Prvky podle skupin

Toto téma prochází chemické prvky na základě toho, ve které skupině periodické tabulky se nacházejí.

Dílčí podtémata jsou tato:

• Alkalické kovy, kovy alkalických zemin – Vysoce reaktivní kovy z 1. a 2. skupiny, měkké a lehké s nízkou teplotou tání. Pro ZŠ a obecný přehled je vhodné téma věnující se základním informacím o obou skupinách.
• Přechodné kovy – Věnuje se d-bloku periodické tabulky. Pro kontext zaměřující se hlavně na využití kovů (nejen z bloku d) lze využít téma užitné kovy.
• 13. skupina – Skupina boru, triely.
• 14. skupina – Skupina uhlíku, tetrely.
• Pniktogeny (15. skupina) – Skupina dusíku, prvky s pěti valenčními elektrony.
• Chalkogeny (16. skupina) – Skupina kyslíku, prvky se šesti valenčními elektrony. Tvoří např. oxidy a sulfidy.
• Halogeny, vzácné plyny (17. a 18. skupina) – Vysoce reaktivní halogeny a naopak inertní vzácné plyny.

Prvky 1. a 2. skupiny periodické tabulky (mimo vodík) patří mezi kovy. Jde o pevné látky. Jsou značně reaktivní a snadno tvoří kationty. Ve srovnání s ostatními kovy mají malou hustotu a nízké teploty tání.

Alkalické kovy

Alkalické kovy se nacházejí v 1. skupině periodické tabulky. Jejich pojmenování vychází z toho, že vytvářejí zásadité (alkalické) sloučeniny. Atomy alkalických kovů mají 1 valenční elektron. Ten ochotně přenechávají jiným částicím, přičemž samy tvoří kationty s nábojem +.

Alkalické kovy jsou měkké, dají se krájet nožem. Reagují s vodou, proto se obvykle uchovávají v petroleji či jiných nepolárních rozpouštědlech.

• lithium (\mathrm{Li}) – Mezi alkalickými kovy má nejmenší hustotu, plave v petroleji (a). Je významné pro výrobu akumulátorů (např. do smartphonů či elektromobilů). V Krušných horách se nachází asi 3 % světových zásob lithia, jeho těžba se pozvolna plánuje.
• sodík (\mathrm{Na}, obrázek b) – Je vysoce reaktivní. Jakožto prvek se používá např. ve výbojkách pouličního osvětlení (ty jsou však postupně nahrazovány LED) či v chladicích systémech některých jaderných reaktorů. Sodík se v přírodě vyskytuje jen ve sloučeninách (např. v chloridu sodném – \mathrm{NaCl} – z něhož se elektrolýzou získává). Sodné kationty (\mathrm{Na^+}) barví plamen žlutooranžově (c). V těle se sodné kationty podílejí třeba na hospodaření s vodou v rámci buněk.
• draslík (\mathrm{K}, obrázek d) – Vlivem nižší elektronegativity je ještě reaktivnější než sodík. Jeho ionty barví plamen fialově (e). Draselné kationty (\mathrm{K^+}) se podílejí např. na udržování pH organismu.

a – lithium

b – sodík

c

d – draslík

e

Kovy alkalických zemin

Kovy alkalických zemin se v periodické skupině nacházejí ve 2. skupině. V českém prostředí se mezi ně někdy nezahrnuje beryllium (\mathrm{Be}). Jejich atomy obsahují 2 valenční elektrony. Ty snadno odevzdávají a tak tvoří kationty s nábojem \mathrm{2+}.

• hořčík (\mathrm{Mg}, obrázek f) – Lehký a hořlavý kov. Je důležitou součástí fotosyntetického barviva chlorofylu. V lidském těle jsou hořečnaté kationty (\mathrm{Mg^{2+}}) nezbytné pro činnost velkého množství enzymů. Částice \mathrm{Mg^{2+}} se účastní tvorby bílkovin a jsou důležité pro získávání energie ze živin.

• vápník (\mathrm{Ca}) – Reaktivní kov, který se uchovává v petroleji či inertní atmosféře (g). Jeho ionty barví plamen cihlově červeně (h). V přírodě se nachází např. v uhličitanu vápenatém (\mathrm{CaCO_3}), ten tvoří minerál kalcit či horniny vápenec (i) a mramor. Sloučeniny vápníku v organismech vytvářejí minerální složku kostí a zubů. Vápenaté kationy (\mathrm{Ca^{2+}}) se nacházejí v tělních tekutinách, jsou důležité pro srážení krve a komunikaci mezi buňkami.

f – hořčík

g – vápník (prvek)

h

i – hornina vápenec

Výše zmíněné ionty (\mathrm{Na^+}, \mathrm{K^+}, \mathrm{Mg^{2+}} i \mathrm{Ca^{2+}}) jsou nezbytné také např. pro vedení nervových vzruchů či fungování svalů.

