PERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ

1. PERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ

2. Tato prezentace vznikla z domácích prací žáků osmého ročníku ZŠ v Komenského ulici v Letohradě a slouží k opakování učiva a získávání informací i pro zvídavé mladší žáky, dospělé jedince nevyjímaje.

3. Obsah • Úvod • Periodický zákon • Chemické prvky periodická soustava prvků • Mnemotechnické pomůcky pro zapamatování prvků umístěných v periodické tabulce

4. Periodický zákon • Chemické prvky jsou seřazeny v periodické soustavě prvků (=PSP) podle vzrůstajícího protonového čísla. Vlastnosti prvků se periodicky mění v závislosti na protonovém čísle. Tato zákonitost se nazývá periodický zákon. • Tabulkovým vyjádření periodického zákona je PSP. Prvky jsou uspořádány do: řad (=period) značí se čísly 1 – 7. Číslo periody určuje počet elektronových vrstev, v nichž jsou elektrony rozmístěny. Poslední vrstva je označována jako valenční. sloupců (=skupin) značí se římskými číslicemi a písmenem I.A – VIII.A a I.B – VIII.B. Číslo skupiny vyjadřuje počet valenčních elektronů. • Prvky se stejným počtem valenčních elektronů mají podobné vlastnosti. • Prvky se rozlišují na kovy, nekovy a polokovy. Zpět na obsah

5. Periodická soustava prvků I.A – alkalické kovyLi Na K Rb Cs Fr II.A – kovy alkalických zeminBeMgCaSrBaRa VII.A – halogenyFClBrIAt VIII.A – vzácné plynyHeNeArKrXeRn Další kovyTiCrFeCoNiCuZnAg AuAlWIrPtHgPbSn Další nekovyCNOHPS PolokovSi Zpět na obsah

6. Mnemotechnická pomůcka pro zapamatování prvků periodické soustavy • druhá řada periodické tabulky prvků: Líbal Bedřich Boženu Celou Nahou OFuj Nestyda • skupina I.a periodické tabulky prvků: Helenu Líbal Na Kolena Robustní Cestář Francek • skupina II.a periodické tabulky prvků: Běžela Magda Caňonem Srážela Balvany Ramenem • skupina IV.a periodické tabulky prvků: Co Si Germáni SnažíProbodnout? • skupina V.a periodické tabulky prvků: Náš Pes Asi Sbaštil Bizona • skupina VI.a periodické tabulky prvků: ÓSlečno Sejměte Též Podprsenku • skupina VII.a periodické tabulky prvků: FloutekCleofáš BručíIako Atom. • skupina VIII.a periodické tabulky prvků: Helena Nechtěla s Arogantním Králem Xenofonem Randit • Lanthanoidy: Laciné Ceny Prasat Nedovolily Prométheovi Smést Europu Gdyž Théby Dýchaly Horkou Erotickou Tmou Ybyšku Lučního Zpět na přehled prvků

7. Alkalické kovy Zpět na přehled prvků

8. Rozmístění elektronů v obalu Alkalické kovy mají 1 valenční elektron, proto jsou umístěny v I.A skupině periodické soustavy prvků.

9. Umístění alkalických kovů v periodické soustavě prvků Dej pozor, první v PSP není alkalický kov, ale vodík. Do této skupiny je zařazen, protože má 1 valenční elektron jako alkalické kovy. Tvoří rovněž kationty.

10. Vznik kationtu Li - 1e-→ Li+ Neutrální atom odevzdá 1 valenční elektron a částice, která vznikne, má o 1 kladný náboj více než je počet elektronů. Částici s přebytkem kladných nábojů říkáme kationt.

11. Vlastnosti alkalických kovů Jsou stříbrolesklé, měkké, dají se lehce krájet nožem. Na vzduchu se rychle pokrývají vrstvičkou sloučenin, zejména s kyslíkem, proto se chrání před vzduchem uložením v petroleji. Mají malou hustotu (menší než voda) a nízkou teplotu tání. Sloučeniny alkalických kovů charakteristicky zbarvují plamen (viz obr.). sloučenina lithia červené zbarvenísloučenina draslíku- růžovofialovézbarvení. sloučenina sodíku- žlutézbarvení

12. Reakce alkalických kovů s vodou Reakce s vodou je (s výjimkou lithia) bouřlivá až explozivní. Vznikají při ní hydroxidy a vodík(H2). Reakce sodíku s vodou Reakce draslíku s vodou 2 Na + 2 H2O → H2 + 2 NaOH2 K + 2 H2O → H2 + 2 KOH

