D-prvky

1. Úvod – kovy

– asi 60 stálých prvků z periodické tabulky

– společné mají spíše vlastnosti fyzikální, podobné mají chemické vlastnosti podle skupin (alkalické,

alkalických zemin, p-kovy, přechodné kovy, vnitřně přechodné = lanthanoidy a aktinoidy = f kovy)

– vnitřní struktura – všem kovům podobná – základ tvoří kationty uspořádané do krystalových mřížek–

– krychlová tělesně a plošně centrovaná, šesterečná

– všechno kovy velmi ochotně uvolňují elektrony (valenční) – kolem kationtů se volně pohybují e^– =

= elektronový plyn

– vlastnosti – el. plyn => el. vodivost (s teplotou klesá – více pohyb kationtů), tepelná vodivost –

– nejtěsnější uspořádání kationtů – po rozkmitání naráží do dalších

– kovový lesk – plošky (+), tažnost, kujnost – nic se neodpuzuje

– hustota roste od I. A sk., maxima dosahuje kolem Os, Ir, Pt, pak opět mírně klesá

– slévatelnost – schopnost tvořit slitiny

– výskyt: kovy mají malou X a ochotně uvolňují své val. e. -> v přírodě se vyskytují ve sloučeninách,

ve kterých mají (+) oxidační čísla

– nejčastěji křemičitany – nezpracováváme je – drahá výroba, oxidické a sulfidické rudy – ty

umíme zpracovat

– mohou se vyskytovat i ryzí

– výskyt závisí na řadě reaktivity kovů:

K   Ba   Ca   Na   Mg   Al   Mn   Zn   Cr   Fe   Cd   Co   Ni   Sn   Pb   H   Cu   Ag   Hg   Au

oxidické – nejčastěji                  I        sulfidické                                I         ryzí

– principy výroby:

• přípravné kroky – úprava rudy
• redukční procesy – hlavní princip výroby
• rafinace – čištění podle požadavků, konečná úprava, obohacování o další látky

– dle požadovaných vlastností

– přípravné kroky – jeden cíl – převést kov do sloučeniny, která bude přijatelně stabilní a bude odlišná

od zbytkové hlušiny

– závisí na mnoha faktorech – např. bohatost ložisek

– ruda se obohacuje – např. metoda flotace = hornina se rozemele a přidá se vodné

smáčedlo + provzdušnění -> vznikne pěna s obsahem sulfidů,

pěna se odebírá a dál se zpracovává (Zn, Pb, Cu, …)

– Fe – metoda, při které se využívá magnetických vlastností

– Al – rudou je bauxit (načervenalý – Fe₂O₃ je třeba odstranit)

– Au – zlatonosná hornina se rozdrtí a rozemele, dále se louží

v roztoku kyanidů a současně se provzdušňuje

– dále se redukuje zinkem

– sulfidické rudy se většinou převádí na kyslíkaté rudy – reakcí

s O₂ – vznik kyslíkaté rudy a SO₂ (PbS + O₂ -> PbO + SO₂)

– SO₂ se použije na výrobu H₂SO₄

– redukce – hlavní výrobní princip

– redukční činidla – nejlevnější koks (C) – například výroba Fe, Zn a Pb:

ZnO + C -> Zn + CO            ZnO + CO -> Zn + CO₂

PbO + C -> Pb + CO            PbO + CO -> Pb + CO₂

– Zn – Au: [Au(CN)₂]^– + Zn -> Au + [Zn(CN)₄]^2-

                                                           – Al – získávání těžko tavitelných kovů = aluminotermie (Cr)

– Al ochotně reaguje s O₂ – silně exotermické reakce:

Cr₂O₃ + 2 Al –t–> Al₂O₃ + 2 Cr

– Mg – metalotermie (Ti): TiCl₄ + 2 Mg -> 2 MgCl₂ + Ti

– těžko se taví a s koksem vy tvořily karbidy

– H₂ – prohání se plynný H₂ (W) – velmi čisté kovy:WO₃ + 3 H₂ -> W + 3 H₂O

– elektrolýza:

