych

reakčných produktov. Molekulový hydrid dusíka – amoniak je v porovnaní s ostatnými hydridmi výrazne

zásaditý.

6.5 Porovnajte správanie dusíka a uhlíka na základe porovnania vlastností: a) metánu a amoniaku; b) eténu a

hydrazínu.

Riešenie:

Rozdielne teploty varu; rozdielne acidobázické vlastnosti; rozdiel v ich horení.

6.6 Porovnajte spôsobilosť atómov dusíka a fosforu tvoriť vodíkové väzby. Vysvetlite príčiny rozdielu

a ukážte na látkových vlastnostiach NH3 a PH3.

Riešenie:

Paulingove elektronegativity xP(N) = 3; xP(P) = 2,1. V prípade dusíka sa pozoruje veľká spôsobilosť tvoriť

vodíkové väzby, v prípade fosforu je táto spôsobilosť malá v zhode s uvedenými hodnotami elektronegativít.

Tep. varu (NH3) = −33,41oC; tep. varu (PH3) = −87,7oC;

6.7 Pomocou molekulových orbitálov opíšte väzby v molekule N2. Vypočítajte väzbový poriadok, odhadnite

medziatómovú vzdialenosť a energiu väzby a porovnajte s experimentálnymi hodnotami. Uveďte vplyv

koordinácie didusíka na medziatómovú vzdialenosť R(N−N) v didusíkových komplexoch.

Riešenie:

N2: (1g)2(1u)

2(1u)4(2g)

2 N(N2) = (8 − 2)/2 = 3

R(N−N) = 109,8 pm E(N2) = 946 kJ.mol−1

R(N−N)koord = 109,2 až 123,0 pm

Väzba N−N sa koordináciou predlžuje v dôsledku prenosu náboja z centrálneho atómu do protiväbových

orbitálov N2.

6.8 Napíšte vzorec dvoch iónov, ktoré sú izoelektrónové s molekulou didusíka.

Riešenie:

NO+ a CN− sú najzrejmejšie prípady.

6.9 Nakreslite elektrónový štruktúrny vzorec zlúčenín NF3O a PF3O. Porovnajte väzbu s atómom kyslíka v

zlúčeninách.

Riešenie:

Stredový atóm dusíka je limitovaný štyrmi elektrónovými pármi v jeho valenčnej vrstve; teda atóm kyslíka sa

musí viazať koordinačnou kovalentnou väzbou (alebo ide o adíciu Lewisovej kyseliny/zásady). Fosfor môže

prevyšovať oktet a atóm kyslíka tvorí s atómom fosforu dvojitú väzbu.

6.10 a) Prečo je didusík veľmi stabilný? b) Prečo nie je didusík vždy produktom redoxných reakcií v ktorých

reagujú zlúčeniny dusíka?

Riešenie:

a) Molekula didusíka má veľmi silnú trojitú väzbu.

b)Kinetické faktory môžu spôsobiť vznik aj iných produktov.

6.11 Keď sa amoniak rozpustí vo vode, roztok sa často nazýva “hydroxid amónny”. Je táto terminológia

vhodná pre uvedený roztok?

52

Riešenie:

Uvedená terminológia je nevhodná pre roztok amoniaku vo vode, pretože keď sa amoniak rozpustí vo vode,

väčšina amoniaku je prítomná vo forme hydratovaných molekúl; v roztoku je len veľmi malé množstvo

amónnych katiónov a hydroxidových aniónov. Rovnako, výraz “hydroxid amónny” budí dojem, že ide o

izolovateľnú zlúčeninu, čo v uvedenom prípade nezodpovedá pravde.

6.12 Hydroxylamín NH2OH môžeme oxidovať na dusičnanový anión pomocou bromičanového iónu, ktorý sa

pritom redukuje na bromidový anión. Napíšte rovnicu pre túto chemickú reakciu.

Riešenie:

NH2OH(aq) + BrO3−(aq) → NO3

−(aq) + Br−(aq) +H3O+(aq)

6.13 Pomocou použitia energií väzieb vypočítajte reakčné teplo uvoľnené pri reakcii horenia hydrazínu na

vzduchu (kyslík) za vzniku vodnej pary a plynného didusíka.

Riešenie:

Chemická rovnica: N2H4(g) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(g)

Použitie energie väzieb z Dodatku 3:

Rozštiepenie väzieb: 4(N−H) = 4(386) kJ = 1544 kJ 1(N−N) = 1(247) kJ = 247 kJ

1(O=O) = 1(494) kJ = 494 kJ Celkovo = 2285 kJ

Tvorba väzieb: 1(N≡N) = 1(942) kJ = 942 kJ 4(O−H) = 4(459) kJ = 1836 kJ

Celkovo = 2778 kJ Zmena energie = (2285 − 2778) kJ = –493 kJ

6.14 Uveďte poradie stálosti uvedených zlúčenín pri zohrievaní, keď poznáte ich tvorné entalpie

Zlúčenina NH3 PH3 AsH3 SbH3 BiH3

fH° / kJ mol–1 –46,1 –9,6 66,4 145,1 277,8

Riešenie:

NH3 > PH3 > AsH3 > SbH3 > BiH3

6.15 Porovnajte rozdiely medzi amónnym katiónom a katiónmi alkalických kovov.

Riešenie:

Roztoky obsahujúce amónny katión sú kyslé, roztoky katiónov alkalických kovov sú neutrálne. Všetky amónne

zlúčeniny sú termicky veľmi nestále.

6.16 Oxid dusnatý tvorí katión NO+ a anión NO–. Vypočítajte poriadok väzby pre každú z uvedených častíc.

Riešenie:

NO+ má poriadok väzby tri a NO− má poriadok väzby dva.

6.17 Plynný NOF reaguje s kvapalným SbF5 za tvorby elektricky vodivého roztoku. Napíšte rovnicu pre túto

chemickú reakciu.

Riešenie:

NOF(g) + SbF5(l) → NO+(SbF5) + SbF6−(SbF5)

6.18 Fluorid dusitý ma teplotu varu –129°C, zatiaľ čo amoniak vrie pri –33°C. Čo je príčinou rozdielnych

hodnôt.

Riešenie:

Vodíkové väzby medzi molekulami amoniaku.

53

6.19 Opíšte fyzikálne vlastnosti: a) kyseliny dusičnej; b) amoniaku.

Riešenie:

a) Kyselina dusičná je v čistom stave olejovitá kvapalina. Je miešateľná s vodou za tvorby veľmi kyslého

roztoku.

b) Amoniak je bezfarebný zásaditý plyn s charakteristickým zápachom. Je veľmi dobre rozpustný vo vode.

6.20 Napíšte chemickú rovnicu pre nasledujúce reakcie: a) redukcia kyseliny dusičnej na dusičnan amónny

kovovým zinkom; b) reakcia tuhého sulfidu strieborného s kyselinou dusičnou za vzniku rozpustnej

striebornej zlúčeniny, elementárnej síry a oxidu dusnatého.

Riešenie:

a) 4 Zn(s) + 10 HNO3(aq) → NH4NO3(aq) + 4 Zn(NO3)2(aq) + 3 H2O(l)

b) Ag2S(s) + 4 HNO3(aq) → 2 AgNO3(aq) + S(s) + 2 NO2(g) +2 H2O(l)

6.21 Keď sa plynný dimér oxidu dusičitého zavádza do čistej kvapalnej kyseliny dusičnej N2O4 ionizuje za

tvorby vodivého roztoku. Uveďte vznikajúce produkty na základe poznatku, že vznikajúce katióny a anióny

obsahujú len dusík a kyslík. Napíšte rovnicu reakcie.

Riešenie:

Najpravdepodobnejšie častice budú NO+ a NO3− (NO2

+ a NO2− sú tiež teoreticky možné, ale dusitanový anión

nie je tak stabilný ako dusičnanový anión);

N2O4(HNO3) → NO+(HNO3) + NO3−(HNO3)

6.22 Navrhnite prečo okyslenie urýchľuje rozklad dusičnanu amónneho na oxid dusný a vodu.

(Využiť Frostov diagram pre dusík).

Riešenie:

Z Frostovho diagramu vyplýva, že dusičnanový anión je celkom termodynamicky stabilná častica (ako aj

amónny katión). V kyslom prostredí sa pozoruje rovnováha, pri ktorej dochádza k tvorbe kyseliny dusičnej:

NO3−(aq) + H+(aq) → HNO3(aq)

Kyselina dusična je veľmi silné oxidovadlo, takže môže ľahko oxidovať amónny katión v súlade s

termodynamickými princípmi.

6.23 Porovnajte vlastnosti dvoch bežných alotropických modifikácií fosforu.

Riešenie:

Biely fosfor je veľmi reaktívny, biela vosková látka, ktorá je zložená zo štruktúrnych jednotiek P4, zatiaľ čo

červený fosfor je červená práškovitá tuhá látka, ktorá je zložená z dlhých polymérnych reťazcov.

6.24 Porovnajte vlastnosti amoniaku a fosfánu.

Riešenie:

Amoniak aj fosfán sú bezfarebné plyny; amoniak je veľmi zásaditý plyn, zatiaľ čo fosfán je skoro neutrálny.

6.25 Fosfán sa rozpúšťa v kvapalnom amoniaku za tvorby (NH4)+(PH2)–. Čo môžeme povedať o relatívnej

acidobázickej sile oboch hydridov 15. skupiny?

Riešenie:

Amoniak je silnejšia zásada.

6.26 Porovnajte protolytické vlastnosti amoniaku, hydrazínu a fosfánu vo vodných roztokoch. Zoraďte zásady

podľa zväčšujúcej sa hodnoty pKz. Vyslovte predpoklady o hydrolýze katiónov NH4+, N2H5

+, N2H62+ a PH4

+.

Ionizáciu a hydolýzu vyjadrite rovnicami reakcií.

54

Riešenie:

EH3(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ EH4+(aq) + OH−(aq) pKz(NH3) = 4,8; pKz(PH3) = 27,4;

N2H4(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ N2H5+(aq) + OH−(aq) pKz1(N2H4) = 6,1;

N2H5+(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ N2H6

2+(aq) + OH−(aq) pKz2(N2H4) = 14;

Výpočet pKh: pKh = pKv − pKz pKv = 14 pKh(NH4+) = 9,2; pKh(PH4

+) = −13,4;

pKh(N2H5+) = 7,9; pKh(N2H6

2+) = −1;

6.27 Uveďte postup, ktorým možno získať amoniak z nitridu hlinitého a chloridu amónneho. Napíšte rovnice

reakcií.

Riešenie:

AlN(s) + 3 H2O(l) ⎯⎯→⎯T

NH3(g) + Al(OH)3(s)

NH4Cl(aq) + Ca(OH)2(s) ⎯⎯→⎯T

2 NH3(g) + CaCl2(aq) + 2 H2O(l)

6.28 Iónové nitridy a fosfidy sú reaktívne a ochotne reagujú s vodou. Podobne reagujú arzenidy, antimonidy

a bizmutidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín s kyselinami. Napíšte rovnice reakcií.

Riešenie:

Mg3N2(s) + 6 H2O(l) → 2 NH3(g) + 3 Mg(OH)2(s)

Ca3P2(s) + 6 H2O(l) → 2 PH3(g) +3 Ca(OH)2(s)

Na3As(s) + 3 H3O+(aq) → AsH3(g) + 3 Na+(aq) + 3 H2O(l)

Zn3Sb2(s) + 6 H3O+(aq) → 2 SbH3(g) + 3 Zn2+(aq) + 6 H2O(l)

Ca3Sb2(s) + 6 H3O+(aq) → 2 BiH3(g) + 3 Ca2+(aq) + 6 H2O(l)

6.29 Vyjadrite rovnicami reakcií tvorbu chloridu fosforitého a chloridu fosforečného z bieleho fosforu. Uveďte

aj rovnice oxidačnej adície chlóru, kyslíka alebo síry na chlorid fosforitý.

Riešenie:

P4(s) + 6 Cl2(g) → 4 PCl3(l) P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(s)

PCl3(l) + Cl2(g) → PCl5(s) PCl3(l) + O2(g) → PCl3O(l)

PCl3(l) + S(s) → PCl3S(l)

6.30 Experimentálne určené hodnoty väzbových uhlov sú pre arzán (AsH3), fluorid arzenitý a chlorid arzenitý

92°, 96° a 98,5°. Vysvetlite trend v uvedených hodnotách.

Riešenie:

Jedno z možných vysvetlení je, že rastie rozmer atómov viazaných na arzén, preto sa väzbový uhol zväčšuje v

porovnaní s čistým charakterom p orbitálov ( 90º) arzénu. Alternatívnym vysvetlením môže byť, že orbitály

elektronegatívnejšieho atómu fluóru majú väčší p charakter ako v prípade chlóru.

6.31 Chalkogenidy arzénu, antimónu a bizmutu majú vlastnosti polovodičov a termoelektrík. Na základe

hodnôt energie zakázaného pásu zoraďte chalkogenidy podľa rastúcej elektrickej vodivosti.

Chalkogenid As2S3 Sb2S3 Bi2S3 As2Se3 Bi2Se3 As2Te3 Sb2Te3 Bi2Te3

Eg / kJ.mol−1 247,2 169,0 125,9 202,6 33,8 96,5 29,0 14,5

Riešenie:

As2S3 > Sb2S3 > Bi2S3 > As2Se3 > Bi2Se3 > As2Te3 > Sb2Te3 > Bi2Te3

6.32 V tuhom stave PCl5 tvorí (PCl4)+(PCl6)–. Avšak, PBr5 tvorí (PBr4)+Br–. Uveďte dôvod prečo má bromid

fosforečný rozdielnu štruktúru.

Riešenie:

Sterické zábrany bromidového iónu.

55

6.33 Pri “škrtnutí” zápalky predpokladáme, že dochádza k redukcii chlorečnanu draselného na chlorid draselný a

trisulfid tetrafosforu sa oxiduje na oxid fosforečný a oxid siričitý. Napíšte chemickú rovnicu pre tento chemický dej.

Riešenie:

32 KClO3(s) + 6 P4S3(s) → 32 KCl(s) + 6 P4O10(s) + 18 SO2(g)

6.34 Roztok hydrogénfosforečnanového iónu je zásaditý, zatiaľ čo roztok dihydrogénfosorečnanového aniónu

je kyslý. Napíšte chemickú rovnováhu pre dominujúce reakcie, ktoré spôsobujú toto rozdielne správanie.

Riešenie:

Rovnováhy sú HPO42−(aq) + H2O(l) → H2PO4

−(aq) + OH−(aq)

H2PO4−(aq) + H2O(l) → HPO4

2−(aq) + H3O+(aq)

6.35 Napíšte vzorce izoelektrónových kyselín síry a kremíka ku kyseline tetrahydrogéndifosforečnej.

Riešenie:

H2S2O7 a H6Si2O7.

