Hydridy a jejich soli

1. Obecná charakteristika hydridů

Hydridy jsou binární (dvouprvkové) sloučeniny vodíku. Můžeme je rozdělit na iontové (hydridy s-prvků), kovalentní (hydridy p-prvků) a kovové (hydridy d- a f-prvků).

(nahoru)

1.1 Názvosloví hydridů

V závislosti na daném hydridu se může jeho název vytvářet buď spojením podstatného jména "hydrid" a přídavného jména s odpovídající koncovkou (-ný, -natý, -itý...), či jako jednoslovný název z kmene názvu prvku a koncovky -an. Mnohdy se využívají rovněž triviální názvy jednotlivých hydridů. Pro iontové hydridy se používá dvousložkový název, tedy:

LiH (Li^IH^-I) - hydrid lithný

NaH (Na^IH^-I) - hydrid sodný

KH (K^IH^-I) - hydrid draselný

BeH₂ (Be^IIH₂^-I) - hydrid beryllnatý

CaH₂ (Ca^IIH₂^-I) - hydrid vápenatý

Názvy kovalentních hydridů se tvoří z kmene podstatného jména názvu prvku a koncovky -an:

BH₃ (B^IIIH₃^-I) - boran

B₂H₆ (B₂^IIIH₆^-I) - diboran

AlH₃ (Al^IIIH₃^-I) - alan

CH₄ (C^-IVH₄^I) - karban (methan, bahenní plyn)

SiH₄ (Si^IVH₄^-I) - silan

GeH₄ (Ge^IVH₄^-I) - german

SnH₄ (Sn^IVH₄^-I) - stannan

PbH₄ (Pb^IVH₄^-I) - plumban

NH₃ (N^-IIIH₃^I) - azan (amoniak, čpavek)

PH₃ (P^IIIH₃^-I) - fosfan

P₂H₄ (P₂^IIH₄^-I) - difosfan

AsH₃ (As^IIIH₃^-I) - arsan (arsenovodík)

SbH₃ (Sb^IIIH₃^-I) - stiban (antimonovodík)

H₂O (H₂^IO^-II) - oxidan (voda)

H₂S (H₂^IS^-II) - sulfan (sirovodík, kyselina sulfanová, kyselina sirovodíková)

H₂Se (H₂^ISe^-II) - selan (selenovodík, kyselina selenovodíková)

H₂Te (H₂^ITe^-II) - telan (tellurovodík, kyselina tellurovodíková)

HF (H^IF^-I) - fluoran (fluorovodík, kyselina fluorovodíková)

HCl (H^ICl^-I) - chloran (chlorovodík, kyselna chlorovodíková)

HBr (H^IBr^-I) - broman (bromovodík, kyselina bromovodíková)

HI (H^II^-I) - jodan (jodovodík, kyselina jodovodíková)

(nahoru)

1.2 Vlastnosti a využití důležitých hydridů

Hydridy dělíme na kovalentní (např. CH₄, PH₃) a iontové (např. NaH, HCl), dle rozdílu elektronegativit vodíku a druhého prvku. Kovalentní hydridy se obvykle nerozpouští ve vodě a nevedou elektrický proud. Iontové hydridy se často rozpouští ve vodě za uvolnění protonu H⁺. Hydrid lithný LiH je bílá krystalická látka, která se používá pro snadnou a bezpečnou přípravu vodíku:

LiH + H₂O → LiOH + H₂

Hydrid sodný NaH je bílá krystalická látka, která prudce reaguje s vodou:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

Karban CH₄ (methan, bahenní plyn) je hlavní složkou zemního plynu, v němž je doprovázen také stopovým množstvím propanu či butanu. Jedná se o hořlavý plyn (se vzduchem vytváří výbušnou směs) bez barvy, který je lehčí než vzduch. Vyvíjí se z odumřelých zbytků organismů, uniká v uhelných dolech, při erupcích sopek, tvoří atmosféru některých vesmírných těles či je složkou bioplynu. Methan je možné připravit reakcí karbidu hliníku s vodou:

Al₄C₃ + 12 H₂O → 3 CH₄ + 4 Al(OH)₃

Částečnou oxidací methanu vzniká acetylen. Methan se dále využívá pro výrobu mnoha důležitých sloučenin (např. halogenderivátů methanu), sazí, vodíku či jako výhřevné palivo.