1. tavenin: Na, K, Mg, Ca – nelze je získat z vodného roztoku, tvořily by hydroxidy

– energeticky náročná

– elektrolýza solanky

– elektrolýza Al₂O₃ – přidává se tavidlo – kryolit:

Al₂O₃ –Na₃[AlF₆]–> 2 Al + 1,5 O₂

– výchozí ruda může působit jako redukční činidlo: 2 Cu₂S + 3 O₂ -> 2 Cu₂O + SO₂

                                                                                                                                        2 Cu₂O + Cu₂S -> 6 Cu + SO₂

– příklady rud

• FeTiO₃ = ilmenit, titaničitan železnatý
• TiO₂ = rutil, oxid titaničitý
• MnO(OH) = manganit, oxid hydroxid manganitý
• Fe₂O₃ = krevel (hematit), oxid železitý
• Fe₂O₃*nH₂O = hnědel (limonit) – vznikne zvětráváním krevelu – n hydrát oxidu železitého
• Fe₃O₄ – oxid železnato-železitý = magnetit
• FeS₂ = pyrit, disulfid železa
• CuCO₃*Cu(OH)₂ = malachit, uhličitan měďnatý a hydroxid měďnatý – zelený
• 2 CuCO₃*Cu(OH)₂ = azurit – modrý
• CuFeS₂ = chalkopyrit, sulfid měďnato železnatý
• ZnS = sfalerit
• PbS = galenit
• NaCl = halit, chlorid sodný
• FeO*Cr₂O₃ = chromit, oxid železnatý a oxid chromitý
• MnO₂ = burel, oxid manganičitý
• Mn₂O₃ = braunit, oxid manganitý
• FeCO₃ = ocelek (siderit), uhličitan železnatý
• Cu₂O = kuprit, oxid měďnatý
• Cu₂S = chalkozin, sulfid měďný
• Ag₂S = argenid, sulfid stříbrný, doprovází rudy Au, Pb
• HgS = cinnabarit (rumělka)
• SnO₂ = kasiterit (cínovec)

– Becketova řada napětí – standartní elektrodový potenciál = E⁰ – schopnost tvořit kationty

– charakterizuje redox schopnost částice

– čím je E⁰ zápornější, tím je větší schopnost tvořit kationty, tím je silnější

redukční činidlo, tlak e^– na elektrodě je větší

– konjugované redoxní páry: Zn²⁺/Zn, Cu²⁺/Cu

– reakce:

1. kov + nekov: 2 Na + Cl₂ -> 2 NaCl

Hg + S -> HgS

4 Al + 3 O₂ -> 2 Al₂O₃

2 Li + O₂ -> 2 Li₂O

2 Na + H₂ -> 2 NaH

Ca + H₂ -> CaH₂

2. kov + voda: Ba + 2 H₂O -> Ba(OH)₂ + H₂

Cs + H₂O -> CsOH + ½ H₂O

3. kov + hydroxid: 2 Zn + 2 KOH -> K₂ZnO₂ + H₂

Cr + Rb(OH)₂ -> Rb₃CrO₃ + H₂

4. kov + kyselina: Mg + 2 HCl -> MgCl₂ + H₂

Zn + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + H₂

Cu + 2 HNO₃ -> Cu(NO₃)₂ + H₂

Ag + HCl -> AgCl + ½ H₂

Fe + zř. H₂SO₄ -> FeSO₄ + H₂

2 Al + 6 HNO₃ -> 2 Al(NO₃)₃ + 3 H₂

2. Přechodné kovy

– valenční elektrony v d orbitalu jsou blíže jádru

– el. konfigurace ns(n-1)d: Co: 4s²3d⁷   Sc: 4s²3d¹   V: 4s²3d¹   Ni: 4s²3d⁸   Zn: 4s²3d¹⁰   Mn: 4s²3d⁵

