P PRVKY

P prvky jsou prvky nacházející se ve 13. - 18. skupině periodické tabulky. Jejich charakteristikou je obsazování orbitalů ns a np. Část p prvků tvoří kovy, část polokovy a část nekovy.

Přehled p prvků 

Klasifikace p prvků

prvky 18. skupiny – p⁶ prvky, vzácné plyny

prvky 17. skupiny – p⁵ prvky, halogeny

prvky 16. skupiny – p⁴ prvky, chalkogeny

prvky 15. skupiny – p³ prvky

prvky 14. skupiny – p² prvky

prvky 13. skupiny – p¹ prvky

VZÁCNÉ PLYNY

Mezi vzácné plyny patří helium (nepatří však mezi p prvky), neon, argon, krypton, xenon a radon. Tyto plyny se vyznačují velmi malou reaktivitou (jsou inertní) a malým zastoupením v atmosféře (proto vzácné).

Vyjma helia, mají vzácné plyny ve své valenční sféře 8 elektronů (ns² a np⁶) a tyto orbitaly jsou tak zcela zaplněny. Odtud plyne jejich malá reaktivita. Helium, neon a argon teoreticky nelze excitovat (nemají vakantní orbitaly). Prvky 18. skupiny tak tvoří jen málo molekul (první molekuly obsahující p⁶ prvek byly připraveny r. 1962, byly to sloučeniny xenonu a kyslíku a xenonu a fluoru).

Vzácné plyny se získávají frakční destilací zkapalněného vzduchu. Helium, jehož teplota tání je blízká absolutní nule, má ve svém tekutém stavu zajímavé vlastnosti – je supravodivé a supratekuté. Používá se jako náplň vzducholodí. Další vzácné plyny se používají k plnění elektrických výbojek a barevných světel. Argon je nejzastoupenější z vzácných plynů a používá se do baněk žárovek. Neonem se plní reklamní světla. Elektrický výboj v prostoru s neonem za nízkého tlaku červeně září. Fluorid xenoničitý se používá ve fluorescenčních trubicích. Fluorid kryptonatý se používá v laserech a stroboskopech. Radon je poslední člen 18. skupiny. Je radioaktivní (vzniká přeměnou radia) a jeho přítomnost v obytných prostorách je nežádoucí. Povolená měrná aktivita radonu v budovách je do 200 Bq m^-3. Zředěné roztoky radonu se využívají k léčebným účelům (radonové lázně).

HALOGENY

Halogeny jsou velmi reaktivní prvky nacházející se v 17. skupině. Jejich vysoká reaktivita je dána nestabilní valenční sfétou obsahující jeden nepárový elektron. Proto se v přírodě nejčastěji vyskytují v molekulách, většinou s kovy 1. a 2. skupiny. Stabilní elektronovou konfiguraci získávají přijetím 1 elektronu do valenčního orbitalu ns, čímž snadno dosáhnou elektronové konfigurace vzácného plynu ležícího v tabulce vedle nich. Vyjma fluoru mají halogeny vakantní orbitaly, které se uplatňují ve sloučeninách s halogenem v kladném oxidačním čísle.

Fluor a chlor jsou žlutozelené, štiplavé a vysoce toxické plyny. Brom je hnědooranžová kapalina nerozpustná ve vodě. Jód tvoří stříbrolesklé krystalky. Všechny halogeny se ve své elementární formě vyskytují jako dvouatomové molekuly: F₂, Cl₂, Br₂, I₂ – důvod je vysvětlen v prvním odstavci. K halogenům patří i radioaktivní astat, který se však se svým polokovovým charakterem vlastnostmi od předchotích halogenů liší.

Mezi důležitou vlastnost halogenů patří i vysoká elektronegativita, která má trend ve skupině od fluoru k jódu klesat. Fluor má nejvyšší elektronegativitu ze všech prvků v tabulce (4,5) a ve sloučeninách tvoří pouze anion F^-.

Halogeny jsou důležitými surovinami v anorganických i organických chemických provozech. Nejpoužívanějším halogenem je chlor, jenž je využíván pro své bělicí schopnosti a desinfekční účinky (stejně jako ostatní halogeny). V organické chemii a biochemii reagují látky s halogeny reakcí zanou halogenace - tj. adice atomů halogenů na organické látky. Z organických sloučenin halogenů jsou známy např. plasty jako PVC (polyvinylchlorid = igelit) a PTFE (polytetrafluorethylen = teflon); dále PCB (polychlorované bifenyly), z nichž nejznámější je DDT, dříve používaný jako pesticid. V lékařství našel již před desetiletími uplatnění antimetabolit báze RNA uracilu 5-fluorouracil, jenž je znám svými silnými cytotoxickými účinky a používá se při léčbě některých nádorových onemocnění. Pod obchodním názvem Jodisol je známý roztok jódu v alkoholu používaný k desinfekci povrchových poranění. Lugolův roztok je jód rozpuštěný v roztoku jodidu draselného (KI + I₂ → KI₃ – trijodid draselný) a používá se k důkazu škrobů.