Azan NH₃ (amoniak, čpavek) je bezbarvý plyn štiplavého zápachu, který se dobře rozpouští ve vodě (v 1 litr vody se rozpustí cca 800 litrů amoniaku) za vzniku čpavkové vody, která je zásaditá:

NH₃ + H₂O → NH_4⁺ + OH^-

Amoniak je jedovatý a dráždí oční sliznici. Vyrábí se přímou syntézou vodíku a dusíku při tlaku 10-100 MPa, teploty 450 °C a katalýzy (Fe aktivovaného K₂O a Al₂O₃):

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃

Tato reakce se nazývá Haber-Boschova syntéza. V laboratoři je ho možné připravit například zahříváním směsi chloridu amonného NH₄Cl s oxidem vápenatým CaO:

CaO + 2 NH₄Cl → CaCl₂ + 2 NH₃ + H₂O

Amoniak se využívá při výrobě kyseliny dusičné, dusičnanů (hnojiv), při organické syntéze či jako chladící médium. Ve směsi s kyslíkem (16 - 27 % amoniaku) je výbušný. Jeho spalování může probíhat buď s katalyzátorem za vzniku oxidu dusnatého (1), či bez něj za vzniku dusíku a vodíku (2):

(1) 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

(2) 2 NH₃ → N₂ + 3 H₂

Fosfan PH₃ je jedovatý plyn nepříjemného zápachu (po česneku). Připravuje se reakcí fosforu s roztokem hydroxidu sodného:

P₄ + 3 NaOH + 3 H₂O → 3 NaH₂PO₂ + PH₃

Difosfan P₂H₄ je jedovatá samozápalná kapalina.

Oxidan H₂O (voda) ...

Sulfan H₂S (sirovodík, kyselina sulfanová, kyselina sirovodíková) je bezbarvý plyn charakteristického zápachu (zkažená vejce), který je velmi jedovatý (smrt způsobuje již při koncentraci 0,15 %). Jeho reakcí s vodou vzniká kyselina sulfanová (sirovodíková). Sulfan je možné připravit reakcí sulfidů s kyselinou chlorovodíkovou (1) či přímou syntézou síry a vodíku (2):

FeS + 2 HCl → FeCl₂ + H₂S

H₂ + S → H₂S

Hořením sulfanu vzniká oxid siřičitý a voda:

2 H₂S + 3 O₂ → 2 SO₂ + 2 H₂O

Sulfan má redukční schopnosti, jeho reakcí s kyselinou dusičnou vzniká elementární síra:

3 H₂S + 2 HNO₃ → 3 S + 2 NO + 4 H₂O

Fluoran HF (fluorovodík, kyselina fluorovodíková) je bezbarvý, ostře páchnoucí plyn, který leptá sliznici. Jeho reakcí s vodou vzniká 40% kyselina fluorovodíková (slabá kyselina), která reaguje s oxidem křemičitým SiO₂ (hlavní složka skla), a tak se musí přechovávat v plastových obalech:

SiO₂ + 4 HF → 2 H₂O + SiF₄

Schopnosti leptat sklo se využívá pro technické i umělecké účely. Kromě toho se kyselina fluorovodíková využívá pro výrobu důležitých organických látek. Laboratorně je možné fluorovodík připravit reakcí fluoridu s kyselinou sírovou:

CaF₂ + H₂SO₄ → 2 HF + CaSO₄

Chloran HCl (chlorovodík, kyselina chlorovodíková, dříve kyselina solná) je bezbarvý plyn štiplavého zápachu. Jeho rozpuštěním ve vodě vzniká 35-38 % kyselina chlorovodíková. Tato kyselina je složkou žaludečních šťáv. Chlorovodík je možné získat přímou syntézou vodíku a chloru při teplotě okolo 2 000 °C (1), působením kyseliny sírové na chlorid sodný (2) nebo jako vedlejší produkt chlorace alkanů či arenů (3):

(1) H₂ + Cl₂ → 2 HCl

(2) H₂SO₄ + 2 NaCl → Na₂SO₄ + 2 HCl

(3) C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

Broman HBr (bromovodík, kyselina bromovodíková) je bezbarvý plyn, jehož reakcí s vodou vzniká kyselina bromovodíková. Bromovodík vzniká reakcí bromidu fosforitého s vodou:

PBr₃ + 3 H₂O → 3 HBr + H₃PO₃

Jodan HI (jodovodík, kyselina jodovodíková) je bezbarvý plyn, jehož rozpuštěním ve vodě vzniká kyselina jodovodíková. Jodovodík vzniká reakcí jodidu fosforitého s vodou:

PI₃ + 3 H₂O → 3 HI + H₃PO₃

(nahoru)

2. Obecná charakteristika solí hydridů

Soli hydridů vznikají odtržením jednoho nebo více atomů vodíku z hydridu a jeho náhradou (substitucí) za atom jiného prvku. Mezi nejdůležitější soli hydridů patří nitridy, oxidy, sulfidy a halogenidy.