Mo: 5s¹4d⁵   Cd: 5s²4d¹⁰

– odchylka od pravidelné el. konfigurace:   Cu: 4s²3d⁹ => 4s¹3d¹⁰

Cr: 4s²3d⁴ => 4s¹3d⁵

Ag: 5s²4d⁹ => 5s¹4d¹⁰

Au: 6s²5d⁹ => 6s¹5d¹⁰

– důvod – větší stabilita, když je každý orbital zaplněn stejně

– jsou to všechno kovy

– kovová vazba – jádra a okolo nich jsou volné elektrony, které se pohybují

– každý atom je obklopen větším počtem stejných atomů (8-12), umístění je těsné

– ne zcela zaplněné valenční orbitaly se překrývají, v nich se pohybují elektrony

– tyto elektrony jsou extrémně pohyblivé (jsou daleko od jádra) = delokalizované

– na mřížku kovu můžeme pohlížet jako na prostorovou síť, ve které jsou uzlové body

obsazeny kationtem a valenční elektrony se v mřížce pohybují jako tzv. elektronový

                               plyn => elektrická vodivost, tažnost, kujnost, tepelná vodivost

– vlastnosti – kovové (tažné, kujné, el. vodivé)

– tvrdé – ne všechny, záleží na počtu val. e^– – čím více, tím tvrdší

– hustota stoupá k Os, Ir a Pt

– tvoří slitiny

– slitiny:

• Ti + Ni – slitina s tvarovou pamětí – konstrukce posílané do oběžné dráhy – smačkají se, a když

je Slunce zahřeje na transformační teplotu, vrátí se do původního tvaru

• Fe(80%), Cr(18%), Ni(1%), C(<1%) = nerezová ocel – chirurgie, potravinářství
• Fe(98,9%), Cr(1%), V(0,1%) = vanadová ocel
• Fe (98,6%), Cr(1%), V(0,4%) = pružinová ocel
• Au(75%), Cu(1%), Ag(24%) = 18 karátové zlato
• Cu + Sn = bronz
• Cu + Zn = mosaz
• Mg + Al + další = dural
• Sn + Pb = pájka
• Pb + Sn + Sb = liteřina
• Ni + Zn + Cu = alpaka

– barevnost sloučenin – světlo dopadá na předmět, pohlcená je taková vlnová délka, která přesně

odpovídá energii, již potřebuje e^– na přesun do energeticky vyššího stavu

– ta vlnová délka, která neodpovídá, není pohlcena -> v této barvě ji vnímáme

– vidíme v doplňkové barvě k té, která byla pohlcena

– bílá sloučenina – všechny vlnové délky odraženy, pokud barevnost není

ovlivněna barevností aniontu

– černá sloučenina – pohlceny všechny vlnové délky

– šedá sloučenina – pohlceny téměř všechny vlnové délky, ale ne 100%

– sloučeniny můžou být barevné, když mají prvky hodně val. el., které můžou

                                         excitovat – většinou barevné + možnost tvořit komplexní sloučeniny nebo

                                         navázání krystalové vody

– barvy:

• Fe^+II – zelený
• Fe^+III – žluto-oranžový
• Mn^+II – narůžovělý
• Mn^+IV – černý
• Mn^+VI – zelený
• Mn^+VII – fialový
• Cu^IISO₄ * H₂O – modrá
• CuSO₄ – bílé
• CuCl₂ – modrozelený – zelený – záleží na množství vody
• Cu₂^+IIO – červený – na povrchu Cu plechu v suchu X měděnka – Cu plech na vlhku – hydroxid uhličitan měďnatý
• Cr₂O₃ – zelená – trvanlivá barva – barva na 100 Kč
• CrO₄^2- – chroman – žlutý
• Cr²O^72- – dichroman – oranžový

– stabilita – závisí na pH: CrO₄^2- + 2 H⁺ -> Cr₂O₇^2- + 2 H₂O           kyselina