6.36 Ktorý oxoanión prechodného kovu je izoštruktúrny s aniónom P2O74–. Napíšte vzorec zodpovedajúceho

iónu a vysvetlite dôvod.

Riešenie:

V2O72−. Je to na základe podobnosti (n) a (n+10), ktorá vyjadruje podobnosť medzi vanádom (5. skupina) a

fosforom (15. skupina).

6.37 Uveďte chemické zloženie minerálov: apatit, arzenopyrit, stibinit a bizmutinit.

Riešenie:

Ca5F(PO4)3; FeAsS; Sb2S3; Bi2S3

Obsah cvičenia



(Otázky 6.39 až 6.42).


kinetické aspekty. (Otázky 6.39 a 6.43).

• Laboratórne a priemyselné spôsoby prípravy N2 a P4. (Otázky 6.50 a 6.51).


postup, superfosfát. (Otázky 6.44, ).

• Protolytické a acido-bázické vlastnosti, kondenzačné reakcie. (Otázky 6.45 a 6.46).

• Hydrolýza halogenidov. (Otázka 6.47).

• Reakcie a reakčné schémy pre dusík a fosfor. (Otázky 6.48 až 6.51).

Úlohy (cvičenia)


NH4+, NH3, N2H4, NH2OH, HN3, N2O, NO2, N2O4, NO2

+, NO2–

, NO3–, P4, P4O10, PCl3, PCl5, POCl3, PH2O2

–,

PHO32–, PO4

3–, P2O74–, AsO3

3–, [Sb(OH)6]–

Riešenie:

NH4+ amónny katión tetraéder

NH3 amoniak (azán) trigonálna pyramída

N2H4 hydrazín (diazán) dve trigonálne pyramídy spojené hranou

NH2OH hydroxylamín (hydroxyazán) trigonálna pyramída

HN3 azoimid, kyselina azidovodíková (kyselina dusíkovodíková) lineárny N3−

56

N2O oxid dusný lineárny

NO2 oxid dusičitý zalomený

N2O4 tetraoxid didusičitý dve trigonálne pyramídy spojené hranou

NO2+ katión nitrozylu lineárny

NO2− dusitanový anión zalomený

NO3− dusičnanový anión rovnostranný trojuholník

P4 tetrafosfor atómy fosforu vo vrcholoch tetraédra

P4O10 dekaoxid tetrafosforečný (oxid fosforečný) tvar klietky

PCl3 chlorid fosforitý trigonálna pyramída

PCl5 chlorid fosforečný trigonálna bipyramída

PCl3O trichlorid-oxid fosforečný tetraéder

PH2O2− fosfornanový anión (dihydrido-dioxofosforečnanový anión) tetraéder

PHO32− fosfornanový anión (dihydrido-dioxofosforečnanový anión) tetraéder

PO43− fosforečnanový tetraéder

P2O74− difosforečnanový anión dva tetraédre spojené spoločným vrcholom

AsO33− arzenitanový(3−) anión trigonálna pyramída

[Sb(OH)6]– hexahydroxoantimoničnanový anión oktaéder

6.39 Vyjadrite súborom rovníc reakcií výrobu oxidu dusičitého

a) z dusíka b) z amoniaku.

Posúďte termodynamické a kinetické aspekty.

Riešenie:

a) N2(g) + O2(g) ⎯⎯→⎯T

2 NO(g) H° = 176 kJ mol–1

2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) H° = −113,4 kJ mol–1

Priama oxidácia didusíka je termodynamický nevýhodná, pretože fG1°(NO2) = +51 kJ mol–1.

b) 4 NH3(g) + 7O2(g) ⎯⎯ →⎯TPt /

4 NO2(g) + 6 H2O(g) Go = –308 kJ.mol–1

Oxidácia amoniaku na oxid dusičitý je termodynamicky výhodná.

6.40 Posúďte vplyv teploty a tlaku na výťažok syntézy amoniaku a hydrazínu. Vypočítajte rovnovážne

konštanty reakcií a urobte záver o termodynamickej výhodnosti syntézy.

a) N2(g) + 3 H2(g) ⎯→ 2 NH3(g) H1° = –46,9 kJ mol–1; G1° = –16,5 kJ mol–1

b) N2(g) + 2 H2(g) ⎯→ 2 N2H4(g) H2° = 50,6 kJ mol–1; G2° = 149,2 kJ mol–1

Riešenie:

a) zvyšovanie teploty spôsobuje znižovanie rovnovážnej koncentrácie amoniaku (H1° < 0)

G1° < 0 termodynamicky výhodná reakcia, rG1° = –RT lnK1 = –2,303 RT log K1, logK1 = 2,89

zvyšovanie tlaku spôsobuje zvyšovanie rovnovážnej koncentrácie amoniaku

b) zvyšovanie teploty spôsobuje zvyšovanie rovnovážnej koncentrácie hydrazínu (H2° > 0)

G2° > 0 termodynamicky nevýhodná reakcia, rG2° = –RT lnK2 = –2,303 RT log K2, logK2 = −26,15

zvyšovanie tlaku spôsobuje zvyšovanie rovnovážnej koncentrácie hydrazínu.

6.41 Pri výrobe amoniaku Haberovou syntézou recyklované plyny obsahujú plynný argón. Odkiaľ tento argón

pochádza? Navrhnite možnosť ako ho odstrániť.

Riešenie:

Zo vzduchu. Ochladením recyklovaných plynov dochádza ku kondenzácii argónu.

6.42 Prečo je prekvapujúce použitie vysokých teplôt pri reformingu (reakcia metánu s vodnou parou) počas

výroby amoniaku?

57

Riešenie:

Použitie vysokej teploty je prekvapujúce, pretože táto reakcia je exotermická. Avšak, v prvom rade musíme

uvažovať potrebu rýchleho dosiahnutia rovnováhy (prekonanie vysokej aktivačnej energie) ako len

dosiahnutia optimálnej rovnováhy.

6.43 Vysvetlite prečo sa pri výrobe kyseliny dusičnej, reakcia oxidu dusnatého s dikyslíkom uskutočňuje pri

vysokom tlaku a za chladenia reakčnej zmesi.

Riešenie:

Vysoký tlak podporuje posun rovnováhy v smere reakcie pri ktorej vzniká menšie látkové množstvo plynných

produktov.

6.44 Kyselina dusičná sa vyrába Ostwaldovým spôsobom: exotermickou disproporcionáciou oxidu dusičitého

vo vode. Napíšte príslušnú rovnicu reakcie a uveďte vplyv tlaku a teploty na túto reakciu.

Riešenie:

3 NO2(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq) + NO(g) Go = –5,0 kJ.mol–1

Na maximalizáciu výťažku HNO3 sa používa chladenie a vysoký tlak.

6.45 Kyselina fosforečná a hydrogénfosforečnany podliehajú pri zohrievaní kondenzačným reakciám. Doplňte

rovnice termických kondenzačných reakcií:

a) 2 NaH2PO4(s) ⎯⎯→⎯T

b) x Na2H2P2O7(s) ⎯⎯→⎯T

c) 2 Na2HPO4(s) + NaH2PO4(s) ⎯⎯→⎯T

Riešenie:

a) 2 NaH2PO4(s) ⎯⎯→⎯T

Na2H2P2O7(s) + H2O(g)

b) x Na2H2P2O7(s) ⎯⎯→⎯T

2 (NaPO3)x + x H2O(g)

c) 2 Na2HPO4(s) + NaH2PO4(s) ⎯⎯→⎯T

Na5P3O10(s) + 2 H2O(g)

6.46 Uveďte produkty termického rozkladu (premeny) amónnych solí. Klasifikujte reakcie a pokúste sa

objasniť príčiny vzniku rôznych dusíkatých produktov.

a) NH4NO3(s) ⎯⎯→⎯T

b) (NH4)2CO3(s) ⎯⎯→⎯T

c) (NH4)NCO(s) ⎯⎯→⎯T

Riešenie:

a) NH4NO3(s) ⎯⎯→⎯T

N2O(g) + 2 H2O(g)

b) (NH4)2CO3(s) ⎯⎯→⎯T

2 NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)

c) (NH4)NCO(s) ⎯⎯→⎯T

(NH2)2CO(s)

Produkty sú výsledkom najmä týchto zmien: a) synproporcionácia NV + N−III → 2NI

6.47 Porovnajte produkty hydrolýzy PCl3, AsCl3, SbCl3 a BiCl3. Napíšte rovnice reakcií. Pokúste sa vysvetliť

príčiny rozdielov v produktoch hydrolýzy.

Riešenie:

v prípade PCl3 a AsCl3 sa tvoria príslušné kyseliny:

PCl3(l) + 3 H2O(l) → H2PHO3(aq) + 3 HCl(g)

AsCl3(l) + 3 H2O(l) → H3AsO3(aq) + 3 HCl(g)

V prípade SbCl3 a BiCl3 sa tvoria málo rozpustné halogenid-oxidy.

SbCl3(s) + H2O(l) → SbCl(O)(s) + 2 HCl(g)

BiCl3(s) + H2O(l) → BiCl(O)(s) + 2 HCl(g)

58

6.48 Napíšte chemickú rovnicu pre nasledujúce chemické reakcie:

a) chlorid arzenitý s vodou

b) horčík s didusíkom

c) amoniak s prebytkom chlóru

d) hydrazín s kyslíkom

e) zohrievanie roztoku dusičnanu amónneho

f) roztoku hydroxidu sodného s oxidom dusitým

g) zohrievanie dusičnanu sodného

h) zohrievanie oxidu fosforečného s uhlíkom

i) výroba kyseliny trihydrogénfosforečnej tzv. mokrým (sadrovým procesom)

Riešenie:

a) AsCl3(l) + 3 H2O(l) → H3AsO3(aq) + 3 HCl(g)

b) 3 Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s)

c) NH3(g) + 3 Cl2(g) → NCl3(l) + 3 HCl(g)

d) N2H4(l) + O2(g) → N2(g) + 2 H2O(g)

e) NH4NO3(aq) → N2O(g) + 2 H2O(l)

f) 2 NaOH(aq) + N2O3(aq) → 2 NaNO2(aq) + H2O(l)

g) 2 NaNO3(s) → 2 NaNO2(s) + O2(g)

h) P4O10(g) + C(s) → P4(g) + 10 CO(g)

i) Ca3(PO4)2(s) + 3 H2SO4(konc.) → 2 H3PO4(aq) + 3 CaSO4(s)

6.49 Napíšte chemickú rovnicu pre nasledujúce chemické reakcie:

a) zohrievanie roztoku dusitanu amónneho

b) roztoku síranu amónneho s hydroxidom sodným

c) amoniaku s kyselinou trihydrogénfosforečnou

d) rozklad azidu strieborného

e) oxidu dusnatého a oxidu dusičitého

f) zohrievanie tuhého dusičnanu olovnatého

g) bieleho fosforu (tetrafosforu) s nadbytkom kyslíka

h) fosfidu vápenatého s vodou

i) roztoku hydrazínu so zriedenou kyselinou chlorovodíkovou

j) výrobu superfosfátu

Riešenie:

a) NH4NO2(aq) → N2(g) + 2 H2O(l)

b) (NH4)2SO4(aq) + 2 NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + 2 NH3(g) + 2 H2O(l)

c) 3 NH3(g) + H3PO4(aq) → (NH4)3PO4(aq)

d) 2 AgN3(s) → 2 Ag(s) + 3 N2(g)

e) NO(g) + NO2(g) → N2O3(l)

f) Pb(NO3)2(s) → PbO(s) + 2 NO2(g) + 1/2 O2(g)

g) P4(s) + 5 O2(g) → P4O10(s)

h) Ca3P2(s) + 6 H2O(l) → 3 Ca(OH)2(aq) + 2 PH3(g)

i) N2H4(aq) + HCl(aq) → N2H5+(aq) + Cl−(aq)

N2H5+(aq) + HCl(aq) → N2H6

2+(aq) + Cl−(aq)

j) Ca3(PO4)2(s) +2 H2SO4(konc.) → Ca(H2PO4)2(s) + 2 CaSO4(s)

59

6.50 Napíšte chemické rovnice zodpovedajúce premenám v reakčných schémach zlúčenín dusíka.

Riešenie:

NH4NO3(aq) → N2O(g) + 2 H2O(l)

N2O(g) + Mg(s) → N2(g) + MgO(s)

NH4NO2(aq) → N2(g) + 2 H2O(l)

6 Li(s) + N2(g) → 2 Li3N(s)

N2(g) + 2 O2(g) → NO2(g)

N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

4 NH3(g) + 3 O2(g) → 2 N2(g) + 6 H2O(g)

NH3(g) + 3 Cl2(g) → NCl3(l) + 3 HCl(g)

NCl3(g) + 3 H2O(l) → NH3(g) + 3 HClO(aq)

NH3(g) + H2O(l) → NH4+(aq) + OH−(aq)

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)

2 NO2(g) → N2O4(g)

3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 4 H2O(l) + 2 NO(g)

Cu(s) + 4 HNO3(konc.) → Cu(NO3)2(aq) + 2 H2O(l) + 2 NO2(g)

NO2(g) + NO(g) → N2O3(l)

N2O3(l) + H2O(l) → 2 HNO2(aq)

N2O5(s) + H2O(l) → 2 HNO3(l)

6.51 Napíšte chemické rovnice zodpovedajúce premenám v reakčných schémach zlúčenín fosforu.

Riešenie:

P4(s) + 3 O2(g) → P4O6(s)

P4(s) + 6 Cl2(g) → 4 PCl3(l)

P4O6(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO3(l)

PCl3(l) + 3 H2O(l) → H3PO3(l) + 3 HCl(g)

2 Ca3(PO4)2(s) + 10 CO(g) → 6 CaO(s) + 10 CO2(g) + P4(g)

P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5(l)

PCl5(l) + H2O(l) → POCl3(l) + 2 HCl(g)

POCl3(l) + 3 H2O(l) → H3PO4(l) + 3 HCl(g)

P4(s) + 5 O2(g) → P4O10(s)

P4O10(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4(l)

2 H3PO4(l) → H4P2O7(l) + H2O(l)

60

VII 14. skupina

Obsah prednášky


• Protiklady v chémii uhlíka a kremíka – oxid uhličitý a oxid kremičitý, katenácia uhlíka.

• Uhlík – diamant, grafit, fulerény, uhlíkové nanorúrky, grafén, uhlíková čerň.

• Izotopy uhlíka.

• Karbidy – iónové karbidy, kovalentné karbidy, kovové karbidy.

• Oxid uhoľnatý.

• Oxid uhličitý

• Uhličitany a hydrogénuhličitany.

• Sulfidy uhlíka – sulfid uhličitý, sulfid karbonylu.

• Halogenidy uhlíka – tetrahalogenidy uhlíka, chlorofluorouhľovodíky.