(nahoru)

2.1 Nitridy - názvosloví, vlastnosti a využití

Substitucí všech atomů vodíku v molekule azanu (amoniaku, čpavku) NH₃ vznikají nitridy N^-III. Jejich název je tvořen z podstatného jména "nitrid" a přídavného jména z názvu druhého prvku s odpovídající koncovkou:

Li₃N (Li₃^IN^-III) - nitrid lithný

Be₃N₂ (Be₃^IIN₂^-III) - nitrid beryllnatý

Mg₃N₂ (Mg₃^IIN₂^-III) - nitrid hořečnatý

Ba₃N₂ (Ba₃^IIN₂^-III) - nitrid barnatý

BN (B^IIIN^-III) - nitrid boritý

AlN (Al^IIIN^-III) - nitrid hlinitý

P₃N₅ (P₃^VN₅^-III) - nitrid fosforečný

Zn₃N₂ (Zn₃^IIN₂^-III) - nitrid zinečnatý

VN (V^IIIN^-III) - nitrid vanaditý

ZrN (Zr^IIIN^-III) - nitrid zirkonitý

Nitrid hořečnatý Mg₃N₂ vzniká jako vedlejší produkt hoření hořčíku:

3 Mg + N₂ → Mg₃N₂

(nahoru)

2.2 Oxidy - názvosloví, vlastnosti a využití

Od oxidanu (vody) H₂O lze odvodit oxidy O^-II, jejichž jinou formou jsou peroxidy (O₂)^-II a superoxidy (též hyperoxidy) (O₂)^-I. Peroxidy jsou odvozené od peroxidu vodíku H₂O₂ náhradou atomů vodíku atomy jiných prvků. Jejich názvy jsou tvořené z podstatného jména "peroxid" a přídavného jména z názvu druhého prvku s odpovídající koncovkou:

Na₂O₂ (Na₂^IO₂^-II) - peroxid sodný

BaO₂ (Ba^IIO₂^-II) - peroxid barnatý

Názvy superoxidů jsou složený z podstatného jména "superoxid" a přídavného jména z názvu prvku a odpovídající koncovky:

KO₂ (K^IO₂^-I) - superoxid draselný

RbO₂ (Rb^IO₂^-I) - superoxid rubidný

CsO₂ (Cs^IO₂^-I) - superoxid cesný

Pro běžné oxidy se používají názvy tvořené z podstatného jména "oxid" a přídavného jména z názvu prvku s odpovídající koncovkou:

Li₂O (Li₂^IO^-II) - oxid lithný

MgO (Mg^IIO^-II) - oxid hořečnatý

Al₂O₃ (Al₂^IIIO₃^-II) - oxid hlinitý

CO₂ (C^IVO₂^-II) - oxid uhličitý

SiO₂ (Si^IVO₂^-II) - oxid křemičitý

N₂O (N₂^IO^-II) - oxid dusný

NO₂ (N^IVO₂^-II) - oxid dusičitý

P₄O₁₀ (P₄^VO₁₀^-II) - oxid fosforečný, dimer

SO₃ (S^VIO₃^-II) - oxid sírový

Cl₂O₇ (Cl₂^VIO₇^-II) - oxid chloristý

Fe₂O₃ (Fe₂^IIIO₃^-II) - oxid železitý

V₂O₅ (V₂^VO₅^-II) - oxid vanadičný

OsO₄ (Os^VIIIO₄^-II) - oxid osmičelý

Oxidy můžeme rozdělit na kyselinotvorné (reagují s vodou za vzniku kyseliny, se zásadou za vzniku soli), zásadotvorné (reagují s vodou za vzniku zásady, s kyselinou za vzniku soli) a amfoterní (nereagují s vodou, reakcí s kyselinami poskytují soli a se zásadami komplexy). Tato vlastnost je závislá na elektronegativitě atomu prvku vázaného s kyslíkem v molekule oxidu a jeho oxidačním čísle, přičemž platí:

Typ oxidu	Elektronegativita druhého prvku	Oxidační číslo druhého prvku	Příklad oxidu
Kyselinotvorné	X > 2	vyšší než V	NO2, P4O10, SO2 ...
Amfoterní	X = 1-2	menší než V	Al2O3, SiO2, ZnO ...
Zásadotvorné	X < 1	menší než IV	Na2O, MgO, CaO ...