Cr₂O₇^2- + 2 OH^– -> 2 CrO₄^2- + 2 H₂O     zásada

– v organické chemii, které mají konjugované dvojné vazby – často barevné (karoteny)

– elektron se v excitovaném stavu dlouho neudrží a vrací se do původního orbitalu a pohlcenou E

  vyzařuje v jiné formě (teplo hlavně)

– sloučeniny v I. a II. B sk. jsou často bílé, protože zcela zaplněné d orbitaly se jako valenční nechovají

– oxidační čísla – velmi různá – způsobeno tím, že E ns a(n-1)d jsou si velmi podobné

– s rostoucím ox. číslem roste kovalentní charakter vazeb a i kyselinotvorný oxidu:

MnO – zásaditý   MnO₂ – amfoterní   Mn₂O₇ – kyselinotvorný

– reakce s kyselinami – neušlechtilé kovy reagují s neoxidující kyselinou za vytěsnění H, kromě

kovú, které se pasivují – Fe, Co, Ni, Cr

– oxidační účinky kyselin (sírová a dusičná):

Cu + H₂SO₄ -> CuSO₄ + SO₂ + H₂O

– reakce s nekovy – poměrně snadno reagují

– pokud reagují s nekovem, který má malý průměr (C, N, B) => intersticiální

                                   sloučeniny: WC, …

– reakce s halogeny a sírou – ochotně – halogenidy, sulfidy

– v periodě se nejprve poloměr zmenší a poté se nepatrně zvětší – přitažlivé působení jádra na e^–

v orbitalech d

– největší zmenšení u Os, Ir, Pt – vysoká hustota

– u I. a II. B sk. je poloměr větší

– reaktivita – záleží na způsobu zpracování

– Cr a Ni se leští (chirurgická ocel) – na vzduchu je velmi odolný, lesklý, nepasivuje se,

ale jen když je to vyleštěné

– práškový Ni – velmi reaktivní – může se i vznítit

– Au – velmi stálý kov, neoxiduje se, ale v malém množství je velmi reaktivní

– výskyt:

1. většina – rudy, nerosty, vázané – sírany, sulfidy, oxidy, uhličitany
2. některé ryzí – vysoce ušlechtilé kovy

– výroba:

1. elektrolýza
2. chemická – většina kovů je vázaná

• převést na oxid: FeS₂ + O₂ -> Fe₂O₃ + SO₃

= pražení pyritu (galenit, sfalerit, rumělka)

PbS + O₂ -> PbO + SO₂

ZnS + O₂ -> ZnO + SO₂

HgS + O₂ -> HgO + SO₂

– pálení: CaCO₃ –t–> CaO + CO₃

• z oxidu na elementární kovy:

1. redukce koksem – velkokapacitní: PbO + C -> Pb + CO
2. vodíkem – nákladné: PbO + H₂ -> Pb + H₂O

– metalotermie – například aluminotermie: Cr₂O₃ + Al –t–> Cr + Al₂O₃

Př.: roztok CuCl₂: Cu²⁺, Cl^–, H⁺, OH^–      K^–: H⁺, Cu²⁺ + 2 e^– -> Cu⁰ (pryč)   A⁺: OH^–, Cl₂^2- -> Cl₂⁰ (pryč) + 2 e^–

roztok KCl: K⁺, Cl^–, H⁺, OH^–      K^–: H⁺ + e^– -> H⁰ (pryč)   A⁺: OH^–, Cl₂^2- -> Cl₂⁰ + 2 e^–

– Mn – MnO₂ – silné ox. činidlo, oxiduje i HCl: MnO₂ + 4 HCl -> 2 H₂O + MnCl₂ + Cl₂

– disproporcionace: (MnO₄)^2- + H⁺ -> (MnO₄)^-1 + MnO₂ + H₂O

– KMnO₄ – hypermangan, manganistan draselný

– dezinfekce při poraněních

– barevnost – aniont MnO₄^– – fialová, nejsilnější ox. účinky v kyselém prostředí