• Metán.

• Kyanidy.

• Kremík.

• Oxid kremičitý – silikagél, aerogély, sklá.

• Kremičitany.

• Hlinitokremičitany – zeolity, keramika.

• Silikóny.

• Cín a olovo

• Oxidy cínu a olova.

• Halogenidy cínu a olova.

• Tetraetylolovo.



• Uhlík má veľmi širokú chémiu vyplývajúcu z jeho schopnosti reťazenia.

• Poznáme tri kategórie karbidov.

• Dva oxidy uhlíka majú veľmi rozdielne vlastnosti.

• Kremičitany majú veľmi rozmanité štruktúry.

• Cín a olovo majú slabé kovové vlastností.


7.1 Porovnajte vlastnosti troch hlavných alotropických modifikácií uhlíka — diamantu, grafitu, a C60.

Riešenie:

Diamant je veľmi tvrdá, priehľadná, bezfarebná tuhá látka, ktorý je dobrým vodičom tepla ale nevodičom

(izolátorom) elektriny. Grafit je mäkká, mazľavá, čierna tuhá látka, ktorá je slabý vodič tepla ale je dobrý

vodič elektriny. C60 je čierna látka, nevodič tepla a elektriny.

7.2 Vysvetlite prečo a) diamant má veľmi veľkú termickú vodivosť; b) vysoký tlak a teplota sú potrebné pre

tradičnú syntézu diamantu.

Riešenie:

a) Diamant má veľkú termickú vodivosť, pretože jeho štruktúra pozostáva z atómov uhlíka, ktoré sú viazané

v nekonečnej štruktúre jednoduchými kovalentnými väzbami. Akýkoľvek termický pohyb na jednej strane

kryštálovej mriežky je takto rýchlo prenášaný na druhú stranu, čo vysvetľuje, že je vynikajúci termický vodič.

b) Podľa princípu pohyblivej rovnováhy, vysoký tlak bude preferovať tvorbu diamantu z grafitu, pretože

diamant má väčšiu hustotu. Vysoká teplota je potrebná, pretože fázová zmena si vyžaduje veľmi vysokú

aktivačnú energiu potrebnú k zmene usporiadania štruktúry.

61

7.3 Prečo sú fullerény rozpustné v mnohých organických rozpúšťadlách hoci grafit a diamant sú nerozpustné

vo všetkých rozpúšťadlách?

Riešenie:

Diamant a grafit majú kovalentnú sieťovú štruktúru. Proces solvatácie neposkytuje dostatočnú energiu na

rozbitie kovalentných väzieb. Fullerény pozostávajú z diskrétnych jednotiek molekúl ako napr. C60. Tieto

individuálne nepolárne jednotky sa môžu solvatovať nepolárnymi rozpúšťadlami, alebo rozpúšťadlami s malou

polaritou, a teda sa rozpúšťať.

7.4 Porovnajte energie väzieb C−C, C=C, C≡C, Si−Si, Si=Si, C−H, Si−H, C−O a Si−O (sú uvedené v prílohe)

a dajte to do súvisu s vlastnosťami uhľovodíkov, silánov, oxidov, uhličitanov a kremičitanov.

Riešenie:

Energie väzieb (kJ.mol−1) C−C (346), C=C (602), C≡C (835), Si−Si (222), Si=Si (veľmi slabá), C−H (411),

Si−H (292), C−O (358) a Si−O (452).

uhľovodíky sú pomerne stále, silány sú pyroforické oxid kremičitý je veľmi stály, CO, CO2 sú pomerne stále uhličitany sú pomerne stále, kremičitany sú veľmi stále.

7.5 Vyjadrite znamienkami nerovnosti zmeny stálosti oxidačných stavov GeII, SnII, PbII, GeIV, SnIV a PbIV.

Objasnite pomocou predstavy o účinku tzv. inertného páru.

Riešenie:

GeII < SnII < PbII GeIV > SnIV > PbIV

7.6 Vysvetlite prečo je katenácia bežná pre uhlík a už nie pre kremík.

Riešenie:

Tvorba reťazcov s väzbami uhlík−uhlík je uprednostňovaná, pretože energia týchto väzieb je len málo odlišná

od energie väzieb uhlík−kyslík. Preto sú tieto zlúčeniny na vzduchu porovnateľne stabilné. Avšak pre kremík je

energia väzieb kremík−kremík oveľa slabšia ako energia väzieb kremík−kyslík a preto zlúčeniny s väzbami

kremík−kremík sa na vzduchu ľahko oxidujú.

7.7 Na základe rezistivity zaraďte látky medzi vodiče, polovodiče a izolátory

grafit KC8 KC12 diamant

Rezistivita / cm 90 K 37,7 0,768 0,932 1014 – 1016

285 K 28,4 1,02 1,15 1014 – 1016

Riešenie:

grafit KC8 KC12 diamant

polovodič polovodič polovodič izolátor

7.8 Na základe rezistivity a šírky zakázaného pásu (Eg) zaraďte látky medzi

a) nekovy, polokovy a kovy

b) izolátory, polovodiče a vodiče

diamant Si Ge -Sn -Sn Pb

Rezistivita / cm 1014 – 1016 48 47 − 11x10−6 20x10−6

Eg / kJ mol−1 580 106,8 64,2 7,7 0 0

Riešenie:

diamant Si Ge -Sn -Sn Pb

a) nekov nekov polokov polokov kov kov

b) izolátor polovodič polovodič polovodič vodič vodič

62

7.9 Uveďte klasifikáciu karbidov (rozdelenie do troch skupín).

Riešenie:

Tri skupiny karbidov sú – iónové, kovalentné a kovové.

7.10 Napíšte vzorce dvoch častíc obsahujúce uhlík, ktoré sú izoelektrónove s iónom C22–.

Riešenie:

CN− and CO.

7.11 V zlúčenine oxidu uhoľnatého s kovmi (karbonyly kovov) je to atóm uhlíka, ktorý pôsobí ako Lewisova

zásada. Ukážte, prečo je to možné očakávať na základe formálnych nábojov na atómoch uhlíka a kyslíka

v elektrónovom štruktúrnom vzorci molekuly oxidu uhoľnatého.

Riešenie:

Atóm uhlíka v molekule CO má formálny záporný náboj a atóm kyslíka kladný náboj.

7.12 Porovnajte vlastnosti oxidu uhoľnatého a oxidu uhličitého.

Riešenie:

Oba plyny sú bezfarebné a bez zápachu, oxid uhoľnatý je jedovatý v dôsledku jeho reakcie s hemoglobínom;

oxid uhličitý je netoxický. Oxid uhoľnatý je chemický reaktívny; napr. horí na vzduchu:

2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)

Oxid uhličitý je chemický nereaktívny; napr. nereaguje s kyslíkom.

7.13 Oxid uhličitý možno zredukovať vodíkom alebo horčíkom pri vyšších teplotách. Napíšte rovnice reakcií.

Riešenie:

CO2(g) + H2(g) ⎯→⎯T

CO(g) + H2O(g)

CO2(g) + 2 Mg(s) ⎯→⎯T

C(s) + 2 MgO(s)

7.14 Oxid uhličitý má zápornú hodnotu tvornej entalpie, zatiaľ čo sulfid uhličitý má hodnotu tvornej entalpie

pozitívnu. S použitím energie väzieb v uvedených zlúčeninách zostrojte diagramy tvorných entalpií pre

uvedené zlúčeniny a uveďte dôvod(y) pre takto rozdielne hodnoty.

Riešenie:

Je to nižšia hodnota väzbovej energie C=S v porovnaní s väzbovou energiou C=O, ktorá spôsobuje tieto veľké

rozdiely v hodnotách tvorných entalpií.

7.15 Oxid uhličitý možno zredukovať vodíkom alebo horčíkom pri vyšších teplotách. Napíšte rovnice reakcií.

63

Riešenie:

CO2(g) + H2(g) ⎯→⎯T

CO(g) + H2O(g)

CO2(g) + 2 Mg(s) ⎯→⎯T

C(s) + 2 MgO(s)

7.16 Navrhnite pravdepodobné produkty, ktoré vzniknú zahrievaním CaCS3.

Riešenie:

Je to analogická reakcia termického rozkladu (bez prístupu vzdušného kyslíka) ako v prípade

CaCO3,

CaCS3(s) ⎯→⎯T

CaS(s) + CS2(l)

7.17 Opíšte prečo CFCs boli pokladané za ideálne chladiace media.

Riešenie:

Prednosťou CFCs ako chladiacich medií bolo, že sú úplne netoxické — veľký pokrok v porovnaní s jeho

predchodcami ako napr. amoniakom.

7.18 Prečo nie je HFC-134a ideálnou náhradou za CFC-12?

Riešenie:

Príprava HFC-134a vyžaduje zložitý a drahý viacstupňový spôsob výroby.

7.19 Aký je chemický vzorec HFC-134b?

Riešenie:

Písmená “a” a “b” sa používajú na označenie štruktúrných izomérov. Jediný možný štruktúrny izomér

CF3−CH2F je CHF2−CHF2, čo vyjadruje vzorec HFC-134b.

7.20 Z údajov hodnôt Hfo and So v tabuľke v prílohe 1. ukážte, že reakcia horenia metánu je samovoľná.

Riešenie:

Chemická rovnica je nasledovná: CH4(g) + O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)

ΔH° = [1(−394) + 2(−286) − 1(−75) − 1(0)] kJ·mol−1 = −891 kJ·mol−1

ΔS° = [1(+214) + 2(+70) − 1(+186) − 1(+205)] J·mol−1·K−1 = −37 J·mol−1·K−1

= −0.037 kJ·mol−1·K−1

ΔG° = (−891 kJ·mol−1) − (298 K)(−0.037 kJ·mol−1·K−1) = −880 kJ·mol−1

7.21 Prečo metán považujeme za potenciálny skleníkový plyn?

Riešenie:

Metán absorbuje vlnovú dĺžku žiarenia, ktorá sa nachádza v IČ oblasti elektromagnetického žiarenia.

7.22 Vysvetlite prečo silán horí na vzduchu, zatiaľ čo metán potrebuje na reakciu horenia na vzduchu

iniciáciu.

Riešenie:

Kremík v molekule silánu má prázdne 3d orbitály, ktoré sa môžu zúčastniť oxidačnej reakcie.

7.23 Porovnajte vlastnosti oxidu uhličitého a oxidu kremičitého a vysvetlite tieto rozdiely na základe typov

väzieb. Navrhnite vysvetlenie, prečo uvedené dva oxidy majú tak rozdielne typy väzieb.

Riešenie:

Oxid uhličitý je plyn, zatiaľ čo oxid kremičitý je tuhá látka s vysokou teplotou topenia. Oxid uhličitý pozostáva

zo samostatných jednotiek CO2 obsahujúcich dvojité väzby C=O, zatiaľ čo oxid kremičitý pozostáva

z kovalentnej siete kremíkových a kyslíkových atómov. Tvorba dvojitej väzby je uprednostnená pre oxid

uhličitý, pretože dvojitá väzba C=O je viac ako dvakrát silnejšia ako jednoduchá väzba C−O. Naopak,

jednoduchá väzba kremík–kyslík má síce násobný charakter, pretože dochádza k prekrytiu prázdnych 3d

orbitálov kremíka s obsadenými 2p orbitálmi kyslíka. Štyri (čiastočne násobné) jednoduché väzby atómov

kremíka a kyslíka Si−O sú energeticky výhodnejšie ako dve dvojité väzby Si=O.

64

7.24 Oxid kremičitý sa pokladá za chemicky málo reaktívny. Napíšte rovnice reakcií oxidu kremičitého

s takou kyselinou, hydroxidom a soľou, s ktorými reaguje za bežných podmienok pri vyšších teplotách alebo

pri použití tavenia.

Riešenie:

SiO2(s) + 4 HF(aq) → SiF4(g) + 2H2O(l)

SiO2(s) + 4 NaOH(l) ⎯→⎯T

Na4SiO4(s) + 2 H2O(g)

SiO2(g) + 2 Na2CO3(l) ⎯→⎯T

Na4SiO4(s) + 2 CO2(g)

7.25 Uveďte rovnicu reakcie prípravy kyseliny kremičitej vo vodnom roztoku a charakterizujte reakcie,

ktorými možno získať silikagél.

Riešenie:

Na4SiO4(aq) + 4 HCl(aq) → H4SiO4(aq) + 4 NaCl(aq)

Silikagél vzniká kondenzačnými reakciami.

7.26 Ultramarín je prekrásny modrý pigment používaný v olejových farbách, jeho vzorec je Nax[Al6Si6O24]S2,

kde síra je prítomná ako disulfidový ión, S22–. Uveďte hodnotu x.

Riešenie:

x × (Na+) + 6 × (Al3+) + 6×(Si4+) + 24 × (O2−) + 1 × (S22−) = 0

x(+1) + 6(+3) + 6(+4) + 24(−2) + 1(−2) = 0

x = 8

7.27 Koľko železnatých katiónov s nábojom 2+ a koľko železitých katiónov s nábojom 3+ je v minerále

crocidolite, Na2Fe5(Si4O11)2(OH)2 ?

Riešenie:

Sú tu tri ióny Fe2+ a dva ióny Fe3+ .

7.28 Opíšte rozdiely v štruktúre bieleho azbestu a talcu.

Riešenie:

Biely azbest obsahuje striedajúce sa kremičitanové a hydoxidové vrstvy (shshsh…), zatiaľ čo talc obsahuje

hydroxidové vrstvy umiestnené sendvičovo medzi kremičitanovými vrstavmi (shsshsshs…).

7.29 Opíšte najdôležitejšie využitie zeolitov.

Riešenie:

Zeolity sa využívajú ako vymienače iónov; ako adsorbčné činidla; na separáciu (oddelenie) plynov; ako

špecializované katalyzátory.

7.30 Ak je voda v zeolitoch uvoľnená intenzívnym zahrievaním, je absorpcia vody v štruktúre zeolitu endo-

alebo exotermický proces?

Riešenie:

Absorpcia vody je značne exotermický proces (pretože uvoľnenie vody je značne endotermický proces).

7.31 Silikóny sú olejovité až gumovité látky s rozsiahlym praktickým využitím (napr. silikónový olej, tuk,

kaučuk). Hydrolýzou alkylhalogenidov ciničitých vznikajú silanoly a ich kondenzáciou polymérne siloxány

(silikóny). Vyjadrite rovnicami reakcií hydrolýzu (CH3)3SnCl a kondenzáciu produktu hydrolýzy na disiloxán.

Riešenie:

(CH3)3SnCl + H2O → (CH3)3Sn(OH) + HCl

2 (CH3)3Sn(OH) → (CH3)3Sn−O−Sn(CH3)3 + H2O

7.32 Ktorá výhoda silikónových polymérov je problém, keď sa používajú ako prsníkové implantanty?

65

Riešenie:

Akýkoľvek polymér, ktorý vytečie z prsníkových implantatov sa nerozloží normálnymi telesnými procesmi.