Elementární halogeny se vyrábějí buď elektrolýzou tavenin jejich solí, nebo vytěsňováním z molekul (každý halogen má schopnost vytěsnit z roztoku soli halogen s nižší elektronegativitou, tj. ležící v tabulce pod ním).

Halogenovodíky a halogenidy

Halogeny jsou známé svou tvorbou binárních sloučenin s vodíkem, halogenovodíků. Halogenovodíky jsou polární, ve vodě rozpustné plyny, silně toxické a štiplavé. Od fluoru k jóru roste síla halogenovodíkových kyselin (kyselina jodovodíková má největší disociační schopnost). Halogenovodíkové kyseliny vznikají rozpouštěním halogenovodíků ve vodě. Nejvýznamější z těchto kyselin je kyselina chlorovodíková HCl. Známá je i kyselina fluorovodíková, a to především díky schopnosti leptat sklo.

Kyselina chlorovodíková

HCl vzniká rozpouštěním plynného chlorovodíku ve vodě. Má široké uplatnění v chemickém průmyslu – výroba chloridů, čištění kovů při pájení, čištění odpadů. Nemá zvláštní účinky. Technická kyselina chlorovodíková se nazývá kyselina solná. Je to do hněda zabarvená kapalina (hnědé zabarvení je dáno přítomností zbytků solí železa). Koncentrovaná kyselina chlorovodíková má koncentraci 36%.

Kyslíkaté sloučeniny chlóru

Kromě oxidačního čísla -I tvoří chlór i kladná oxidační čísla, a to ve sloučeninách s kyslíkem, jako jsou kyslíkaté kyseliny, soli nebo oxidy.

ClO₂ – oxid chloričitý, silně třaskavá látka

HClO, HClO₃, HClO₄ – kyseliny s oxidačním účinkem, velmi žíravé a silné

chlornany – používají se v desinfekčních prostředcích (Savo, Domestos, ...)

chlorečnany – používají se k přípravě kyslíku, mají oxidační účinky, jsou to výbušné látky; NaClO₃ - „travex“, používal se jako herbicid, KClO₃ – výbušnina, používá se v pyrotechnice

chloristany – jsou méně nebezpečné než předešlé soli; KClO₄ – nerozpustný ve vodě

HClO₄ – je silnější než H₂SO₄

Halogenidy

Halogenidy jsou binární sloučeniny halogenů v oxidačním čísle -I a jiných prvků (hlavně kovů). Tato skupina látek má jěště tři podskupiny: iontové halogenidy (alkalických kovů a kovů alkalických zemin), kovalentní halogenidy (přechodných kovů) a molekulové halogenidy (některých nekovů a polokovů).

Příklady halogenidů:

a) iontových: NaCl, KCl, CaCl₂, CaF₂, KI

b) kovalentních: CuCl₂, FeCl₂

c) molekulových: NH₄Cl (= salmiak)

Halogeny v mineralogii

CHALKOGENY

Chalkogeny, neboli rudotvorné prvky, jsou prvky 16. (VI.A) skupiny tabulky. Jsou charakteristické svými valenčními elektrony ns² a np⁴, jsou to tedy p⁴ prvky. Kromě kyslíku mají všechny prvky této skupiny vakantní orbitaly nd, které umožňují vznik kladných oxidačních čísel.

Nejvýznamnějšími chalkogeny jsou kyslík a síra.

Kyslík (oxygenium)

Kyslík je jedním z nejvýznamnějších biogenních prvků. V atmosféře má objemový zlomek asi 21%. Je to plyn vyskytující se ve dvouatomových molekulách (O₂), které mají zásadní význam pro život na zemi, jelikož umožňují organizmům oxidovat látky a uvolňovat tak energii.

Vzniká fotosyntézou: 6 CO₂ + 12 H₂O ^{viditelné světlo, asimilační barvivo}> C₆H₁₂O₆ + 6 O₂ + 6 H₂O.