– nejstálejší ox. číslo Mn je + II

– platinové kovy – Os, Ir, Pt – velmi stálé, málo reaktivní (jsou ještě stálejší než zlato)

– výroba šperků – Pt

– v přírodě se nachází ryzí, tvoří koordinačně kovalentní sloučeniny

3. Vazby v komplexech

– sloučeniny, kde je na centrální atom vázán koordinačně kovalentní vazbou ligand

– žlutá a červená krevní sůl, Berlínská modř

– centrální atom – většinou d prvek – na něj vázané ligandy koordinačně kovalentní vazbou

– ligandy – anionty nebo skupiny atomů

– koordinační číslo – IV, VI – počet vázaných ligandů

tetrachloroplatnatý aniont [Pt^IICl₄]^2- – Pt je akceptor: Pt: 5d⁹6s¹

Pt²⁺: 5d⁸

– 4 Cl se navážou do d, s a p orbitalu

=> je bezbarvý, diamagnetický – vypuzován

– podle spárovanosti usuzujeme barvu a magnetismus – dia/para

[Cr(H₂O)₆]³⁺   Cr: 3d⁵4s¹

Cr³⁺: 3d³

– H₂O se naváže do volných d, s a p orbitalů

=> barevný, magneticky přitahován

[Zn(NH₃)₆]²⁺   Zn: 3d¹⁰4s²

Zn²⁺: 3d¹⁰4s⁰

– NH₃ se naváže do volných s, p a 4d orbitalů

=> bezbarvý

– červená krevní sůl: [Fe(CN)₆]^3-   Fe: 3d⁶4s²

Fe^3-: 3d⁹4s²

Fe³⁺: 3d⁵4s⁰

– CN^– je tzv. silný ligand – působí proti Hundovu pravidlu

=> 5 val. el. železa je v d orbitalu a jsou spárované, CN^– se naváže

2x na d orbital, 1x na s orbital a 3x na p orbital

=> látka je barevná a je magneticky přitahována

– spektrometrická řada: I < Br < Cl < F < OH < H₂O II NH₃ < NO₂ < CN

[Co^III(NH₃)₆]³⁺   Co: 3d⁷4s²

Co³⁺: 3d⁶4s⁰

– NH₃ je silný ligand, val. elektrony jsou spárované v d orbitalu, ligand se naváže 2x na

d, 1x na s a 3x na p

[Co(H₂O)₆]³⁺     – voda je slabý ligand, naváže se do s, p a 4d orbitalu

=> tato sloučenina je barevná a je magneticky přitahována

CuSO₄* 5 H₂O

[Cu(H₂O)₄]SO₄*H₂O   Cu: 3d¹⁰4s¹

Cu²⁺: 3d⁹4s⁰

– voda se naváže 1x do s a 3x do p orbitalu

– sloučenina je barevná a je magneticky přitahována

[PtCl₄]^2-   Pt: 5d⁸4s²

Pt²⁺: 5d⁸4s⁰

– Cl se naváže do s a p orbitalu

– sloučenina je barevná a je magneticky přitahována

4. Prvky skupiny zinku

– Zn, Cd, Hg

– el. konfigurace ns²(n-1)d¹⁰ = stabilní el. konfigurace

– pokud se váže – pouze z s orbitalů => ox. číslo maximálně +II (+I pouze rtuť)

– můžeme porovnávat reaktivitu s kovy alkalických zemin (2 val. el. v s orbitalu) – zinková skupina

menší reaktivita

– ZnO – vazby polární

– vlastnosti – Zn, Cd – stříbrolesklé kovy, neušlechtilé – reagují s kyselinou, nalevo v B. řadě kovů

Zn + HCl -> ZnCl₂ + H₂       Zn + konc. H₂SO₄ -> ZnSO₄ + SO₂ + H₂O

Zn + konc.HNO₃ -> Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O        Zn + zř. HNO₃ -> ZnNO₃ + NH₄NO₃