7.33 Uveďte prečo je chémia anorganických polymérov oveľa menej rozvinutá ako je to v prípade chémie

organických polymérov.

Riešenie:

Väčšie ťažkosti pri syntetickej príprave anorganických polymérov.

7.34 Porovnajte vlastností oxidov cínu a olova.

Riešenie:

Cín vytvára dva oxidy SnO a SnO2, zatiaľ čo olovo tvorí tri oxidy PbO, Pb3O4, a PbO2. V prípade cínu je SnO2

termodynamicky stály oxid. PbO je najstálejší oxid olova a PbO2 je dobré oxidačné činidlo. Pb3O4 obsahuje

v štruktúre striedajúce sa ióny Pb2+ a Pb4+ .

7.35 V prípade olovnatej batérie na katóde dochádza k oxidácii oxidu olovnatého na oxid olovičitý a na anóde

prebieha redukcia oxidu olovnatého na kovové olovo. Napíšte príslušné polreakcie, ktoré prebiehajú na katóde

a na anóde.

Riešenie:

PbO(s) + H2O(l) → PbO2(s) + 2 H+(aq) + 2 e−

PbO(s) + 2 H+(aq) + 2 e− → Pb(s) + H2O(l)

7.36 Oxid olovičitý je pomerne silné oxidovadlo. Oxiduje zlúčeniny MnII v kyslom a zlúčeniny CrIII

v zásaditom prostredí. Vyjadrite rovnicami reakcií.

Riešenie:

5 PbO2(s) + 2 Mn2+(aq) +4 H3O+(aq) → 5 Pb2+(aq)+ 2 MnO4

−(aq) + 6 H2O(l)

3 PbO2(s) + 2 Cr(OH)3(s) + 7 OH−(aq) → 3 [Pb(OH)3]−(aq)+ 2 CrO42−(aq) + 2 H2O(l)

7.37 Hydroxidy Ge(OH)2, Sn(OH)2 a Pb(OH)2 sú amfotérne. Vyjadrite túto vlastnosť rovnicami reakcií.

Riešenie:

M(OH)2(s) + 2 H3O+(aq) + 2 H2O(l) → [M(H2O)6]

2+(aq)

M(OH)2(s) + OH−(aq) → [M(OH)3]−(aq)

7.38 Fluorid olovičitý sa taví pri 600°C, zatiaľ čo chlorid olovičitý sa taví pri 215°C. Vysvetlite tieto hodnoty

vo vzťahu k predpokladaným typom väzieb.

Riešenie:

PbF4 má teplotu topenia charakteristickú pre iónovu zlúčeninu, zatiaľ čo teplota topenia PbCl4 je

charakteristická pre kovalentnú zlúčeninu. Ión PbIV má veľkú nábojovú hustotu a možno očakávať, že bude

polarizovať chloridový anión, čo spôsobuje vzrast kovalentného charakteru väzby.

7.39 Uveďte, prečo sa zaviedlo používanie tetraetylolova (TEL = tetraethyl lead) a prečo sa tetraetylovo až do

dnešných dni pridáva do benzínov.

Riešenie:

Tetraetylolovo sa začalo používať ako prísada do benzínov na zvýšenie oktánového čísla. Napriek tomu, že si

uvedomujeme, že táto zlúčenina samotná je toxická a že jej použitie v benzíne vedie k zvýšeniu hladiny olova

v životnom prostredí, TEL sa stále používa v rozvojových krajinách, v ktorých kontrola životného prostredia je

menej prísna.

66

Obsah cvičenia


• Výroba karbidu kremičitého, acetylidu a kyánamidu vápenatého, termodynamické aspekty. (Otázky 7.41

až 7.43).

• Príprava a reakcie oxidov uhlíka. (Otázky 7.44 až 7.46).

• Hydrolýza uhličitanov, kyanidov, karbidov a kyánamidu vápenatého. (Otázky 7.47 až 7.48).

• Hydrolýza halogenidov. (Otázka 7.49).

• Príprava kyanovodíka. (Otázka 7.50).

• Reakcie a reakčné schémy pre uhlík a kremík. (Otázky 7.51 až 7.54).

Úlohy (cvičenia)


CH4, CO2 , CO32–, CN2

2–, C(CN)3–, HCN, NCS–, CCl2O2, SiH4, SiO4

4–, GeH4, SnH4, SnCl2, [SnCl3]–, SnI4.

Riešenie:

CH4 – metán tetraéder

CO2 – oxid uhličitý lineárny

CO32− – uhličitanový anión rovnostranný trojuholník

CN22− – kyánamidový anión lineárny

C(CN)3− – trikyánmetanidový anión trigonálna pyramída

HCN – kyanovodík lineárny

NCS− – tiokyanatanový (rodanidový) anión lineárny

CCl2O2 – dichlorid-dioxid uhličitý tetraéder

SiH4 – silán tetraéder

SiO44− – kremičitanový(4−) anión tetraéder

GeH4 – germán tetraéder

SnH4 – stannán tetraéder

SnCl2 – chlorid ciničitý zalomený

[SnCl3]– – trichlorocínnatanový anión trigonálna pyramída

SnI4 – jodid ciničitý tetraéder

7.41 Napíšte chemickú rovnicu pre reakciu priemyselnej výroby karbidu kremičitého. Je táto reakcia riadená

entalpiou alebo entropiou? Vysvetlite! Vypočítajte hodnoty Ho a So pre reakciu na potvrdenie svojho

predpokladu, potom vypočítajte hodnotu Go pri 2000°C.

Riešenie:

SiO2(s) + 3 C(s) ⎯→⎯T

SiC(s) + 2 CO(g) reakcia je riadená entropiou.

ΔH° = +624 kJ·mol−1 ΔS° = +0.354 kJ·mol−1·K−1 ΔG° = −181 kJ·mol−1

7.42 Etín (acetylén) možno pripraviť z acetylidu vápenatého. Uveďte rovnice reakcií, ktoré vyjadrujú

priemyselnú výrobu acetylidu vápenatého a acetylénu. Posúďte vplyv teploty a tlaku na rovnováhu týchto

reakcií.

Riešenie:

CaO(s) + 3 C(s) ⎯⎯⎯⎯ →⎯ − Co22502200 CaC2(l) + CO(g) ΔH° = +465,7 kJ·mol−1

CaC2(s) + H2O(l) → C2H2(g) + Ca(OH)2(s) ΔH° =− 120 kJ.mol−1

7.43 Uveďte karbidy, ktoré sú veľmi tvrdé, chemicky odolné a majú vysoké teploty topenia. Jeden z nich je

známy ako materiál karborundum. Uveďte rovnicu reakcie a podmienky jeho priemyselnej výroby.

67

Riešenie:

kovalentné karbidy – SiC (karborundum) a B4C

Elektrická pec SiO2(l) + 3 C(s) ⎯⎯⎯⎯ →⎯ − Co25002000 Si(l) +2 CO(g) Si(l) + C(s) → SiC(s)

7.44 Uveďte rovnice reakcií a postup

a) prípravy čistého oxidu uhoľnatého s kyseliny mravčej (metánovej)

b) jeho zneškodnenie ako jedovatej látky.

Riešenie:

a) HCOOH(l) ⎯⎯→⎯T

CO(g) + H2O(g) alebo HCOOH(l) ⎯⎯ →⎯ 42SOH CO(g) + H2O(l)

b) CO(g) + NaOH(aq) ⎯→ HCOONa(aq)

7.45 Uveďte rovnice reakcií a postupy, ktoré vyjadrujú

a) priemyselnú prípravu oxidu uhličitého zohrievaním vápenca pri 1000 oC za atmosférického tlaku,

b) laboratórnu prípravu oxidu uhličitého z mramoru.

Riešenie:

a) CaCO3(s) ⎯⎯→⎯T

CaO(s) + CO2(g)

b) CaCO3(s) + 2 HCl(aq) ⎯⎯→⎯T

CaCl2(aq) + CO2(g) + H2O(l)

7.46 Navrhnite postup zachytenia oxidu uhličitého z plynnej zmesi (napr. zo zmesi s H2). Vyjadrite rovnicami

reakcií.

Riešenie:

zachytenie CO2: CO2(g) + K2CO3(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ 2 KHCO3(aq)

zohrievanie roztoku: 2 KHCO3(aq) ⎯⎯→⎯⎯ K2CO3(aq) + CO2(g) + H2O(l)

7.47 Poznáme dva karbidy v prípade ktorých predpokladáme, že obsahujú anión C4–. Ktoré sú to a aký je

medzi nimi vzťah? Napíšte rovnice ich reakcií s vodou.

Riešenie:

Be2C a Al4C3. Sú si diagonálne podobné (pozri kapitolu 1).

Al4C3(s) + 12 H2O(l) → 4 Al(OH)3(s) + 3 CH4(g)

Be2C(s) + 4 H2O(l) → 2 Be(OH)2(s) + CH4(g)

7.48 Uveďte prípravu kyánamidu vápenatého z acetylidu vápenatého a jeho pôsobenie v pôde ako hnojiva.

Riešenie:

CaC2(s) + N2(g) ⎯⎯⎯⎯ →⎯ − Co12001000 CaN(CN)(s) + C(s) ΔH° = −296 kJ·mol−1

CaN(CN)(s) + 3 H2O(l) ⎯→ CaCO3(s) + 2NH3(g)

7.49 Vyjadrite rovnicami reakcií hydrolýzu SiF4, GeF4 a SiCl4 vo vodnom roztoku. Vysvetlite rozdiely

v produktoch hydrolýzy.

Riešenie:

EF4(g) + 6 H2O(l) ⎯→ EO2(s) + 4 H3O+(aq) + 2 [EF6]

2–(aq) E = Si a Ge

SiF4 a GeF4 tvoria veľmi stále komplexy [EF6]2–.

SiCl4(l) + 2 H2O(l) ⎯→ SiO2(s) + 4 HCl(aq)

7.50 Uveďte rovnice reakcií

a) priemyselnej prípravy kyanovodíka,

b) laboratórnej prípravy kyanovodíka

c) zneškodnenie kyanovodíka ako jedovatej látky

68

Riešenie:

a) CO(g) + NH3(g) ⎯⎯⎯ →⎯ )( 32OAlT

HCN(g) + H2O(g) alebo

CH4(g) + NH3(g) ⎯⎯ →⎯ )(PtT

HCN(g) + 3 H2(g)

b) NaCN(aq) + HCl(aq) ⎯→ HCN(q) + NaCl(aq) nebezpečná reakcia

c) HCN(g) + KOH(aq) ⎯→ KCN(aq) + H2O(l)

6 KCN(aq) + FeCl2(aq) ⎯→ K4[Fe(CN)6](aq) + 2 KCl(aq)

7.51 Napíšte chemické rovnice zodpovedajúce nasledujúcim chemickým reakciám:

a) tuhého acetylidu lítneho s vodou

b) oxidu kremičitého s uhlíkom

c) zahrievanie oxidu meďnatého s oxidom uholnatým

d) roztoku hydroxidu vápenatého s oxidom uhličitým (dve rovnice)

e) metánu s roztavenou sírou

f) oxidu kremičitého s roztaveným uhličitanom sodným

g) oxidu olovičitého s koncentrovaným roztokom kyseliny chlorovodíkovej (dve reakcie)

Riešenie:

a) Li2C2(s) + 2 H2O(l) → 2 LiOH(aq) + C2H2(g)

b) SiO2(s) + 2 C(s) → Si(l) + 2 CO(g)

c) CuO(s) + CO(g) → Cu(s) + CO2(g)

d) Ca(OH)2(aq) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(l)

CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) → Ca(HCO3)2(aq)

e) CH4(g) + 4 S(l) → CS2(g) + 2 H2S(g)

f) SiO2(s) + 2 Na2CO3(l) → Na4SiO4(s) + 2 CO2(g)

g) PbO2(s) + 4 HCl(aq) → PbCl4(aq) + 2 H2O(l)

PbCl4(aq) → PbCl2(s) + Cl2(g)

7.52 Napíšte chemické rovnice zodpovdajúce nasledujúcim chemickým reakciám:

a) tuhého karbidu berýlnatého s vodou

b) oxidu uhoľnatého s dichlórom

c) horúceho kovového horčíku s oxidom uhličitým

d) tuhého uhličitanu sodného s kyselinou chlorovodíkovou

e) zahrievanie uhličitanu barnatého

f) plynného sulfidu uhličitého s plynným chlórom

g) oxidu ciničitého s kyselinou chlorovodíkovou

Riešenie:

a) Be2C(s) + 4 H2O(l) → 2 Be(OH)2(s) + CH4(g)

b) CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g)

c) 2 Mg(s) + CO2(g) → 2 MgO(s) + C(s)

d) Na2CO3(s) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l)

e) BaCO3(s) → BaO(s) + CO2(g)

f) CS2(g) + 3 Cl2(g) → CCl4(g) + S2Cl2(l)

g) SnO(s) + 2 HCl(aq) → SnCl2(aq) + H2O(l)

7.53 Napíšte chemické rovnice zodpovedajúce chemickým premenám prvkov a zlúčenín znázornených

v reakčných schémach pre uhlík a jeho zlúčeniny.

69

Riešenie:

4 CO(g) + Ni(s) → Ni(CO)4(g)

CO(g) + Cl2(g) → COCl2(g)

CO(g) + S(s) → COS(g)

HCOOH(l) ⎯⎯ →⎯ 42SOH CO(g) + H2O(l)

CO2(g) + 2 Ca(s) → C(s) + 2 CaO(s)

2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g)

CO(g) + 2 H2(g) ⎯⎯ →⎯catalyst

CH3OH(l)

2 C(s) + O2(g) → 2 CO(g)

C(s) + O2(g) → CO2(g)

Na2C2(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + C2H2(g)

2 C2H2(g) + 5 O2(g) → 4 CO2(g) + 2 H2O(l)

Al4C3(s) + H2O(l) → 3 CH4(g) + 4 Al(OH)3(s)

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(l)

CH4(g) + 4 S(l) → CS2(g) + 2 H2S(g)

CS2(g) + 3 Cl2(g) → CCl4(g) + S2Cl2(l)

CS2(g) + S2Cl2(l) → CCl4(g) + 6 S(s)

CH4(g) + NH3(g) → HCN(g) + 3 H2(g)

HCN(aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + CN−(aq)

Ca(OH)2(aq) + CO2(g) → CaCO3(s) + H2O(l)

CaCO3(s) + 2 HCl(aq) → CaCl2(aq) + H2O(l) +CO2(g)

CaCO3(s) + H2O(l) + CO2(g) → Ca(HCO3)2(aq)

7.54 Napíšte chemické rovnice zodpovedajúce chemickým premenám prvkov a zlúčenín znázornených

v reakčných schémach pre kremík a jeho zlúčeniny.