Primárním produktem fotosyntézy je glukóza využívaná rostlinami jako zdroj energie. Fotosyntézu se zatím nepodařilo uskutečnit v laboratorních podmínkách. Jde o energeticky náročný proces, při kterém hrají důležitou roli také elektrony. Rostlinná barviva slouží k zachycení fotonu slunečního záření o vlnové délce 400-750 nm. Chlorofyly b a c společně s karotenoidy jsou pomocnými barvivy a předávají zachycenou energii chlorofylu a. Chlorofyl a je fotosynteticky nejdůležitější barvivo. Přijetím energie se excituje 1 jeho elektron a přes přenašeče se s ještě jedním excitovaným elektronem účastní cyklické nebo necyklické fosforylace. Energie uvolněná při těchto přenosech se hromadí v adenozintrifosfátu. Při cyklické fosforylaci se oba elektrony excitované světlem po projetí řady přenašečů vracejí na své původní místo, tj. do molekul chlorofylu. Při necyklické fosforylaci se elektrony odevzdávají NADP⁺ za vzniku NADPH+H⁺. V této fázi fotosyntézy vzniká molekula kyslíku. V následující fázi se spotřebovává vzdušný oxid uhličitý přeměňující se za dodání elektronů NADPH+H⁺ a energie ATP na molekuly sacharidů.

Kromě molekul kyslíku O₂ známe také molekuly O₃ (ozón). Vrstva ozónu se nachází ve výšce asi 20-30 km nad zemí a vtváří ochrannou vrstvu chránící před zhoubnými účinky ultrafialového záření.

Sloučeniny kyslíku

ve svých sloučeninách vystupuje kyslík především v záporných oxidačních číslech: -II; -I; -I/II

–         oxidy - jsou sloučeniny kyslíku a jiného prvku s kyslíkem v oxidačním stavu -II; dělí se na kyselinotvorné (především oxidy nekovů; SO₂, CO₂), zásadotvorné (oxidy kovů 1. a 2. skupiny; Na₂O, CaO) a amfoterní (oxidy některých přechodných kovů, Mn₂O₇)

–         peroxidy – jsou sloučeniny peroxidového aniontu O₂^2-, vznikají reakcemi peroxidu vodíku H₂O₂, např. Na₂O₂ – používá se v ponorkách k regeneraci kyslíku

–         superoxidy – jsou oxidy s kyslíkem v oxidačním čísle O^-I/II

Síra (sulphur)

Síra je druhým nejvýznamnějším chalkogenem. Leží v 3. periodě, má valenční eelektrony 3s² a 3p⁴. Vakantní orbitaly 3d⁰ dovolují síře excitovat se a vytvořit tak další oxidační čísla:

₁₆S: [₁₀Ne] 3s² 3p⁴ – základní stav umožňující vznik oxidačního čísla -II

₁₆S*: [₁₀Ne] 3s² 3p³ 3d¹ – první excitovaný stav umožňuje vytvoření oxidačního čísla +IV

₁₆S*: [₁₀Ne] 3s¹ 3p³ 3d² – druhý excitovaný stav dovoluje vznik oxidačního čísla +VI

Reaguje s většinou prvků, především pak za vyšších teplot.

style="font-size: larger;" 

Síra je žlutý krystalický prvek vyskytující se ve dvou alotropických modifikacích: kosočtverečné a jednoklonné. Obě modifikace jsou složeny z cyklických molekul S₈. Zahřátím se síra snadno taví a vytváří dlouhé řetězce svých atomů. Při náhlém prudkém ochlazení (vlitím do studené vody) se roztavená vláknitá síra mění na síru plastickou (pružná hmota). Při dlouhodobém zahřívání síry dosáhne snadno bodu varu. Ochlazením jejích par (kondenzací) vzniká sirný květ. Ten je k nalezení např. na okrajích sopečných kráterů.

Využití síry je rozmanité, a to hlavně v chemickém průmyslu, kde se vyrábí základní surovina kyselina sírová (způsoby výroby – viz níže). Plastická síra se uplatňuje v gumárenském průmyslu při vulkanizaci – přidávání síry do přírodní nebo syntetické gumy k zlepšení její pružnosti. Síra je důležitým biogenním prvkem, jelikož je součástí některých aminokyselin.

Sloučeniny síry

a) sulfan a sulfidy

–         sulfan (sirovodík, H₂S) je štiplavě páchnoucí kyselinotvorný plyn, ve vodě e málo rozpouští za vzniku sulfanové kyseliny (H₂S aq), má redukční účinky; užívá se k důkazu kationtů II. analytické třídy (II. a – Cu²⁺, Cd²⁺, Bi³⁺; II. b – Sn²⁺, Sb³⁺)

–         sulfidy – jsou binární sloučeniny vznikající reakcí sulfanu, obsahují síru v oxidačním stavu -II (→ S^2- = sulfidový anion), připravují se srážením roztoků příslušných kationtů

b) kyslíkaté sloučeniny síry

–         SO₂ – bezbarvý, štiplavý, dráždivý plyn reagující se vzdušnou vlhkostí za vzniku slabé kyseliny siřičité; má redukční účinky: 2 SO₂ + O₂ -^kat.-> 2 SO₃, v atmosféře je oxid siřičitý nežádoucím plynem, jelikož se podílí na skleníkovém efektu a v rostlinách zastavuje fotosyntézu; kyselina siřičitá H₂SO₃ je slabá dvojsytná kyselina vytvářející siřičitany a hydrogensiřičitany