– jsou amfoterní – chovají se jako kyseliny i jako zásady:

Zn + roztok NaOH -> Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

– Hg – kapalná za normálních podmínek, stříbrolesklý kov

– schopna rozpouštět kovy za vzniku amalgámů – speciální typ slitin, Zn + Hg + další

(Hg₂)²⁺ – kationt jako dvouatomová částice

Hg₂Cl₂ – chlorid rtuťný = kalomel

– poměrně ušlechtilý kov, prudce jedovatá a kumulativní

– výskyt – zdroje – Zn – ZnS = sfalerit, většinou s ním i Cd (CdS), stříbrolesklý

– Hg – HgS = rumělka (cinabarit), tmavě rudá

– pražení:

• ZnS + O₂ -> ZnO +SO₂ = oxidace
• ZnO + C -> Zn +CO = redukce

nebo ZnO + H₂ -> Zn + H₂O  – čistý Zn, ale H₂ je drahý

– využití: Zn – pozinkování – pokovování, nanesení vrstvičky Zn na kovy – třeba Fe

– věc na pokovení – katody, do roztoku Zn ²⁺

– vrstva ZnO je souvislá – nerezne, FeO je pórovitá

– biogenní prvek – enzymy, krvinky savců

– antikorozní povlaky, suchý článek

– příměs do slitin – mosaz – Zn + Cu, používá se stále, dobře se lisuje a válcuje

– kliky, dechové nástroje, trubky

– alpaka – Ni + Zn + Cu

– ozdobné mísy, příbory, už se nepoužívá

– suchý článek = baterie do svítilen

Hg – teploměry, výbojky (bílá světla zářivek), rtuťový způsob výroby NaOH (polarografie)

– amalgámové plomby – sloučenina s jiným kovem

– otrava těžkými kovy – těžko je lze vyloučit z těla, porucha NS, ochrnutí

– organoková rtuť – Hg navázaná na organické sloučeniny – všechny jedovaté

Cd – těžký kov, usazuje se = kumulativní

– elektronika, stroje

– sloučeniny Zn – ZnO – výroba: ZnS + O₂ -> ZnO +SO₂ = pražení

ZnO + C -> Zn +CO

– spalování: Zn + O₂ -> ZnO

– ve vodě nerozpustný

– bílý prášek, používá se jako pigment – zinková běloba, bělení papíru (i TiO₂)

– amfoterní oxid i hydroxid: ZnO + 2 HCl -> ZnCl₂ + H₂O

ZnO + NaOH -> Na₂[Zn(OH)₄]

– Zn⁺² se přidávají do krémů, působí dermatologicky

– Zn je biogenní prvek

– Zn(OH)₂ – bílý, amfoterní, s konc. NH₃ -> [ZN(NH₃)₄]²⁺

– soli – bílá skalice: ZnSO₄*7 H₂O

– CdS – pigment (výrazná žlutá) – pigmentová žluť

– CdSO₄ – použití v niklo kadmiových článcích

– Hg₂Cl₂ – kalomel – kalomelové elektrody, nejedovatý

– HgCl₂ – sublimát – velmi jedovatý, dnes se už tolik nepoužívá

– využití – ZnO – pigment, kosmetika a lékařství

– CdS – pigment

– sloučeniny Hg – lékařství (oční masti), ale málo (je jedovatá)

pH roztoku ZnSO₄: SO₄^2- + H₂O -> 0

Zn²⁺ + 2 H₂O -> Zn(OH)₂ + 2 H₂⁺           => pH < 7

5. Prvky skupiny mědi

– Cu, Ag, Au

– vysoce ušlechtilé kovy

– el. konfigurace ns¹(n-1)d¹⁰ = je to stabilnější

– 1 elektron v s orbitalu, ale ox. čísla Cu²⁺, Cu⁺, Ag⁺, Au⁺, Au³⁺

– el. konfigurace připomíná alkalické kovy, ale chovají se jinak

– odlišnost chování prvků mědi od alkalických kovů je způsobena rozdílnou stálostí zcela zaplněných