Peroxid vodíku H₂O₂ je bezbarvá kapalina, která se samovolně rozkládá na vodu a kyslík (rozklad je možné katalyzovat oxidem manganičitým MnO₂, chloridem železitým FeCl₃ či krví, nebo inhibovat kyselinou sírovou H₂SO₄ či fosforečnou H₃PO₄). Laboratorně ho lze připravit reakcí peroxidu barnatého BaO₂ a kyselinou sírovou H₂SO₄:

BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

Průmyslově se vyrábí z 2-alkylantrachinonu.

Peroxid vodíku má jak redukční (1), tak oxidační (2) schopnosti:

(1) 2 KI + H₂O₂ + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + 2 H₂O

(2) 2 AgNO₃ + 2 NaOH + H₂O₂ → 2 Ag + O₂ + 2 NaNO₃ + 2 H₂O

V laboratořích se používá jako 30 % roztok, v kadeřnictvích (vytvoření melíru) přichází do obchodu až jako 10 % a v lékařství (dezinfekce) jako 3 % roztok.

Peroxid sodný Na₂O₂ je nažloutlá pevná látka. Reakcí s vodou poskytuje peroxid vodíku a :

Na₂O₂ + 2 H₂O → H₂O₂ + 2 NaOH

Oxid hořečnatý MgO je bílá krystalická látka vysokého bodu tání (2 800 °C). Vzniká jako hlavní produkt hoření hořčíku (1) či rozkladem uhličitanu hořečnatého (2):

(1) 2 Mg + O₂ → 2 MgO

(2) MgCO₃ → MgO + CO₂

Jeho reakcí s vodou vzniká hydroxid hořečnatý:

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

Nachází uplětnění při výrobě žáruvzdorných materiálů.

Oxid vápenatý CaO (pálené vápno) je bílá látka, která vzniká rozkladem uhličitanu vápenatého:

CaCO₃ → CaO + CO₂

Jeho reakcí s vodou vzniká hydroxid vápenatý:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Této reakce se využívá ve stavebnictví ("hašení vápna").

Oxid boritý B₂O₃ je bezbarvá sklovitá látka. Vzniká jako hlavní produkt hoření boru:

4 B + 3 O₂ → 2 B₂O₃

Jeho reakcí s vodou vzniká kyselina boritá:

B₂O₃ + 3 H₂O → 2 H₃BO₃

Oxid hlinitý Al₂O₃ je bílá pevná látka, která vzniká spalováním hliníku (1) či rozkladem hydroxidu hlinitého (2):

(1) 4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃

(2) 2 Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3 H₂O

Oxid hlinitý je amfoterní, a tak reaguje s kyselinami (1) i zásadami (2):

(1) Al₂O₃ + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂O

(2) Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O → 2 Na[Al(OH)₄]

Tento oxid se vyskytuje v modifikacích γ (rozpustná v kyselinách a roztocích hydroxidů) či α (vzniká žíháním γ-modifikace, je těžko tavitelná a nerozpustná v kyselinách ani hydroxidech). Minerál korund je α-modifikace.

Oxid uhelnatý CO je jedovatý plyn bez barvy a zápachu. Jeho jedovatost spočívá ve schopnosti velmi pevně se vázat na krevní barvivo hemoglobin, čímž se dostává přes krev do těla namísto kyslíku a může snadno způsobit úmrtí. Vzniká za nedostatečného přístupu kyslíku, tato reakce probíhá ve dvou fázích:

(1) C + O₂ → CO₂

(2) CO₂ + C → 2 CO

Laboratorně se připravuje dehydratací kyseliny mravenčí (např. kyselinou sírovou):

HCOOH → CO + H₂O

Dříve býval součásti svítiplynu, který je nyní nahrazen právě díky jedovatosti oxidu uhelnatého (a jeho nerozpoznatelnosti dle zápachu) zemním plynem, jehož hlavní složkou je methan. I nadále však nachází oxid uhelnatý široké uplatnění například v organické syntéze.