Riešenie:

Si(s) + HCl(g) → SiHCl3(g) + H2(g)

2 CH3Cl(g) + Si(s) → (CH3)2SiCl2(l)

SiO2(s) + 2 C(s) → Si(s) + 2 CO(g)

SiO2(s) + 6 HF(aq) → SiF62−(aq) + 2 H+(aq) + 2H2O(l)

SiO2(s) + 2 NaOH(l) → Na2SiO3(s) + H2O(g)

SiO2(s) + 3 C(s) → SiC(s) + 2 CO(g)

SiO2(s) + 2 Na2CO3(l) ⎯→⎯T

Na4SiO4(s) + 2 CO2(g)

SiO44−(aq) + 2 H+(aq) → Si2O7

6−(aq) + H2O(l)

70

VIII 13. skupina

Obsah prednášky


• Bór.

• Boridy.

• Borány – štruktúra boránov, väzby v boránoch, príprava a reakcie boránov, tetrahydrido-boritanový

anión.

• Oxid boritý, kyselina trihydrogénboritá a boritany

• Halogenidy borité – fluorid boritý, chlorid boritý.

• Hliník – chemické vlastnosti hliníka, priemyselná výroba hliníka, enviromentálne problémy výroby

hliníka.

• Halogenidy hlinité.

• Síran hlinito-draselný.

• Spinely.

• Aluminidy.

• Biologické aspekty – esenciálny bór, toxicita hliníka, riziko tália.


• Oxidačné číslo +III je dominantným v tejto skupine, ale väčšinou v kovalentných zlúčeninách.

• Bór má výnimočnú chémiu, najmä v prípade bóranov.

• Hliník je reaktívny amfotérny kov.

• Výroba hliníka sa uskutočňuje elektrochemickou redukčnou metódou.

• Spinely sú dôležitou skupinou minerálov.


8.1 Porovnajte chémiu bóru a kremíka.

Riešenie:

Bór a kremík tvoria tuhé kyslé oxidy B2O3 a SiO2; obidva tvoria veľmi slabé kyseliny, kyselinu

trihydrogénboritú a kyselinu kremičitu; obidva tvoria polymérne oxoanióny; a obidva tvoria skupinu

horľavých plynných hydridov.

8.2 Vyjadrite znamienkami nerovnosti zmeny stálosti oxidačných stavov AlI, GaI, InI, TlI a AlIII, GaIII,

InIII, TlIII. Objasnite pomocou predstavy o účinku tzv. inertného páru.

Riešenie:

AlI < GaI < InI <TlI TlIII < InIII < GaIII < AlIII

8.3 Objasnite výrazne kratšiu väzbu vo fluoride boritom v porovnaní s tetrafluoroboritanovým aniónom.

Riešenie:

R(B−F) v BF3 = 131,3 pm R(B−F) v [BF4]− = 145 pm

sp2: -väzby + 1/3 väzby len -väzby

8.4 Napíšte reakcie prípravy elementárneho bóru

a) z oxidu boritého b) z bromidu boritého c) z jodidu boritého

71

Riešenie:

a) B2O3(s) + 3 Mg(s) ⎯⎯→⎯T

2 B(s) + 3 MgO(s)

b) 2 BBr3(l) + 3 H2(g) ⎯⎯→⎯T

2 B(s) + 6 HBr(g)

c) 2 BI3(s) ⎯⎯→⎯T

2 B(s) + 3 I2(g)

8.5 Nakreslite štruktúrny vzorec:

a) tetrahydroxo-diperoxodiboritanový aniónu, b) tetrahydroxo-pentaoxotetraboritanového aniónu

Riešenie:

a) [B2(O2)2(OH)4]2– b) [B4O5(OH)4]

2–

8.6 Tetrakarbid bóru má stechiometrický vzorec B4C. Aký vzorec vhodnejšie vyjadruje zloženie tejto

zlúčeniny? Uveďte svoje dôvody.

Riešenie:

B12C3 pretože bór bežne tvorí stabilné štruktúry obsahujúce štruktúrne jednotky ikozaedra B12. V tomto

prípade atómy uhlíka spájajú susedné ikozaédre B12.

8.7 Uveďte látkové vlastnosti boridov s nízkym obsahom bóru. Takýmto boridom je aj TiB2. Napíšte rovnice

vyjadrujúce jeho prípravu z elementárneho bóru alebo BCl3.

Riešenie:

Tieto boridy sú mimoriadne tvrdé, chemicky inertné, žiaruvzdorné, elektricky vodivé materiály.

2 B(s) + Ti(s) ⎯→⎯T

TiB2(s);

4 BCl3(g) + 2 TICl4(l) + 10 H2(g) ⎯→⎯T

2 TiB2(s) + 20 HCl(g)

8.8 Obrázok znázorňuje štruktúru aniónu B2H7–. Do akej skupiny môžeme klasifikovať uvedený aniónový

borán?

Riešenie:

Arachno-klaster.

72

8.9 Obrázok znázorňuje štruktúru aniónu B12H122–. Do akej skupiny môžeme klasifikovať uvedený aniónový

borán?

Riešenie:

B12H122− (všeobecný vzorec [Bn Hn ]

2−) môžeme klasifikovať medzi closo-klastre.

8.10 Na základe energetických údajov vypočítajte tvornú entalpiu fluoridu boritého. Ktoré dva faktory

spôsobujú jeho obzvlášť vysoké hodnoty?

Riešenie:

–1 042 kJ. Hlavné faktory sú slabá väzba fluór–fluór a extrémne silná väzba bór–fluór.

8.11 Na základe väzbových energií vypočítajte tvornú entalpiu chloridu boritého (plyn). Prečo sa vypočítaná

hodnota tak líši od hodnoty pre fluorid boritý?

Riešenie:

Väzba chlór–chlór je silnejšia ako väzba fluór–fluór. Avšak väzba bór–chlór je slabšia ako väzba bór–fluór;

teda menej energie sa uvoľní pri tvorbe väzby (v prípade chloridu bude menší iónový príspevok, pretože

elektronegativity nie sú tak rozdielne ako v prípade väzby B−F, alebo nedochádza k výraznému prekrytiu

orbitálov 2p –3p, takže sa nepredpokladá ani tvorba π-väzby.

8.12 Doplňte rovnice reakcií a vysvetlite vznik rozdielnych produktov

4 NaH(s) + BF3(g) →

6 NaH(s) + 2 BF3(g) →

Riešenie:

4 NaH(s) + BF3(g) →Na[BH4](s) + 3 NaF(s)

6 NaH(s) + 2 BF3(g) →B2H6(g) + 6 NaF(s)

Rozhoduje pomer látkových množstiev reaktantov. Produkt prvej reakcie Na[BH4] reaguje s nadbytkom NaH

a BF3 ďalej za vzniku B2H6 podľa reakcie:

Na[BH4](s) + 2 NaH(s) + BF3(g) → B2H6(g) + 3 NaF(s)

8.13 Ktorým polovodičom by ste dali prednosť pri výrobe, napr. tranzistorov, keď poznáte teplotu topenia

a šírku zakázaného pása polovodičov

73

Polovodič AlP AlAs AlSb GaP GaAs GaSb InP InAs InSb

tt/oC 2000 1740 1060 1465 1238 712 1070 942 525

Eg/kJ.mol−1 236 208 145 218 138 69 130 34 17

Pomocou šírky zakázaného pása vypočítajte vlnovú dĺžku svetla, ktoré bude emitovať dióda zhotovená

z arzenidu galitého.

Riešenie:

Prednosť majú polovodiče s malou hodnotou Eg a tt (GaSb, InAs a InSb).

E = h.c/ = NA.h.c/Eg c = 2,99792.1017 nm.s−1; NA = 6,02214.1023 mol−1;

h = 6,66261.10−34 J.s Eg = 138 J.mol−1 = 871 nm.

8.14 Katión Al3+ má veľkú nábojovú hustotu a nemožno očakávať jeho bežný výskyt, napriek tomu existuje

ako hydratovaný katión Al3+(aq). Vysvetlite prečo?

Riešenie:

Katión Al3+ je obklopený atómami kyslíka (s parciálnym záporným nábojom) šiestich molekúl vody –

[Al(H2O)6]3+.

8.15 Stručne vysvetlite prečo povrch hliníkových plechov sa úplne neoxiduje na oxid hlinitý, hoci hliník je

veľmi reaktívny kov.

Riešenie:

Povrchová vrstva hliníka reaguje za tvorby oxidu hlinitého. Oxidové anióny sa umiestňujú do miest mriežky,

v ktorej sa predtým nachádzali atómy hliníka, pretože rozmery atómov hliníka a oxidových aniónov sú

približné rovnaké. Hlinité katióny sú malé, takže môžu byť umiestnené v intersticiálných polohách mriežky.

Vrstva oxidu hlinitého nenarúša kryštálovú štruktúru hliníka a tvorí nepriepustnú vrstvu, ktorá chráni hliník

pred ďalšou oxidáciou.

8.16 Vysvetlite stručne, prečo sú roztoky chloridu hlinitého silne kyslé.

Riešenie:

Hydratované hlinité katióny vystupujú ako Brönstedové kyseliny.

[Al(OH2)6]3+(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ [Al(OH2)5(OH)]2+(aq) + H3O

+(aq)

[Al(OH2)5(OH)]2+(aq) + H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ [Al(OH2)4(OH)2]+(aq) + H3O

+(aq)

8.17 Kovový horčík reaguje len s kyselinami, zatiaľ čo hliník reaguje aj s kyselinami aj so zásadami. Čo toto

správanie hovorí o hliníku?

Riešenie:

Hliník je amfotérny kov, to znamená je to slabý − “hraničný” − kov.

8.18 Vyjadrite zloženie aktivovaného komplexu pri Friedelovej-Craftsovej alkylácii benzénu metylchloridom,

ktorú katalyzuje chlorid hlinitý ako Lewisova kyselina.

Riešenie:

CH3Cl + C6H6 + AlCl3 → [CH3C6H6+AlCl4

−] → CH3C6H5 + HCl + AlCl3

8.19 Prečo je kamenec bežne používanou hlinitou soľou?

Riešenie:

Kamenec K+[Al(OH2)6]3+(SO4

2−)2·6H2O, je na vzduchu stabilná, lacná, vo vode dobre rozpustná hlinitá soľ.

Iné hlinité soli sú hygroskopické a nerozpustné.

8.20 Vysvetlite rozdiel medzi spinelom a inverzným spinelom.

74

Riešenie:

Spinel má vzorec AB2X4, kde A je dvojmocný kovový ión, B je trojmocný kovový ión, a X je dianión.

V inverznom spineli katióny A obsadzujú oktaédrické miesta, zatiaľ čo polovica katiónov B obsadzuje

tetraédrické miesta.

8.21 Vysvetlite prečo zlúčeniny Tl(I) sú obyčajne iónové, zatiaľ čo zlúčeniny Tl(III) sú viac kovalentné.

Riešenie:

Tl(I) má nízku nábojovú hustotu a správa sa ako typicky iónová častica (podobne ako katióny alkalických

kovov). Tl(III) je menší s vysokým nábojom; takto vysoká hustota náboja uprednostňuje kovalentné správanie.

8.22 Posúďte, či môže jestvovať jodid talitý, keď látka so zložením TlI3 je izomorfná s NH4I3 a CsI3

a štandardné elektródové potenciály sú Eo(Tl3+/Tl+) = +1,25 V, Eo(I2/2I−) = +0,54 V, Eo(I3−/3I−) =

+0,55 V.

Riešenie:

Jodid talitý nemôže jestvovať. Jestvuje látka zloženia TlI3, ale ide o trijodid tálny Tl(I3).

8.23 Vyjadrite koordinačné vzorce s označením oxidačných čísel atómov gália, india a tália v zlúčeninách,

ktoré majú zloženie: Ga2I4, In2I4, In4Cl6, Tl2Br4 a Tl4Br6.

Riešenie:

GaI[GaIIII4], In[InIIII4], InI

3[InIIICl6], TlI[TlIIIBr4], TlI3[TlIIIBr6].

8.24 Uveďte chemické zloženie minerálov: korund, gibbsit, beyerit, böhmit, diaspor a spinel.

Riešenie:

korund (-Al2O3); gibbsit (-Al(OH)3); beyerit (-Al(OH)3); böhmit (-AlO(OH)); diaspor (-AlO(OH));

spinel (MgAl2O4).

8.25 Prečo je hliník problémom životného prostredia v súvislosti s kyslým dažďom?

Riešenie:

V kyslých podmienkach vzniká rozpustný [Al(OH2)6]3+. Hlinitý ión je veľmi toxický pre ryby.

Obsah cvičenia

• Tvar a názvy častíc 13. skupiny. Otázka 8.26.

• Prvky ako neušľachtilé kovy. Otázky 8.27 a 8.28.

• Výroba hliníka z bauxitu. Metalotermické reakcie hliníka (aluminotermia). Otázky 8.29 až 8.32.

• Protolytické a acidobázické vlastnosti boritých zlúčenín, príprava a vlastnosti H3BO3. Otázky 8.33

až 8.35.

• Hydrolýza a komplexotvorné vlastnosti halogenidov. Otázka 8.36.

• Halogenidy hlinité. Protolytické a acidobázické vlastnosti hlinitých zlúčenín. Otázky 8.37 až 8.39.

• Reakcie a reakčné schémy pre bór a hliník. Otázky 8.40 až 8.43.

75

Úlohy (cvičenia)


B2H6, BF3, [BF4]–, H3BO3, [B4O5(OH)4]2–, [AlH4]–, [Al(OH)4]–, Al2Br6, [Al(H2O)6]3+, [AlF6]3–.

Riešenie:

B2H6 – diborán(6) dva tetraédre spojené hranou

BF3 – fluorid boritý rovnostranný trojuholník

[BF4]– – tetrafluoroboritanový anión tetraéder

H3BO3 – kyselina trihydrogénboritá rovnostranný trojuholník

[B4O5(OH)4]2– – tetrahydroxo-pentaoxotetraboritanový anión klietka

[AlH4]– – tetrahydridohlinitanový anión tetraéder

[Al(OH)4]– – tetrahydroxohlinitanový anión tetraéder

Al2Br6 – hexabromid dihlinitý dva tetraédre spojené hranou

[Al(H2O)6]3+ – hexaakvahlinitý katión oktaéder

[AlF6]3− – hexafluorohlinitý anión oktaéder

8.27 Hliník, gálium, indium a tálium sú neušľachtilé kovy. Napíšte reakcie Al, Ga, In a Tl s oxóniovými

katiónmi.