orbitalů d než orbitalů s, p u alkalických kovů

– menší stálost d orbitalů způsobuje, že některé tyto elektrony se podílejí na vzniku vazby, vytvářejí

pevnější kovovou vazbu, mají i větší ox. číslo než 1, vyšší hodnoty ionizační energie, menší

  poloměry, jejich sloučeniny jsou kovalentní

₁₁Na: 1s²2s²2p⁶ I 3s¹ – valenční sféra se nepodílí na vzniku vazby

ns¹(n-1)d¹⁰ – menší stabilita

– porovnání reakce alk. kovů a prvky skupiny mědi:

s O₂: Cu + O₂ -> 0 – nic nebo maximálně koroze, vzniká měděnka: Cu(OH)₂*CuCO₃ – zelenomodrá

Na + O₂ -> Na₂O – bouřlivá rekce, Na se uchovává pod vrstvou petroleje

– ale: Cu + S -> CuS – kyselé deště

  s H₂O: Cu + H₂O -> 0

Na + H₂O -> NaOH + H₂

  s kyselinou: Cu + HNO₃ -> Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Na + kyselina -> sůl + H₂ – silná i slabá kyselina i bez ox. vlastností

Cu + konc. H₂SO₄ -> CuSO₄ + SO₂ + H₂O

Cu + zř. H₂SO₄ -> 0 – zředěná nemá oxidační vlastnosti

=> aby Cu reagovala s kyselinou, tak kyselina musí mít ox. vlastnosti

– reakce Ag a Au s kyselinou – pouze lučavka královská: 3 HCl: 1 HNO₃

– redukční vlastnosti – Na – redukční činidlo

                                     – Cu – nic

– Cu – okapy, oplocení, dráty, vedení

– měkký kov, načervenalá barva, ušlechtilý kov

– biogenní prvek (hemocyanin)

– vysoká el. vodivost

– využití při výrobě slitin (bronz, mosaz), mincovní kov (spojení s Ag a Al)

– malachit – Cu(OH)₂* CuCO₃ – nazelenalý

– azurit – Cu(OH)₂* 2 CuCO₃ – modrý

– chalkopyrit – CuFeS₂

– Ag – vysoce ušlechtilé

– využití ve šperkařství, lékařství (ve formě iontů), dříve fotografie

– galvanický kov – elektrolýza -> pokovování kvůli korozi

– vrstva stříbra na sklo – zrcadla

– stříbrná ruda většinou s dalšími kovy – Pb, Cu, Ni

– Au – velmi ušlechtilé, nejčastěji + I nebo + III

– s ničím nereaguje kromě lučavky královské a rozpouští se v kyanidech (CN^–) => dolování

zlata touto cestou, navrtání a dají tam CN^–, zlato získávají z roztoku

– hornina se rozemele a dále se louží v roztoku kyanidů a současně se provzdušňuje:

4 Au + 8 CN^– + 2 O₂ + H₂O -> 4 [Au(CN)₂]^– (ag) = dikyanozlatný anion = zlato v roztoku

– dále se redukuje zinkem: [Au(CN)₂]^– + Zn -> Au + [Zn(CN)₄]^2-

– i doly se zlatem, ale málo

– nachází se ve sloučeninách s dalšími kovy, ale i ryzí

– využití – zubaři, lékařství, šperkařství

– ryzost v karátech (podle semene chlebovníku), čisté zlato má 24 karátů

– sloučeniny – modrá skalice – CuSO₄ * 5 H₂O, [Cu(H₂O)₄]SO₄ * H₂O

– je modrá, je to sůl

[Cu(H₂O)₄]²⁺ + 4 NH₃ -> [Cu(NH₃)₄]²⁺ + H₂O – tmavší modrá, NH₃ silnější ligand

– CuFeS₂ = chalkopyrit, Cu(OH)₂ + CuCO₃ – měděnka (oxidace za vlhka)