Oxid uhličitý CO₂ je jedovatý (méně však než oxid uhelnatý) plyn bez barvy a zápachu. Můžeme ho připravit například zahříváním uhličitanu vápenatého (1), jeho reakcí s kyselinou chlorovodíkovou (2) či hořením látek obsahujících uhlík za dostatečného přístupu vzduchu (3):

(1) CaCO₃ → CaO + CO₂

(2) CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + CO₂ + H₂O

(3) CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Oxid uhličitý se rozpouští ve vodě za vzniku svého roztoku, který je neformálně označován jako nestálá kyselina uhličitá, nicméně strukturně produkt této reakce zmíněné kyselině neodpovídá:

CO₂ + H₂O ↔ H₂CO₃

CO₂ + H₂O → CO₂ • n H₂O

Využívá se jako náplň hasících přístrojů, neboť nepodporuje hoření a je těžší než vzduch. Pěnové hasící přístroje obsahují sypký hydrogenuhličitan sodný a ampulku s kyselinou chlorovodíkovou, která se po aktivaci přístroje rozbije a dochází k reakci za vzniku oxidu uhličitého a pěny z chloridu sodného:

NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂ + H₂O

Sněhové hasící přístroje obsahují kapalný oxid uhličitý, který má po opouštění trubice přístroje teplotu okolo -30 °C. V pevném skupenství se používá oxid uhličitý pod názvem "suchý led" a slouží k chlazení (např. zmrzliny). Suchý led patří mezi sublimující látky. Kromě toho se oxid uhličitý využívá v chemické syntéze (organické látky, uhličitany aj.) či v potravinářství pro výrobu perlivých nápojů.

Oxid uhličitý tvořící 12 % vzduchu je pro člověka životu nebezpečný - při takové koncentraci způsobuje bezvědomí až smrt.

Oxid křemičitý SiO₂ je pevná, těžko tavitelná látka s polymerní strukturou. Rozlišujeme jeho 3 modifikace (křemen, tridymit a cristobalit), které se navzájem liší svojí vnitřní strukturou. Přechod mezi jednotlivými modifikacemi je možný při změnách teplot. Oxid křemičitý je hlavní složkou skla.

Oxid olovnatý PbO se vyskytuje v modifikaci červenohnědé (α, klejt) či žluté (β, massikot). Tento oxid můžeme získat například zahříváním olova na vzduchu (1) či rozkladem uhličitanu olovnatého (2):

(1) 2 Pb + O₂ → 2 PbO

(2) PbCO₃ → PbO + CO₂

Vrstva oxidu olovnatého pokrývá kovové olovo a zabraňuje jeho další oxidaci (tzv. pasivace).

Oxid dusný N₂O (rajský plyn) je bezbarvý plyn, který se připravuje termickým rozkladem dusičnanu amonného:

NH₄NO₃ → N₂O + 2 H₂O

Dříve se používal jako anestetikum, je náplní bombiček na přípravu šlehačky. Inhalací působí narkoticky. Používá se také pro zvýšení výkonu motoru.

Oxid dusnatý NO je bezbarvý plyn, který snadno podléhá oxidaci vzdušným kyslíkem na oxid dusičitý:

2 NO + O₂ → 2 NO₂

Oxid dusnatý je možné připravit reakcí ušlechtilého kovu se zředěnou kyselinou dusičnou:

3 Cu + 8 HNO₃ → 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO + 4 H₂O

Oxid dusičitý NO₂ je hnědočervený plyn, který za běžných podmínek existuje částečně i ve formě bezbarvého dimeru N₂O₄. Koncentrace dimeru převažuje po ochlazení plynu. Laboratorně ho lze připravit reakcí ušlechtilého kovu s koncentrovanou kyselinou dusičnou:

Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

Jiná možnost přípravy spočívá v termickém rozkladu dusičnanu olovnatého:

2 Pb(NO₃)₂ → 2 PbO + 4 NO₂ + O₂

Oxid fosforitý P₄O₆ (dimer) je bílá krystalická látka, která vzniká hořením fosforu za nedostatečného přístupu vzduchu:

P₄ + 3 O₂ → P₄O₆

Jeho reakcí se studenou vodou vzniká kyselina fosforitá:

P₄O₆ + 6 H₂O → 4 H₃PO₃

Reakce oxidu fosforitého s teplou vodou poskytuje fosfan a kyselinu fosforečnou:

 P₄O₆ + 6 H₂O → PH₃ + 3 H₃PO₄

Oxid fosforečný P₄O₁₀ (dimer) je hygroskopická pevná látka, která vzniká hořením fosforu za dostatečného přístupu vzduchu:

P₄ + 5 O₂ → P₄O₁₀

Jeho reakcí s vodou vzniká kyselina fosforečná:

P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄

Díky svým hygroskopickým vlastnostem se využívá jako náplň do exsikátorů.