Riešenie:

2 M(s) + 6 H3O+(aq) → 2 M3+(aq) + 3 H2(g) + 6 H2O(l) M = Al, Ga, In

2 Tl(s) + 2 H3O+(aq) → 2 Tl+(aq) + H2(g) + 2 H2O(l)

8.28 Hliník a gálium tvoria tetrahydroxokomplexy. Napíšte reakcie Al a Ga s hydroxidovými aniónmi.

Riešenie:

2 M(s) + 2 OH−(aq) + 6 H2O(l) → 2 [M(OH)4]−(aq) + 3 H2(g) M = Al a Ga

8.29 Napíšte rovnice reakcií, ktoré vyjadrujú prípravu Al2O3 pri chemickom spracovaní bauxitu, ktorý

z hlinitých zlúčenín obsahuje Al(OH)3 a AlO(OH)

Riešenie:

Al(OH)3(s) + OH−(aq) → 2 [Al(OH)4]−(aq)

AlO(OH)(s) + OH−(aq) + H2O(l) → 2 [Al(OH)4]−(aq)

[Al(OH)4]−(aq) + H3O+(aq) → Al(OH)3(s) + 2 H2O(l)

2 Al(OH)3(s) ⎯→⎯T

Al2O3(s) + 3H2O(g)

8.30 Pri výrobe hliníka sa elektrolyzuje oxid hlinitý rozpustený v roztavenom kryolite pri teplote okolo 950°C.

Uveďte materiál, z ktorého je zložená katóda a anóda a príslušné elektródové reakcie.

Riešenie:

Roztavený Al sa hromadí na katóde a kyslík sa tvorí na anóde pričom oxiduje uhlík na CO (vzniká aj CO2):

Katóda: Al3+( Na3AlF6) + 3e– → Al(l); Anóda: O2–( Na3AlF6) + C(s) → CO(g) + 2e–

8.31 Vysvetlite potenciálne nebezpečenstvo z vyplývajúce z výroby hliníka.

Riešenie:

Potenciálnym nebezpečenstvom pre životné prostredie sú “červený kal”; plynný fluorovodík; oxidy uhlíka

a organické fluorované zlúčeniny vznikajúce pri výrobe Al.

8.32 Prečo sú závody na výrobu hliníka niekedy umiestnené v iných krajinách ako sú tie, v ktorých sa ťaží

ruda, alebo v ktorých sa spotrebuje veľa hliníka?

76

Riešenie:

Proces výroby hliníka je energeticky značne náročný, takže blízkosť zdrojov lacnej energie (napr. z vodných

zdrojov) je dôležitejšia ako blízkosť ťažby rudy, alebo miest s jej spotrebou.

8.33 Napíšte chemickú rovnicu prípravy H3BO3 reakciou bóraxu Na2[B4O5(OH)4] so silnou kyselinou

Riešenie:

Na2[B4O5(OH)4](s) + 2 H2SO4(aq) + 3 H2O(l) → 4 H3BO3(s) + 2 NaHSO4(aq)

8.34 Vyjadrite rovnicou reakciu ionizácie kyseliny trihydrogénboritej vo vodnom roztoku. Vysvetlite prečo

ionizuje ako Lewisova kyselina.

Riešenie:

H3BO3(s) + 2 H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ H3O+(aq) + [B(OH)4]

–(aq)

Atóm bóru má akceptorové vlastnosti, vzniká stály komplexný anión.

8.35 Charakterizujte povahu síl medzi molekulami H3BO3 v kryštalickom stave a objasnite štiepateľnosť jej

kryštálov.

Riešenie:

Štruktúra je vrstevnatá. Vo vrstve sú molekuly H3BO3 viazané vodíkovými väzbami. Vrstvy sú viazané len

slabými disperznými silami.

8.36 Vyjadrite rovnicami reakcií hydrolýzu BF3 a BX3 (X = Cl, Br a I). Vysvetlite rozdiely v produktoch

hydrolýzy.

Riešenie:

BF3(g) + 6 H2O(l) ⎯⎯→⎯⎯ H3BO3(aq) + 3 H3O+ +3 [BF4]

– (aq)

BX3(g) + 3 H2O(l) ⎯→ H3BO3(aq) + 3 HX(aq)

8.37 Porovnajte väzby v rôznych halogenidoch hlinitých.

Riešenie:

Fluorid hlinitý je typicky iónová zlúčenina (trojrozmerná štruktúra). Obidva, bromid hlinitý aj jodid hlinitý sú

diméry (vo všetkých skupenstvách) s kovalentnými väzbami. Chlorid hlinitý je hraničný prípad: AlCl3(s) má

vrstevnatú štruktúru a v kvapalnom stave sa skladá z dimérnych jednotiek.

8.38 Fluorid galitý sublimuje pri teplote okolo 950oC, zatiaľ čo chlorid galitý sa topí pri 78oC. Navrhnite

vysvetlenie tohto rozdielneho správania.

Riešenie:

Fluorid galitý musí tvoriť iónovú štruktúru pozostávajúcu z Ga3+ katiónov a F− aniónov.

8.39 Napíšte rovnice hydrolýzy hexaakvahlinitého katiónu do 1. a 2. stupňa a objasnite prečo, napríklad

kyanid, uhličitan a siričitan hlinitý nemožno z vodných roztokov izolovať v tuhom stave.

Riešenie:

[Al(H2O)6]3+(aq ) + OH−(aq ) ⎯⎯→⎯⎯ [Al(H2O)5(OH)]2+(aq ) + H3O

+(aq )

[Al(H2O)5(OH)]2+(aq ) + OH−(aq ) ⎯⎯→⎯⎯ [Al(H2O)4(OH)2] +(aq ) + H3O

+(aq)

Uvedené soli nemožno izolovať pre hydrolýzu [Al(H2O)6]3+ a CN−, CO3

2−, SO32−.

8.40 Napíšte chemickú rovnicu pre chemickú reakciu:

a) kvapalného kovového draslíka s tuhým chloridom hlinitým

b) tuhého oxidu boritého s plynným amoniakom pri vysokých teplotách

c) zahrievania tuhého jodidu boritého

d) plynného tetraboránu(10) s dikyslíkom

77

Riešenie:

a) 3 K(l) + AlCl3(s) → Al(s) + 3 KCl(s)

b) B2O3(s) + 2 NH3(g) → 2 BN(s) + 3 H2O(g)

c)2 BI3(s) ⎯→⎯T

2 B(s) + 3I2(g)

d) 2 B4H10(g) + 11 O2(g) → 4 B2O3(s) + 10 H2O(g)

8.41 Napíšte chemickú rovnicu pre chemickú reakciu:

a) kvapalného bromidu boritého s vodou

b) roztoku hydroxidu tálneho s plynným oxidom uhličitým

Riešenie:

a) BBr3(l ) + 3 H2O(l ) → H3BO3(aq ) + 3 HBr(aq )

b) 2 TlOH(aq ) + CO2(g ) → Tl2CO3(s) + H2O(l )

8.42 Napíšte chemickú rovnicu zodpovedajúcu chemickým reakciám uvedených v reakčnej schéme pre bór.

Riešenie:

BF3(g ) + NH3(g ) → F3B:NH3(s)

2 BF3(g ) + 6 NaH(s) → B2H6(g ) + 6 NaF(g )

B2H6(g ) + 2 NaH(s) → 2 NaBH4(s)

B2H6(g ) + 3 O2(g ) → B2O3(s) + 3 H2O(l )

B2H6(g ) + 6 H2O(l ) → 2 H3BO3(aq ) + 3 H2(g )

BCl3(l ) + 3 H2O(l ) → H3BO3(aq ) + 3 HCl(aq )

B2O3(s) + 3 Mg(l ) → 2 B(s) + 3 MgO(s)

2 BCl3(l ) + 3 H2(g ) → 2 B(s) + 6 HCl(g )

2 B2O3(s) + 7 C(s) → B4C(s) + 6 CO(g )

B4C(s) + 2 TiO2(s) + 3 C(s) → 2 TiB2(s) + 4 CO(g )

78

8.43 Napíšte chemickú rovnicu zodpovedajúcu chemickým reakciám uvedených v reakčnej schéme pre hliník.

2 Al(s) + 3 Cl2(g ) → 2 AlCl3(s)

AlCl3(s) + 3 K(l ) → Al(s) + 3 KCl(s)

2 Al(s) + 3 Br2(l ) → Al2Br6(s)

4 Al(s) + 3 O2(g ) → 2 Al2O3(s)

Al2O3(s) + OH−(aq ) → 2 Al(OH)4−(aq )

Al2O3(s) + 6 HF(g ) → 2 AlF3(s) + 3 H2O(l )

Al(OH)4−(aq) + 6 F−(aq ) + 3 Na+(a q) → Na3AlF6(s) + 4 OH−(aq )

2 Al(s) + 6 H3O+(aq ) → 2 [Al(OH2)6]

3+(aq ) + 3 H2(g )

2 Al(s) + 2 OH−(aq ) + 6 H2O(l ) → 2 [Al(OH)4]−(aq ) + 3 H2(g)

[Al(OH2)6]3+(aq ) + 3 OH−(aq ) → Al(OH)3(s) + 6 H2O(l )

Al(OH)3(s) + OH−(aq ) → Al(OH)4−(aq )

79

IX Príloha 1 Termodynamické charakteristiky anorganických zlúčenín a iónov

Termodynamické údaje sú experimentálne hodnoty, ktoré závisia od použitého zdroja. Uvedený súbor údajov

sumarizuje tieto hodnoty z jedného zdroja: G. Aylward a T. Findlay, SI Chemical Data, 3rd ed. (New York:

Wiley, 1994).