–         SO₃ – je průmyslově významný oxid, jelikož jeho rozpouštěním ve vodě vzniká kyselina sírová; oxid sírový vzniká oxidací oxidu siřičitého za přítomnosti oxidu vanadičného V₂O₅

–         H₂SO₄ – je jedna ze základních průmyslových surovin, chemicky jde o dvojsytnou silnou kyselinu s oxidačními účinky; vyrábí se dnes hlavně kontaktním způsobem: převádění suchého vzduchu s oxidem siřičitým přes katalyzátor (V₂O₅ a Na₂O) za teploty 400 – 500 °C, vzniklý oxid sírový se rozpouští ve vodě za vzniku dýmavé kyseliny sírové (H₂SO₄ + SO₃ → H₂S₂O₇), zředěním vzniká kyselina sírová vhodná pro průmyslové použití; kyselina sírová má dehydratační účinky (odebírá látkám vodu), je hygroskopická, způsobuje uhelnatění organických látek

PENTELY - p⁵ prvky

Pentely jsou prvky skupiny V.A. Charakteristikou jsou valenční elektrony ns² a np⁵. Mezi pentely patří dusík, fosfor, arzen, antimon a bizmut.

Dusík (nitrogenium)

Dusík je bezbarvý, nepáchnoucí plyn těžší než vzduch vyskytující se v atmosféře (78%). Je velmi málo reaktivní. Tvoří molekuly N₂, atomy dusíku v těchto molekulách jsou poutány trojnou kovalentní vazbou, která způsobuje jeho malou reaktivitu.

Sloučeniny dusíku

1. bezkyslíkaté

amoniak (NH₃) - je bezbarvý, ostře páchnoucí neurotoxický plyn lehčí než vzduch

azidovodík (HN₃) - vytváří slabou kyselinu azidovodíkovou, toxickou páchnoicí kapalinu, od které se odvozují azidy - se zachovaným aniontem N₃^-, NaN₃ - se používá jako explozivní látka do airbagů

2. kyslíkaté

a) oxidy - N₂O - "rajský plyn", dříve používaný k navození narkózy při operacích, dnes se používá jako hnací plyn ve sprejích; NO - bezbarvý toxický plyn; NO₂ - hnědočervený toxický plyn vznikající např. v oxidoredukčních reakcích kyseliny dusičné

b) kyseliny - HNO₂ - je labilní kyselina vytvářející o mnoho stabilnější soli (NaNO₂, KNO₂ - rychlosoli); HNO₃ - je nejdůležitější kyselinou dusíku, má oxidační účinky a využívvá se v chemickém průmyslu

biogenita dusíku - dusík se vyskytuje v organizmech coby součást všech aminokyselin, tím pádem je součástí všech funkčních sloučenin těla - proteinů

Fosfor (phosphorus)

Fosfor se v čisté formě vyskytuje ve třech modifikacích - bílém, červeném  a černém fosforu. Bílý fosfor je toxická pevná látka tvořená molekulami P₄. Je samozápalný a uchovává se ve vodě, rozpouští se v sirouhlíku. Červený fosfor je tvořen polymerními molekulami a je méně reaktivní než bílý fosfor. Černý fosfor je chemicky i fyzikálně nejstálejší a svými vlastnostmi připomíná kovy - vede elektický proud a teplo. Je součástí nukleových kyselin a v těle obratlovců se vyskytuje v zubech a kostech.

Sloučeniny fosforu

H₃PO₄ - je středně silná trojsytná minerální kyselina, vzniká hořením fosforu za přítomnosti vodní páry, je to hygroskopická bílá krystalická látka; vytváří tři řady solí - fosforečnany (PO₄)^3-, hydrogenfosforečnany (HPO₄)^2- a dihydrogenfosforečnany (H₂PO₄)^-

P₂O₃ - bílá krystalická látka, vysoce toxická, rozpouští se ve vodě za vzniku kyseliny fosforité (za studena) nebo kyseliny fosforešné a fosfanu (za tepla)

PH₃ - je bezbarvý, toxický štiplavý plyn, má redukční účinky
 

- fullereny - jsou umělou modifikací uhlíku, mají kulovou strukturu

Využití uhlíku - diamant - součást brusných a řezacích nástrojů, klenotnictví; grafit - psací potřeby, elektrody; koks - hutnictví železa; aktivní uhlí - adsorpce škodlivin, vzduchové filtry, "živočišné uhlí" (střevní adsorbens); saze - přísada do gumárenské pryžové směsi, přísada do oceli