Oxid siřičitý SO₂ je bezbarvý plyn štiplavého zápachu (dráždí dýchací cesty). Průmyslově se získává hořením síry S (1) či pražením pyritu FeS₂ (2):

(1) S + O₂ → SO₂

(2) 4 FeS₂ + 11 O₂ → 8 SO₂ + 2 Fe₂O₃

V laboratoři je možné oxid siřičitý připravit například reakcí ušlechtilého kovu s kyselinou sírovou H₂SO₄ (1) nebo rozkladem siřičitanů SO₃^2- kyselinami (2):

(1) Cu + 2 H₂SO₄ → CuSO₄ + SO₂ + 2 H₂O

(2) Na₂SO₃ + 2 HCl → 2 NaCl + SO₂ + H₂O

Jeho reakcí s vodou vzniká kyselina siřičitá:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

Oxid siřičitý má jak oxidační (1), tak redukční (2) schopnosti:

(1) SO₂ + H₂S → 3 S + 2 H₂O

(2) 2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃ 

Oxid sírový SO₃ je bezbarvý plyn, který v kapalném skupenství vytváří trimer (SO₃)₃ a v pevném makromolekuly. Tento plyn vzniká katalytickou (V₂O₅) oxidací oxidu siřičitého při teplotě okolo 425 °C:

2 SO₂ + O₂ → 2 SO₃

Z oxidu sírového se vyrábí kyselina sírová.

Oxid chloričitý ClO₂ je žlutozelený plyn, který je silným oxidačním činidlem.

Oxid chloristý Cl₂O₇ je bezbarvá olejovitá kapalina. Ačkoliv je ze všech oxidů chloru nejstabilnější, po zahřání exploduje.

Oxid jodičný I₂O₅ je nejstabilnější oxid halogenů, má silné oxidační vlastnosti.

Oxid měďný Cu₂O je červená, ve vodě nerozpustná látka. Lze ho připravit redukcí měďnatých sloučenin organickými látkami.

Oxid měďnatý CuO je černá, ve vodě nerozpustná látka. Vzniká tepelným rozkladem hydroxidu (1) či uhličitanu měďnatého (2):

(1) Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

(2) CuCO₃ → CuO + CO₂

Oxid stříbrný Ag₂O je hnědá látka nerozpustná ve vodě. Lze ho připravit například působením hydroxidu na stříbrnou sůl (vznikající hydroxid je nestálý, rozkládá se ihned na oxid a vodu):

2 AgNO₃ + 2 NaOH → 2 NaNO₃ + Ag₂O + H₂O

Oxid zinečnatý ZnO (zinková běloba) je bílá ve vodě nerozpustná látka. Můžeme ho připravit spalováním zinku (1) či rozkladem hydroxidu zinečnatého (2):

(1) 2 Zn + O₂ → 2 ZnO

(2) Zn(OH)₂ → ZnO + H₂O

Tento oxid je amfoterní, a tak reaguje s kyselinami (1) i zásadami (2):

(1) ZnO + 2 HCl → ZnCl₂ + H₂O

(2) ZnO + 2 NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

Oxid zinečnatý se používá jako bílý pigment.

Oxid rtuťnatý HgO se vyskytuje v modifikaci červené a žluté. Tyto formy se liší ve své vnitřní struktuře a způsobu svého vzniku. Červený oxid rtuťnatý je možné připravit přímou syntézou rtuti a kyslíku (1), zatímco ten žlutý se získává působením hydroxidu sodného na chlorid rtuťnatý (2):

(1) 2 Hg + O₂ → 2 HgO

(2) HgCl₂ + 2 NaOH → 2 NaCl + HgO + H₂O

Tepelným rozkladem oxidu rtuťnatého vzniká rtuť a kyslík:

2 HgO → 2 Hg + O₂

Oxid vanadičný V₂O₅ se využívá jako katalyzátor při oxidaci oxidu siřičitého na sírový. Tato reakce je důležitým krokem při kontaktním způsobu výroby kyseliny sírové.