fHo – štandardná tvorná entalpia

fGo – štandardná tvorná Gibbsova energia

So – štandardná entropia

Prvok (typ zlúčeniny) Zlúčenina (vzorec) fHo

(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

Amónny katión NH4+(aq) −133 +111 −79

NH4Br(s) −271 +113 −175

NH4Cl(s) −314 +95 −203

NH4F(s) −464 +72 −349

NH4I(s) −201 +117 −113

NH4NO3(s) −366 +151 −184

(NH4)2SO4(s) −1181 +220 −902

NH4VO3(s) −1053 +141 −888

Antimón Sb(s) 0 +46 0

Sb( g) +262 +180 +222

SbCl5(l) −440 +301 −350

Sb2O5(s) −972 +125 −829

SbBr3(s) −259 +207 −239

SbCl3(s) −382 +184 −324

SbH3( g) +145 +233 +148

SbI3(s) 2100 1215 299

Sb2O3(s) −720 +110 −634

Sb2S3(s) −175 +182 −174

Arzén As(s) (šedý) 0 +35 0

As(g) +302 +174 +261

AsF5( g) −1237 +317 −1170

As2O5(s) −925 +105 −782

AsBr3(s) −130 +364 −159

AsCl3(l) −305 +216 −259

AsF3(l) −786 +289 −771

AsH3( g) +66 +223 +69

AsI3(s) −58 +213 −59

As2O3(s) −657 +107 −576

As2S3(s) −169 +164 −169

Bárium Ba(s) 0 +63 0

Ba(g) +180 +170 +146

Ba2+(aq) −538 +10 −561

BaBr2(s) −757 +146 −737

BaCO3(s) −1216 +112 −1138

BaCl2(s) −859 +124 −810

BaCl2.2H2O(s) −1460 +203 −1296

BaF2(s) −1207 +96 −1157

Ba(OH)2(s) −945 +101 −856

Ba(OH)2.8H2O(s) −3342 +427 −2793

BaI2(s) −605 +165 −601

Ba(NO3)2(s) −992 +214 −797

80


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

Ba3N2(s) −363 +152 −292

BaO(s) −554 +70 −525

BaO2(s) −634

BaSO4(s) −1473 +132 −1362

BaS(s) −460 +78 −456

Berýlium Be(s) 0 +9 0

Be( g) +324 +136 +287

Be2+(aq) −383 −130 −380

BeBr2(s) −356 +100 −337

BeCl2(s) −490 +83 −445

BeF2(s) −1027 +53 −979

Be(OH)2(s) −903 +52 −815

BeI2(s) −189 +120 −187

BeO(s) −609 +14 −580

Bizmut Bi(s) 0 +57 0

BiCl3(s) −379 +177 −315

Bi2O3(s) −574 +151 −494

BiOCl(s) −367 +120 −322

Bi2S3(s) −143 +200 −141

Bór B(s) 0 0 +6

B(g) +565 +153 +521

H3BO3(s) −1095 +90 −970

B4C(s) 271 +27 −71

B10H14( g) +32 +353 −216

B2H6( g) +36 +232 +87

BN(s) −254 +15 −228

B5H9(l) +43 +184 +172

BBr3(l) −240 +230 −238

BCl3( g) −404 +290 −389

BF3(g) −1136 +254 −1119

B2O3(s) −1273 +54 −1194

B2S3(s) −252 +92 −248

Bróm Br2(l) 0 +152 0

Br2(g) +31 +245 +3

Br(g) +112 +175 +82

Br2(aq) −121 +83 −104

BrO3− (aq) −67 +162 +19

BrO− (aq) −94 +42 −33

BrCl(g) +15 +240 −1

BrF(g) −94 +229 −109

BrF5(g) −429 +320 −351

BrF3(g) −256 +293 −229

Cézium Cs(s) 0 +85 0

Cs(g) +76 +176 +49

Cs+(aq) −258 +132 −291

CsBr(s) −406 +113 −391

Cs2CO3(s) −1140 +204 −1054

CsCl(s) −443 +101 −415

CsF(s) −554 +93 −526

CsI(s) −347 +123 −341

CsNO3(s) −506 +155 −407

Cs2SO4(s) −1443 +212 −1324

81


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

Cín Sn(s) (biely) 0 +51 0

Sn(s) (šedý) −2 +44 +0.1

Sn(g) +301 +168 +266

SnCl2(s) −331 +132 −289

SnCl4(l) −551 +259 −440

SnH4(g) +163 +228 +188

Sn(OH)2(s) −561 +155 −492

SnO(s) −281 +57 −252

SnO2(s) −578 +49 −516

SnS(s) −100 +77 −98

SnS2(s) −154 +87 −145

Draslík K(s) 0 +65 0

K(g) +89 +160 +61

K1(aq) −252 +101 −284

KBr(s) −394 +96 −381

K2CO3(s) −1151 +156 −1064

KClO3(s) −398 +143 −296

KCl(s) −437 +83 −409

K2CrO4(s) −1404 +200 −1296

KCN(s) −113 +128 −102

K2Cr2O7(s) −2062 +291 −1882

K2O2(s) −494 +102 −425

KO2(s) −285 +117 −239

KF(s) −567 +67 −538

KH(s) −58 +50 −53

KHCO3(s) −963 +116 −864

KHSO4(s) −1161 +138 −1031

KOH(s) −425 +79 −379

KI(s) −328 +106 −325

KNO3(s) −495 +133 −395

KNO2(s) −370 +152 −307

K2O(s) −363 +94 −322

KClO4(s) −433 +151 −303

KMnO4(s) −837 +172 −738

K2S2O8(s) −1916 +279 −1697

K2S2O7(s) −1987 +225 −1792

K2SO4(s) −1438 +176 −1321

K2S(s) −376 +115 −363

KBF4(s) −1882 +152 −1786

Dusík N2(g) 0 +192 0

N(g) +473 +153 +456

NH3(g) −46 +193 −16

N3−(aq) +275 +108 +348

N2O(g) +82 +220 +104

N2O5(g) +11 +356 +115

N2O4(g) +9 +304 +98

N2O3(g) +84 +312 +139

N2H4(l) +51 +121 +149

HN3(l) +264 +141 +327

HNO3(l) −174 +156 −81

NO3−(aq) −207 +147 −111

NO2−(aq) −105 +123 −32

82


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

NO2(g) +33 +240 +51

NO(g) +90 +211 +87

Fluór F2(g) 0 +203 0

F(g) +79 +159 +62

F2(aq) −335 −14 −281

Fosfor P4(s) (biely) 0 +41 0

P(s) (red) −18 +23 −12

P4(g) +59 +280 +24

P(g) +317 +163 +278

H3PO4(s) −1279 +110 −1119

PCl5(s) −375 +365 −305

PF5(g) −1594 +301 −1521

PO43−(aq) −1277 −220 −1019

POCl3(l) −597 +222 −521

P4O10(s) −2984 +229 −2700

PCl3(l) −320 +217 −272

PF3(g) −919 +273 −898

PH3(g) +5 +210 +13

Gálium Ga(s) 0 +41 0

Ga(g) +277 +169 +239

Ga3+(aq) −212 −331 −159

GaBr3(s) −387 +180 −360

GaCl3(s) −525 +142 −455

GaF3(s) −1163 +84 −1085

GaI3(s −239 +204 −236

Ga2O3(s) −1089 +85 −998

Germánium Ge(s) 0 +31 0

Ge(g) +372 +168 +331

GeO(s) −262 +50 −237

GeCl4(g) −496 +348 −457

GeO2(s) −580 +40 −521

Hliník Al(s) 0 +28 0

Al( g) +330 +165 +290

Al3+(aq) −538 −325 −492

Al(OH)4−(aq) −1502 +103 −1305

AlBr3(s) −511 +180 −489

Al4C3(s) −209 +89 −196

AlCl3(s) −704 +111 −629

AlCl3.6H2O(s) −2692 +318 −2261

AlF3(s) −1510 +66 −1431

AlI3(s) −314 +159 −301

AlN(s) −318 +20 −287

Al2O3(s) −1676 +51 −1582

AlPO4(s) −1734 +91 −1618

Al2(SO4)3(s) −3441 +239 −3100

Horčík Mg(s) 0 +33 0

Mg(g) +147 +149 +112

Mg2+(aq) −467 −137 −455

MgBr2(s) −524 +117 −504

MgCO3(s) −1096 +66 −1012

MgCl2(s) −641 +90 −592

MgCl2.6H2O(s) −2499 +366 −2115

83


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

MgF2(s) −1124 +57 −1071

MgH2(s) −75 +31 −36

Mg(OH)2(s) −925 +63 −834

MgI2(s) −364 +130 −358

Mg(NO3)2(s) −791 +164 −589

Mg(NO3)2.6H2O(s) −2613 +452 −2080

Mg3N2(s) −461 +88 −401

MgO(s) −602 +27 −569

MgSO4(s) −1285 +92 −1171

MgSO4.7H2O(s) −3389 +372 −2872

MgS(s) −346 +50 −342

Chlór Cl2(g) 0 +223 0

Cl2(aq) −23 +121 +7

Cl(g) +121 +165 +105

Cl−(aq) −167 +57 −131

ClO3−(aq) −104 +162 −8

ClO2(g) +102 +257 +120

ClO−(aq) −107 +42 −37

ClF(g) −54 +218 −56

Cl2O(g) +80 +266 +98

ClO4−(aq) −128 +184 −8

ClF3(g) −163 +282 −123

Chróm Cr(s) 0 +24 0

Cr(g) +397 +175 +352

Cr2+(aq) −139 −165

Cr3+(aq) −256 −205

CrCl2(s) −395 +115 −356

CrCl3(s) −556 +123 −486

CrO42−(aq) −881 +50 −728

Cr2O72−(aq) −1490 +262 −1301

Cr2O3(s) −1140 +81 −1058

CrO3(s) −580 +72 −513

Cr2(SO4)3(s) −2911 +259 −2578

Indium In(s) 0 +58 0

In(g) +243 +174 +209

In3+(aq) −105 −151 −98

InCl(s) −186 +95 −164

InCl3(s) −537 +141 −462

In2O3(s) −926 +104 −831

Jód I2(s) 0 +116 +0

I2(g) +62 +261 +19

I(g) +107 +181 +70

I2(aq) −55 +106 −52

IO3−(aq) −221 +118 −128

IF7(g) −944 +346 −818

ICl(g) +18 +248 −5

I3−(aq) −51 +239 −51

Kadmium Cd(s) 0 +52 0

Cd(g) +112 +168 +77

Cd2+(aq) −76 −73 −78

CdBr2(s) −316 +137 −296

CdCO3(s) −751 +92 −669

84


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

CdCl2(s) −391 +115 −344

CdF2(s) −700 +77 −648

Cd(OH)2(s) −561 +96 −474

CdI2(s) −203 +161 −201

Cd(NO3)2(s) −456

CdO(s) −258 +55 −228

CdSO4(s) −933 +123 −823

CdS(s) −162 +65 −156

Kobalt Co(s) 0 +30 0

Co(g) +425 +180 +380

Co2+(aq) −58 −113 −54

Co3+(aq) +92 −305 +134

CoCO3(s) −713 +89 −637

CoCl2(s) −313 +109 −270

CoCl2.6H2O(s) −2115 +343 −1725

Co(OH)2(s) (ružový) −540 +79 −454

CoO(s) −238 +53 −214

CoSO4(s) −888 +118 −782

CoSO4.7H2O(s) −2980 +406 −2474

Kremík Si(s) 0 +19 0

Si(g) +450 +168 +406

SiC(s) −65 +17 −63

SiO2(s) −911 141 −856

SiCl4(l) −687 +240 −620

SiF4(g) −1615 +283 −1573

SiH4(g) +34 +205 +157

Kyslík O2( g) 0 +205 0

O3(g) +143 +239 +163

O(g) +249 +161 +232

O2(g) +102 +158 +92

OF2(g) +25 +247 +42

Lítium Li(s) 0 +29 0

Li(g) +159 +139 +127

Li+(aq) −278 +12 −293

LiBr(s) −351 +74 −342

Li2CO3(s) −1216 +90 −1132

LiCl(s) −409 +59 −384

LiF(s) −616 +36 −588

LiH(s) −91 +20 −68

LiOH(s) −479 +43 −439

LiI(s) −270 +87 −270

LiNO3(s) −483 +90 −381

Li3N(s) −164 +63 −128

Li2O(s) −598 +38 −561

Li2SO4(s) −1436 +115 −1322

Li2S(s) −441 +61 −433

LiAlH4(s) −116 +79 −45

Mangán Mn(s) 0 +32 0

Mn(g) +281 +174 +238

Mn2+(aq) −221 −74 −228

MnCO3(s) −894 +86 −817

MnCl2(s) −481 +118 −441

85


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

MnF2(s) −803 +92 −761

MnF3(s) −1004 +105 −935

Mn(OH)2(s) −695 +99 −615

MnO(s) −385 +60 −363

Mn2O3(s) −959 +110 −881

MnO2(s) −520 +53 −465

MnO4−(aq) −541 +191 −447

MnSO4(s) −1065 +112 −957

MnS(s) −214 +78 −218

Meď Cu(s) 0 +33 0

Cu(g) +337 +166 +298

Cu+(aq) +72 +41 +50

Cu2+(aq) +65 −98 +65

CuCl(s) −137 +86 −120

CuCl2(s) −220 +108 −176

CuCl2.2H2O(s) −821 +167 −656

Cu(OH)2(s) −450 +108 −373

Cu2O(s) −169 +93 −146

CuO(s) −157 +43 −130

CuSO4(s) −771 +109 −662

CuSO4.5H2O(s) −2280 +300 −1880

Cu2S(s) −80 +121 −86

CuS(s) −53 +67 −54

Nikel Ni(s) 0 +30 0

Ni(g) +430 +182 +385

Ni2+(aq) −54 −29 −46

NiBr2(s) −212 +136 −198

NiCO3(s) −681 +118 −613

NiCl2(s) −305 +98 −259

NiCl2.6H2O(s) −2103 +344 −1714

NiF2(s) −651 +74 −604

Ni(OH)2(s) −530 +88 −447

NiI2(s) −78 +154 −81

NiO(s) −240 +38 −212

NiSO4(s) −873 +92 −760

NiSO4.7H2O(s) −2976 +1379 −2462

NiS(s) −82 +53 −80

Ni(CO)4(l) −633 +313 −588

Olovo Pb(s) 0 +65 +0

Pb(g) +196

Pb2+(aq) +1 +18 −24

PbCO3(s) −699 +131 −626

PbCl2(s) −359 +136 −314

PbCl4(g) −552 +382 −492

PbO(s) −217 +69 −188

PbO2(s) −277 +69 +217

PbSO4(s) −920 +149 −813

PbS(s) −100 +91 −99

Ortuť Hg(l) 0 +76 0

Hg(g) +61 +175 +32

Hg22+(aq) +167 +66 +154

Hg2+(aq) +170 −36 +165

86


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

Hg2Cl2(s) −265 +192 −211

HgCl2(s) −224 +146 −179

HgO(s) −91 +70 +59

Hg2SO4(s) −743 +201 +626

HgSO4(s) −708 +140 +595

Rubídium Rb(s) 0 +77 0

Rb(g) +81 +170 +53

Rb+(aq) −251 +122 −284

RbBr(s) −395 +110 −382

Rb2CO3(s) −1179 +186 −1096

RbCl(s) −435 +96 −408

RbF(s) −558 +75 −521

RbI(s) −334 +118 −329

RbNO3(s) −495 +147 −396

Rb2SO4(s) −1436 +197 −1317

Selén Se(s) (šedý) 0 +42 0

Se(g) +227 +177 +187

SeF6(g) −1117 +314 −1017

SeO42−(aq) −599 +54 −441

SeCl4(s) −183 +195 −95

Síra S8(s) (rombická) 0 +32 0

S8(s) (monoklinická) +0.3 +33 +0.1

S8(g) +102 +431 +50

S(g) +227 +168 +236

SCl2(l) −50 +184 −28

S2Cl2(l) −58 +224 −39

SO2(g) −297 +248 −300

SF6(g) −1209 +292 −1105

H2SO4(l) −814 +157 −690

HS−(aq) −16 +67 +12

S2O82−(aq) −1345 +244 −1115

SO42−(aq) −909 +19 −744

S2−(aq) +33 −15 +86

SO32−(aq) −635 −29 −487

S2O32−(aq) −652 +67 −522

SO3(g) −396 +257 −371

Sodík Na(s) +0 +51 +0

Na(g) +107 +154 +77

Na+(aq) −240 +58 −262

NaN3(s) +22 +97 +94

NaBr(s) −361 +87 −349

Na2CO3(s) −1131 +135 −1044

Na2CO3.H2O(s) −1431 +168 −1285

Na2CO3.10H2O(s) −4081 +563 −3428

NaClO3(s) −366 +123 −262

NaCl(s) −411 +72 −384

NaCN(s) −87 +116 −76

NaH2PO4(s) −1537 +127 −1386

Na2O2(s) −511 +95 −448

NaF(s) −574 +51 −544

NaH(s) −56 +40 −33

NaHCO3(s) −951 +102 −851

87


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

Na2HPO4(s) −1748 +150 −1608

NaHSO4(s) −1126 +113 −993

NaOH(s) −425 +64 −379

NaI(s) −288 +99 −286

NaNO3(s) −468 +117 −367

NaNO2(s) −359 +104 −285

Na2O(s) −414 +75 −375

NaClO4(s) −383 +142 −255

Na3PO4(s) −1917 +174 −1789

Na2SiO3(s) −1555 +114 −1463

Na2SO4(s) −1387 +150 −1270

Na2S(s) −365 +84 −350

Na2SO3(s) −1101 +146 −1012

NaBH4(s) −189 +101 −124

Na2S2O3(s) −1123 +155 −1028

Na2S2O3.5H2O(s) −2608 +372 −2230

Striebro Ag(s) 0 +43 0

Ag(g) +285 +173 +246

Ag+(aq) +106 +73 +77

AgBr(s) −100 +107 −97

Ag2CO3(s) −506 +167 −437

AgCl(s) −127 +96 −110

Ag2CrO4(s) −732 +218 −642

AgCN(s) +146 +107 +157

AgF(s) −205 +84 −187

AgI(s) −62 +115 −66

AgNO3(s) −124 +141 −33

Ag2O(s) −31 +121 −11

Ag2SO4(s) −716 +200 −618

Ag2S(s) −33 +144 −41

Stroncium

Sr(s)

0

+52

0

Sr(g) +164 +165 +131

Sr2+(aq) −546 −33 −559

SrCO3(s) −1220 +97 −1140

SrCl2(s) −829 +115 −781

SrO(s) −592 +54 −562

SrSO4(s) −1453 +117 −1341

Tálium Tl(s) 0 +64 0

Tl(g) +182 +181 +147

Tl+(aq) +5 +125 −32

Tl3+(aq) +197 −192 +215

TlCl(s) −204 +111 −185

TlCl3(s) −315 +152 −242

Titán Ti(s) 0 +31 0

Ti(g) +473 +180 +428

TiCl2(s) −514 +87 −464

TiCl3(s) −721 +140 −654

TiCl4(l) −804 +252 −737

TiO2(s) (rutil) −944 +51 −890

Uhlík C(s) (graphite) 0 +6 0

C(s) (diamond) +2 +2 +3

88


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

C(g) +717 +158 +671

CO32−(aq) −675 −50 −528

COCl2( g) −219 +284 −205

CN−(aq) +151 +94 +172

CO2( g) −394 +214 −394

CO2(aq) −413 +119 −386

CS2(l ) +90 +151 +65

C2H6(g) −85 +230 −33

HCO3−(aq) −690 +98 −587

CH4(g) −75 +186 −51

CO(g) −111 +198 −137

CBr4(s) +19 +213 +48

CCl4(l) −135 +216 −65

CF4(g) −933 +262 −888

NCS−(aq) +76 +144 +93

Vanád V(s) 0 +29 0

V(g) +514 +182 +469

VCl2(s) −452 +97 −406

VCl3(s) −581 +131 −511

VCl4(l ) −569 +255 −504

VO(s) −432 +39 −404

V2O3(s) −1219 +98 −1139

VO2(s) −713 +51 −659

V2O5(s) −1551 +131 −1420

Vápnik Ca(s) 0 +42 0

Ca(g) +178 +155 −144

Ca2+(aq) −543 −56 −553

CaBr2(s) −683 +130 −664

CaC2(s) −60 +70 −65

CaCO3(s) (calcite) −1207 +93 −1129

CaCl2(s) −796 +105 −748

CaF2(s) −1220 +69 −1167

CaH2(s) −186 +42 −147

Ca(OH)2(s) −986 +83 −898

CaI2(s) −533 +142 −529

Ca(NO3)2(s) −938 +193 −743

CaO(s) −635 +38 −603

Ca3(PO4)2(s) −4121 +236 −3885

CaSiO3(s) −1567 +82 −1499

CaSO4(s) −1434 +107 −1332

CaSO4.0,5H2O(s) −1577 +131 −1437

CaSO4.2H2O(s) −2023 +194 −1797

CaS(s) −482 +56 −477

Vodík H2(g) 0 +131 +0

H(g) +218 +115 +203

H+(aq) 0 0 +0

HBr(g) −36 +199 −53

HCl(g) −92 +187 −95

HF(g) −273 +174 −275

HBr(aq) −122 +82 −104

HCl(aq) −167 +56 −131

HF(aq) −333 −14 −279

89


(kJ.mol−1)