– CuO – černý oxid měďnatý, oxidace za sucha, nejstabilnější oxid

– CuSO₄ – bezvodá skalice bílá                                               

– CuCl₂ – modrá – zelená – dihydrát CuCl₂*2 H₂O

– Cu + Sn – bronz, Cu + Zn – mosaz

– Cu(OH)₂ – světle modrá sraženina (když se do modré skalice přidá NaOH)

– [Cu(NH₃)₄]SO₄ – síran tetraamin měďnatý – tmavě modrá sraženina – z CuSO₄ a NH₃

– AgCl – bílá sraženina, AgBr – nažloutlá. AgI – žlutá = můžou zčernat při uvolnění Ag

– Ag₂S – argentid

– AgNO₃ – lapis – látka pro důkaz halogenidových iontů, při potřísnění kůže zčerná

– Ag₂CrO₄ – červenohnědá barva, chroman stříbrný

– AgCN – bílá barva

– AgF – rozpustný, Ag₂C₂ – acetylid stříbrný – výbušnina

– CuAuCl₃ – barvení skla na rubínově červeno

– H₂AlCl₄ – kys. tetrachlorzlatitá – relativně stálá, soli NaAuCl₄ – tetrachlorozlatitan sodný

6. Příklady
7. Uveďte typické vlastnosti přechodných kovů, doložte na příkladech.
8. Určete, které z uvedeným látek řadíme mezi koordinační sloučeniny; uveďte u nich oxidační a koordinační číslo centrálního atomu (iontu), sloučeniny pojmenujte:

(NH₄)₂MoO₄, [Ag(NH₃)₂]Cl, K₂[Zn(OH)₄], ZnSO₄*7 H₂O, [Cu(NH₃)₄]SO₄

3. Vyčíslete uvedenou rovnici, uveďte podle laboratorní práce změnu zbarvení roztoku při reakci KMnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O -> MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH. Znáte jiné barevné sloučeniny d prvků?
4. Výroba Zn ze ZnS má 2 fáze:
5. pražení ZnS
6. redukce vzniklého ZnO uhlíkem

Zapište oba děje chemickými rovnicemi

5. Ukažte základní rozdíly v chemických vlastnostech alkalických kovů a kovů skupiny mědi (chování na vzduchu, reakce s vodou a zředěnými kyselinami, redukční vlastnosti).
6. Doplňte následující rovnice, určete typ reakce:
7. CuSO₄ + 2 NaOH ->
8. Cu(OH)₂ –t–>
9. Cu(H₂O)₄SO₄ + 4 NH₃ ->
10. Uveďte (podle protokolu z laboratorní práce) příklady použití Fehlingova činidla.
11. Určete redoxní páry a redukční činidlo v soustavě

Cu²⁺ (aq) + Zn (s) <-> Zn²⁺ (aq) + Cu (s)

9. Při určení obsahu stříbra rozpustíme minci v kyselině . . . . . . . . . . . . . V získaném roztoku . . . . . . . . . . . . srazíme stříbro kyselinou chlorovodíkovou, vznikne sraženina . . . . . . . . . . . . . .  .
10. Zapište rovnici reakce Zn a HCl. Kolik mg Zn (Ar = 65,4) minimálně reagovalo, vzniklo-li 4,48 cm³ H₂ (měřeno za normálních podmínek)?
11. Doplňte, rozhodněte:
12. Zn(OH)₂ má . . . . . . . . . . . charakter
13. Zn(OH)₂ + 2 HCl ->
14. Zn(OH)₂ + 2 NaOH ->
15. vodný roztok ZnSO₄ reaguje kysele/zásaditě
16. Uveďte příklad reakce (chemické výroby), při které je katalyzátorem
17. V₂O₅
18. Pt
19. FeBr₃
20. HgSO₄, H₂SO₄