Oxid chromitý Cr₂O₃ (chromová zeleň) je zelená látka nerozpustná ve vodě, kterou lze připravit rozkladem dichromanu amonného:

(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4 H₂O

Oxid chromový CrO₃ je červená krystalická látka, která má silné hygroskopické vlastnosti. Můžeme ho připravit reakcí dichromanu draselného s koncentrovanou kyselinou sírovou:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 2 CrO₃ + H₂O

Oxid chromový je silné oxidační činidlo (zuhelňuje papír, zapaluje síru..), jeho reakcí s kyselinou chlorovodíkovou vzniká chlor:

2 CrO₃ + 12 HCl → 2 CrCl₃ + 3 Cl₂ + 6 H₂O

Oxid manganičitý MnO₂ (burel) je černá látka silných oxidačních schopností. Používá se jako katalyzátor při rozkladu peroxidu vodíku na vodu a kyslík:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Dále nachází uplatnění při barvení skla (fialově) či výrobě galvanických článků.

Oxid železitý Fe₂O₃ je červená pevná látka, která vzniká termickým rozkladem síranu železitého:

Fe₂(SO₄)₃ → Fe₂O₃ + 3 SO₃

Kromě toho vzniká rovněž při pražení pyritu:

4 FeS₂ + 11 O₂ → 8 SO₂ + 2 Fe₂O₃ 

(nahoru)

2.3 Sulfidy - názvosloví, vlastnosti a využití

Sulfan (sirovodík) H₂S vytváří dvě řady solí, a to dle počtu odštěpených atomů vodíku, hydrogensulfidy HS^-I a sulfidy S^-II. Mnohé sulfidy jsou ve vodě nerozpustné a barevné, čehož se využívá v analytické chemii pro důkaz jednotlivých iontů. Názvy obojích se vytváří z podstatného jména "hydrogensulfid" či "sulfid" a přídavného jména z názvu druhého (resp. třetího u hydrogensuldifů) prvku s patřičnou koncovkou:

KHS (K^IHS^-I) - hydrogensulfid draselný

Be(HS)₂ (Be^II(HS)₂^-I) - hydrogensulfid beryllnatý

Ti(HS)₄ (Ti^IV(HS)₄^-I) - hydrogensulfid titaničitý

Na₂S (Na₂^IS^-II) - sulfid sodný

(NH₄)₂S ((NH₄)^IS^-II) - sulfid amonný

Bi₂S₃ (Bi₂^IIIS₃^-II) - sulfid bismutitý

ZnS (Zn^IIS^-II) - sulfid zinečnatý

V₂S₅ (V₂^VS₅^-II) - sulfid vanadičný

OsS₄ (Os^VIIIS₄^-II) - sulfid osmičelý

Obdobou peroxidů (O₂)^-II jsou disulfidy (S₂)^-II, jejichž názvy se vytváří obdobně, jako tomu bylo u všech předcházejících sloučenin:

FeS₂ (Fe^IIS₂^-II) - disulfid železnatý

Sulfid uhličitý CS₂ (sirouhlík) je bezbarvá kapalina, nepolární rozpouštědlo. Vzniká přímým slučování síry a uhlíku:

S + 2 C → CS₂

Sulfid měďnatý CuS je černá látka, nerozpustná ve vodě. Vzniká působením sulfanu na měďnatou sůl:

Cu²⁺ + H₂S → CuS + 2 H⁺

Může vznikat i přímou syntézou mědi a síry:

Cu + S → CuS

Sulfid rtuťnatý HgS existuje v modifikaci černé a červené (rumělka). Černá modifikace vzniká působením kyseliny sulfanové na rtuťnatou sůl:

Hg²⁺ + H₂S → HgS + 2 H⁺

Červená modifikace vzniká sublimací té černé.