So

(J.mol−1.K−1)

fGo

(kJ.mol−1)

HI(aq) −55 +111 −52

HI(g) +26 +207 +2

H2O(l) −286 +70 −237

H2O(g) −242 +189 −229

OH−(aq) −230 −11 −157

H2O2(l) −188 +110 −120

H2Se(g) +30 +219 +16

H2S(g) −21 +206 −34

H2Te(g) +100 +229 +85

Xenón Xe(g) 0 +170 0

XeF2(g) −130 +260 −96

XeF4(g) −215 +316 −138

XeO3(g) +502 1287 +561

Zinok Zn(s) 0 +42 0

Zn(g) +130 +161 +94

Zn2+(aq) −153 −110 −147

ZnCO3(s) −813 +82 −732

ZnCl2(s) −415 +111 −369

Zn(OH)2(s) −642 +81 −554

Zn3N2(s) −23 +140 +30

ZnO(s) −350 +44 −320

ZnSO4(s) −983 +110 −872

ZnSO4.7H2O(s) −3078 +389 −2563

ZnS(s) (wurtzit) −193 +68 −191

ZnS(s) (sfalerit) −206 +58 −201

Železo Fe(s) 0 +27 0

Fe(g) +416 +180 +371

Fe2+(aq) −89 −138 −79

Fe3+(aq) −49 −316 −5

FeCO3(s) −741 +93 −667

FeCl2(s) −342 +118 −302

FeCl3(s) −399 +142 −334

FeS2(s) −178 +53 −167

Fe(OH)2(s) −569 +88 −487

Fe(OH)3(s) −823 +107 −697

FeO(s) −272 +61 −251

Fe3O4(s) −1118 +146 −1015

Fe2O3(s) −824 +87 −742

FeSO4(s) −928 +108 −821

FeSO4.7H2O(s) −3015 +409 −2510

Fe2(SO4)3(s) −2582 +308 −2262

FeS(s) −100 +60 −100

90

IX Príloha 2 Nábojové hustoty niektorých iónov

Nábojové hustoty (C.mm–3) sú vypočítané podľa vzorca: 3(4 /3)

ne

r, kde r sú Shannon-Prewittové hodnoty

iónových polomerov v mm (Acta Cryst., 1976, A32, 751), e je náboj elektrónu (1.60 x 10–19 C) a n vyjadruje

náboj iónu. Použité hodnoty iónových polomerov sú platné pre ióny s koordinačným číslom 6, okrem tých,

ktoré sú označené (T) platných pre tetraédrické ióny; (HS) a (LS) označuje hodnoty pre vysokospinové

a nízkospinové ióny prechodných kovov.

Katión Nábojová hustota Katión Nábojová hustota Katión Nábojová hustota

Ac3+ 57 B3+ 1663 Cl7+ 3880

Ag+ 15 Ba2+ 23 Cm3+ 84

Ag2+ 60 Be2+ 1108 (T) Co2+ 155 (LS)

Ag3+ 163 Bi3+ 72 Co2+ 108 (HS)

Al3+ 770(T) Bi5+ 262 Co3+ 349 (LS)

Al3+ 364 Bk3+ 86 Co3+ 272 (HS)

Am3+ 82 Br7+ 1796 Co4+ 508 (HS)

As3+ 307 C4+ 6265 (T) Cr2+ 116 (LS)

As5+ 884 Ca2+ 52 Cr2+ 92 (HS)

At7+ 609 Cd2+ 59 Cr3+ 261

Au+ 11 Ce3+ 75 Cr4+ 465

Au3+ 118 Ce4+ 148 Cr5+ 764

B+3 7334(T) Cf3+ 88 Cr6+ 1175

Cs+ 6 Mn4+ 508 Sb3+ 157

Cu+ 51 Mn7+ 1238 Sb5+ 471

Cu2+ 116 Mo3+ 200 Sc3+ 163

Dy2+ 43 Mo6+ 589 Se4+ 583

Dy3+ 99 NH4+ 11 Se6+ 1305

Er3+ 105 Na+ 24 Si4+ 970

Eu2+ 34 Nb3+ 180 Sm3+ 86

Eu3+ 88 Nb5+ 402 Sn2+ 54

F7+ 25 110 Nd3+ 82 Sn4+ 267

Fe2+ 181 (LS) Ni2+ 134 Sr2+ 33

Fe2+ 98 (HS) No2+ 40 Ta3+ 180

Fe3+ 349 (LS) Np5+ 271 Ta5+ 402

Fe3+ 232 (HS) Os4+ 335 Tb3+ 96

Fe6+ 3864 Os6+ 698 Tc4+ 310

F+ 5 Os8+ 2053 Tc7+ 780

Ga3+ 261 P3+ 587 Te4+ 112

Gd3+ 91 P5+ 1358 Te6+ 668

Ge2+ 116 Pa5+ 245 Th4+ 121

Ge4+ 208 Pb2+ 32 Ti2+ 76

Hf4+ 409 Pb4+ 196 Ti3+ 216

Hg+ 16 Pd2+ 76 Ti4+ 362

Hg+ 49 Pd4+ 348 Ti+ 9

Ho3+ 102 Pm3+ 84 Tl3+ 105

I7+ 889 Po4+ 121 Tm2+ 48

In3+ 138 Po6+ 431 Tm3+ 108

Ir3+ 208 Pr3+ 79 U4+ 140

Ir5+ 534 Pr4+ 157 U6+ 348

K+ 11 Pt2+ 92 V2+ 95

La3+ 72 Pt4+ 335 V3+ 241

Li+ 98 (T) Pu4+ 153 V4+ 409

Li+ 52 Ra2+ 18 V5+ 607

Lu3+ 115 Rb+ 8 W4+ 298

91

Katión Nábojová hustota Katión Nábojová hustota Katión Nábojová hustota

Mg2+ 120 Re7+ 889 W6+ 566

Mn2+ 114(LS) Rh3+ 224 Y3+ 102

Mn2+ 84(HS) Ru3+ 208 Yb3+ 111

Mn3+ 307 (LS) S4+ 1152 Zn2+ 112

Mn3+ 232 (HS) S6+ 2883 Zr4+ 240

As3– 12 I – 4 O22– 19

Br – 6 MnO4– 4 OH – 23

CN – 7 N3– 50 P3– 14

CO32– 17 N3

– 6 S2– 16

Cl – 8 NO3– 9 SO4

2– 5

ClO4– 3 O2– 40 Se2– 12

F – 24 O2– 13 Te2– 9

HS, vysokospinový; LS, nízkospinový; T, tetraédrické ióny.

IX Príloha 3 Vybrané väzbové energie

Pre homonukleárne dvojatómové molekuly ako napr. divodík sú uvedené presne namerané hodnoty. Pre

väčšinu heteronukleárnych väzieb sú uvedené len priemerné hodnoty, ktoré sa môžu líšiť podľa literárneho

zdroja. (Všetky uvedené hodnoty sú v kJ.mol−1).

Vodík

H−H 432 H−S 363

H−B 389 H−F 565

H−C 411 H−Cl 428

H−N 386 H−Br 362

H−O 459 H−I 295

13. skupina

Bór

B−C 372 B−F 613

B−O 536 B−Cl 456

B=O 636 B−Br 377

14. skupina

Uhlík

C−C 346 C−O 358

C=C 602 C=O 799

C≡C 835 C≡O 1072

C−N 305 C−F 485

C=N 615 C−Cl 327

C≡N 887 C−Br 310

C−P 264 C−I 213

Kremík

Si−Si 222 Si−F 565

Si−O 452 Si−Cl 381

Si=O 642 Si−Br 310

Si−I 234

15. skupina

Dusík

N−N 247 N−O 201

N=N 418 N=O 607

N≡N 942 N−F 278

N−Cl 192

92

Fosfor

P−P 200 P−F 490

P≡P 481 P−Cl 326

P−O 335 P−Br 264

P−I 184

16. skupina

Kyslík

O−O 142 O−F 190

O−O 494 O−Cl 218

O=S 523 O−Br 201

O−Xe 84 O−I 201

Síra

S−S 268 S−F 327

S=S 425 S−Cl 271

17. skupina

Fluór

F−F 155 F−Cl 249

F−Kr 50 F−Br 250

F−Xe 133 F−I 278

Chlór

Cl−Cl 240 Cl−Br 216

Cl−I 208

Bróm

Br−Br 190 Br−I 175

Jód

I−I 149

IX Príloha 4 Ionizačné energie niektorých kovov

Ionizačné energie sú prebraté z G. Aylward a T. Findlay, SI Chemical Data, 3rd ed. (New York: Wiley, 1994.

Sú uvedené hodnoty ionizačných energií len pre valenčné elektróny.

Prvá ionizačná energia, I1 vyjadruje energiu potrebnú na dej:

M(g) → M+(g) + e−

zatiaľ čo druhá ionizačná energia, I2 vyjadruje energiu pre:

M+(g) → M2+(g) + e−

aj ostatné ionizačné energie sú definované podobne ako jednoelektrónový dej.

Prvok 1

–1kJ mol

I 2

–1kJ mol

I 3

–1kJ mol

I 4

–1kJ mol

I 5

–1kJ mol

I

Lítium 0.526

Berýlium 0.906 1.763

Sodík 0.502

Horčík 0.744 1.457

Hliník 0.584 1.823 2.751

Draslík 0.425

Vápnik 0.596 1.152

Skandium 0.637 1.241 2.395

Titán 0.664 1.316 2.659 4.181

Vanád 0.656 1.420 2.834 4.513 6.300

Chróm 0.659 1.598 2.993

93

Prvok 1

–1kJ mol

I 2

–1kJ mol

I 3

–1kJ mol

I 4

–1kJ mol

I 5

–1kJ mol

I

Mangán 0.724 1.515 3.255

Železo 0.766 1.567 2.964

Kobalt 0.765 1.652 3.238

Nikel 0.743 1.759

Meď 0.752 1.964

Zinok 0.913 1.740

Olovo 0.722 1.457

X Príloha 5 Elektrónové afinity niektorých nekovov

Elektrónové afinity sú prebraté z J. E. Huheey et. al., Inorganic Chemistry, 4th ed. (New York: HarperCollins,

1993).

Prvá elektrónová afinita, A1vyjadruje energiu potrebnú na dej: X(g) + e− → X−(g)

zatiaľ čo druhá elektrónová afinita, A2 je vyjadrená dejom: X−(g) + e− → X2−(g)

resp. tretia elektrónová afinita, A3: X2−(g) + e− → X3−(g)

Prvok 1

–1kJ mol

A 2

–1kJ mol

A 3

–1kJ mol

A

Dusík –7 +673 +1070

Kyslík –141 –744

Fluór –328

Fosfor –72 +468 +886

Síra –200 +456

Chlór –349

Vodík –79

Bróm –331

Jód –301

IX Príloha 6 Vybrané mriežkové energie

Mriežkové energie, Um sú vypočítané z Born-Haberových cyklov. Hodnoty sú prebraté z G. Aylward a T.

Findlay, SI Chemical Data, 3rd ed. (New York: Wiley, 1994.

Um / kJ mol–1

Ión F– Cl– Br– I– O2– S2–

Li+ 1047 862 818 759 2806 2471

Na+ 928 788 751 700 2488 2199

K+ 826 718 689 645 2245 1986

Rb+ 793 693 666 627 2170 1936

Cs+ 756 668 645 608 — 1899

Mg2+ 2961 2523 2434 2318 3800 3323

Ca2+ 2634 2255 2170 2065 3419 3043

Sr2+ 2496 2153 2070 1955 3222 2879

Ba2+ 2357 2053 1980 1869 3034 2716

94

IX Príloha 7 Vybrané hydratačné entalpie

Hydratačné entalpie sú prebraté z J.G. Stark a H.G. Walace, Chemistry Data Book (London: John Murray,

1990).

Katión ∆hydrH / kJ mol–1 Ión ∆hydrH / kJ mol–1

Li+ –519 Ba2+ –1360

Na+ –406 Al3+ –4690

K+ –322

Rb+ –301 Ag+ –464

Cs+ –276

F– –506

Mg2+ –1920 Cl– –364

Ca2+ –1650 Br– –335

Sr2+ –1480 I– –293

IX Príloha 8

Vybrané iónové polomery

Shannon-Prewittové hodnoty iónových polomerov rion (Acta Cryst., 1976, A32, 751) sú platné pre ióny

s koordinačným číslom 6, okrem tých, ktoré sú označené (T) platných pre tetraédrické ióny; (HS) a (LS)

označuje hodnoty pre vysokospinové a nízkospinové ióny prechodných kovov.

ión rion / pm ión rion / pm

Li+(T) 73 Cu+ 91

Na+ 116 Cu2+ 87

K+ 152 Zn2+ 88

Rb+ 166

Cs+ 181 F – (T) 117

Cl– 167

Mg2+ 86 Br– 182

Ca2+ 114 I– 206

Sr2+ 132

Ba2+ 149 NH4+ 151

CO32– 164

Al3+ 68 NO3– 165

OH – 119

Fe2+ 92 SO42– 244

Fe3+ (HS) 78 O2+ 126

Fe3+ (LS) 69 S2– 170

Co2+ (HS) 88

Co3+ (LS) 68

Ni2+ 83

Documents

OTÁZKY A ÚLOHY Z ANORGANICKEJ CHÉMIE II 1. časť · 4 Ia Periodické trendy vo vlastnostiach prvkov a chemických zlúčenín Obsah prednášky • Trendy v skupinách periodického