Prvky 17. a 18. skupiny periodické tabulky se výrazně liší svými vlastnostmi. Prvky 17. skupiny jsou značně reaktivní, prvky 18. skupiny naopak prakticky netečné.

Halogeny

Mezi halogeny patří prvky 17. skupiny: fluor (\mathrm{F}), chlor (\mathrm{Cl}), brom (\mathrm{Br}), jod (\mathrm{I}) a radioaktivní astat (\mathrm{At}). Halogeny mají vysokou elektronegativitu. Do stabilní konfigurace valenční vrstvy jim chybí jeden elektron. Ten přijímají od jiných částic, čímž tvoří anionty (s nábojem -).

V přírodě se halogeny nacházejí pouze ve sloučeninách. Za standardních podmínek existují jako dvouatomové molekuly (\mathrm{F_2}, \mathrm{Cl_2}, \mathrm{Br_2}, \mathrm{I_2}). Jejich reaktivita klesá s rostoucím protonovým číslem.

• fluor (\mathrm{F_2}) – Má ze všech prvků nejvyšší elektronegativitu. Jde o žlutozelený jedovatý plyn. Fluoridové anionty (\mathrm{F^-}) se přidávají do zubních past, zvyšují odolnost zubní skloviny.
• chlor (\mathrm{Cl_2}) – Zelený jedovatý plyn. Byl použit jako bojový plyn v 1. světové válce. Chlor či jeho sloučeniny se používají k bělení papíru a textilií, dezinfekci pitné vody či k výrobě plastů (např. PVC). Chloridové anionty (\mathrm{Cl^-}) jsou obsaženy v kuchyňské soli (\mathrm{NaCl}) i tělních tekutinách. V organismu jsou mj. součástí kyseliny chlorovodíkové (\mathrm{HCl}), která zajišťuje rozkládání potravy v žaludku.
• brom (\mathrm{Br_2}) – Za standardních podmínek tmavě hnědá, těžká kapalina. Má vysokou tenzi par, velmi ochotně se vypařuje. Je jedovatý a poškozuje pokožku a oči. Jeho sloučeniny se používají třeba jako zpomalovače hoření.
• jod (\mathrm{I_2}) – Za standardních podmínek tmavě fialová pevná látka, která snadno sublimuje. Jeho soli se nacházejí v mořské vodě a řasách. Částice jodu jsou součástí hormonů štítné žlázy, jsou nezbytné pro vývoj a růst organismu. Proto se sloučeniny jodu (např. jodistan draselný \mathrm{KIO_3}) přidávají do kuchyňské soli. Jod bývá součástí některých dezinfekcí (tzv. jodovaný povidon).

a – chlor

b – brom

c – jod

Vzácné plyny

Vzácné plyny tvoří 18. skupinu periodické tabulky. Patří mezi ně helium (\mathrm{He}), neon (\mathrm{Ne}), argon (\mathrm{Ar}), krypton (\mathrm{Kr}), xenon (\mathrm{Xe}) a radioaktivní radon (\mathrm{Rn}). Jejich atomy mají zcela zaplněnou valenční elektronovou vrstvu, proto jsou mimořádně stabilní a prakticky nereaktivní. V přírodě se vyskytují jako jednoatomové molekuly.

• helium (\mathrm{He}) – Jde o druhý nejlehčí prvek. Používá se k plnění balónků či vzducholodí (na rozdíl od vodíku není hořlavé). Také je zásadní pro dosahování nízkých teplot, např. v přístrojích magnetické rezonance. Získává se typicky ze zemního plynu, kam se dostává jako produkt rozpadu radioaktivních prvků ze zemské kůry.
• neon (\mathrm{Ne}, obrázek d) – Používá se v reklamních světelných trubicích, při průchodu elektrického proudu vydává charakteristické červenooranžové světlo.
• argon (\mathrm{Ar}) – Nejvíce zastupený vzácný plyn v atmosféře (0,93 % objemu suchého vzduchu). Používá se jako ochranná atmosféra při svařování.
• krypton (\mathrm{Kr}) a xenon (\mathrm{Xe}) – Používají se v některých typech výbojek a laserů.
• radon (\mathrm{Rn}) – Je radioaktivní plyn vznikající rozpadem uranu v zemské kůře. Může pronikat do budov a představuje zdravotní riziko, při vdechování zvyšuje riziko rakoviny plic.

d – neonový nápis