(nahoru)

2.4 Halogenidy - názvosloví, vlastnosti a využití

Substitucí atomu vodíku v molekule halogenovodíku jiným prvkem vzniká halogenid X^-I, a to buď fluorid F^-I, chlorid Cl^-I, bromid Br^-I či jodid I^-I. Název halogenidu je tvořen podstatným jménem "fluorid", "chlorid", "bromid" či "jodid" a z přídavného jména vytvořeného z názvu druhého prvku s patřičnou koncovkou:

NaF (Na^IF^-I) - fluorid sodný

CaF₂ (Ca^IIF₂^-I) - fluorid vápenatý

KCl (K^ICl^-I) - chlorid draselný

PCl₅ (P^VCl₅^-I) - chlorid fosforečný

AgBr (Ag^IBr^-I) - bromid stříbrný

FeBr₃ (Fe^IIIBr₃^-I) - bromid železitý

PbI₂ (Pb^III₂^-I) - jodid olovnatý

NH₄I (NH₄^II^-I) - jodid amonný

Halogenidy můžeme rozdělit dle přítomné chemické vazby v jejich struktuře na kovalentní a iontové. Kovalentní halogenidy (např. chlorid fosforečný PCl₅) mívají obvykle nízké body tání a varu, jsou nerozpustné ve vodě, nevedou elektrický proud a mají dobré izolační vlastnosti. Naopak iontové halogenidy (např. chlorid sodný NaCl) se většinou dobře mísí s vodou, mají vyšší body tání a varu a jsou dobrými vodiči elektrického proudu.

Bromid střbrný AgBr je žlutá, krystalická látka, která se používá ve fotografickém průmyslu. Bromid stříbrný je ve vodě nerozpustný, působením světla se rozkládá na stříbro a brom:

2 AgBr → 2 Ag + Br₂

Fluorid sírový SF₆ je bezbarvý plyn vysoké hustoty (je 6x těžší než vzduch). Při vdechování je schopen měnit lidský hlas.

Chlorid amonný NH₄Cl (salmiak) je bílá, krystalická látka, která za běžného tlaku po zahřání sublimuje. Používá se jako složka dýmovnicí či v suchých článcích.

Chlorid křemičitý SiCl₄ je meziproduktem při výrobě křemíku o polovodičové čistotě.

Chlorid manganatý MnCl₂ je ve vodě nerozpustná látka vznikající zahříváním oxidu manganičitého MnO2 s kyselinou chlorovodíkovou HCl:

MnO₂ + 4 HCl → MnCl₂ + Cl₂ + 2 H₂O 

Chlorid měďnatý CuCl₂ se vyskytuje ve formě dihydrátu, který tvoří zelené krystalky. Jeho bezvodá forma je tmavě hnědá. Ve vodě se rozpouští za vzniku modrého roztoku. Dihydrát chloridu měďnatého vzniká například reakcí oxidu měďnatého s kyselinou chlorovodíkovou:

CuO + 2 HCl + H₂O → CuCl₂ • 2 H₂O

Chlorid rtuťný Hg₂Cl₂ (dimer, kalomel) je bílá látka nerozpustná ve vodě. Dříve se používal jako projímadlo, nicméně díky jeho možné záměně či znečištění jedovatým chloridem rtuťnatým bylo od jeho aplikací upuštěno.

Chlorid rtuťnatý HgCl₂ (sublimát) je bílá, vysoce jedovatá látka, kterou lze připravit například působením kyseliny chlorovodíkové na oxid rtuťnatý:

HgO + 2 HCl → HgCl₂ + H₂O

Dříve se používal k hubení škůdců.

Chlorid sodný NaCl (sůl kamenná, halit) je bílá krystalická látka, která se v hojném množství vyskytuje v mořské vodě. Sůl se z moří získává odpařováním a nachází uplatnění v potravinářství (solení potravin) či jako posypový prostředek v zimních obdobích (eliminace vzniku ledovky).

Chlorid uhličitý CCl₄ (tetrachlormethan) je jedovatá (karcinogenní) kapalina. Příležitostně se využívá jako rozpouštědlo.

Chlorid vápenatý CaCl₂ je v bezvodé formě silně hygroskopický (přijímá vzdušnou vlhkost). Z roztoků krystalizuje jako hexahydrát, při teplotě okolo 200 °C se rozkládá na dihydrát.

Jodid draselný KI je bílá krystalická látka, která se používá při výrobě dezinfekčních činidel, jodování soli či jako zdroj jodu pro štítnou žlázu a pro pohlcování radionuklidů jodu při úniku radiace.

Jodid olovnatý PbI₂ je žlutá látka nerozpustná ve vodě. Krystalizuje z horkého, bezbarvého, roztoku za vyloučeniny "zlatých šupin".

(nahoru)