13. Užití alkalických kovů • Lithium - v jaderné technice – při výrobě vodíkové bomby • Sodík - v osvětlovací technice v sodíkových výbojkách • Sodík a draslík - slitina 75% draslíku a 25% sodíku, jejíž teplota tání je –10° C se využívá jako „chladící kapalina“ v jaderných reaktorech. Její výhodou je, že nezpůsobuje korozi potrubí, nevýhodou je nebezpečí exploze při vniknutí vody do chladícího systému. Zpět na přehled prvků

14. Kovy alkalických zemin Zpět na přehled prvků

15. Beryllium (Be)

16. Vlastnosti • Beryllium a hořčík se velmi liší svými vlastnostmi od kovů alkalických zemin. • Práškovité beryllium vyvolává kožní ekzémy a poškozuje dýchací cesty. • Berylium je tvrdé (rýpe do skla), ale křehké (za normální teploty) a poměrně těžce tavitelné. • Za červeného žáru je tažné. • Špatně vede elektrický proud a teplo. Stavba atomu Be

17. Použití • Minerály beryllia se využívají ve šperkařství jako drahokamy a polodrahokamy. Nejznámější a největší drahokamy berylu jsou usazeny v anglické koruně. • Mimořádně důležitou vlastností kovového berylia je jeho velmi vysoká propustnost pro rentgenové záření a nízkoenergetické neutrony. Proto je cenným materiálem především v jaderné energetice. • Speciální slitiny s mědí se používají na výrobu nejiskřivého ručního nářadí; kladiv ap. určených pro používání v provozech, ve kterých hrozí nebezpečí výbuchu. smaragd Zpět na přehled prvků

18. Hořčík Mg -je lehký,stříbrolesklý a středně těžký kov -je těžší než voda -vede hůře el.proud a teplo -je rozpustný ve všech běžných kyselinách -odolný vůči korozi

19. Využití • -v pyrotechnice • -výroba lehkých a pevných slitin • -na letadla a automobily • -jiskřivý efekt • -zesílení intenzity ohně • -v minulosti fotografování (místo blesku) dnes se využívá se při fotografování velkých prostor • -ve zdravotnictví

20. Zpět na přehled prvků

21. VÁPNÍK Značka:Ca Latinský název:Calcium

22. Vlastnosti • Je to šedobílý, lesklý, měkký kov • Vodu bouřlivě rozkládá, vylučuje z ní vodík. • Není tolik reaktivní jako alkalické kovy, ale je lepší ho uchovávat pod petrolejem. • Bezbarvý plamen se vápníkem barví cihlově červeně. • Vápník má teplotu tání 845 °C, teplotu varu 1482 °C a byl objeven roku 1808. • Je to chemicky velmi aktivní prvek

23. Výskyt • Nejběžnější horninou na bázi vápníku je vápenec, uhličitan vápenatý CaCO3 tvořený minerálem kalcitem nebo aragonitem stejného chemického složení. • Speciální typ představuje křída, téměř čistý měkký pórovitý vápenec s typicky zářivě bílou barvou, nacházející se například na pobřeží kanálu La Manche nebo na Rujáně. • Nejvíce ceněnou odrůdou vápence je mramor nebo travertin, používaný především k dekorativním účelům - obklady budov, sochy. • Je obsažen též v mořské vodě. Vápník je důležitý biogenní prvek. Nejvíce je zastoupený v živočišných organismech. křídové útesy anglického Doveru Krápníková jeskyně

24. Použití • Velká reaktivita kovového vápníku slouží v hutnictví k odstraňování malých množství síry a kyslíku z taveniny železa a při výrobě oceli. • Vápník se používá jako přísada při výrobě vápenatých skel nebo jako součást některých slitin - například olověný ložiskový kov, který se vyráběl v Německu. • K výrobě páleného a hašeného vápna. Vápenaté sloučeniny jsou lidstvu známy již od starověku - pálením vápence nebo mramoru se získávalo a dodnes získává pálené vápno neboli oxid vápenatý CaO, jeho reakcí s vodou vzniká hašené vápno neboli hydroxid vápenatý, který se používal a dodnes používá k přípravě malty. • Vápno je součástí při výrobě dnes patrně nejběžnějšího stavebního materiálu – cementu. Po smíšení s pískem a vodou vzniká pevná, tvrdá a odolná hmota – beton, s níž se setkáváme denně jako materiálem pro konstrukce moderních staveb a základním materiálem silnic, leteckých přistávacích drah, železničních pražců aj. • Uhličitan vápenatý se kromě stavebnictví používá také k výrobě křídy, jako nátěrová barva (tzv. křídová běloba), do zubních prášků, tmelů, v lékařství atd.

25. Zajímavosti • V přírodě je ve formě sloučenin značně rozšířen, například ve vápenci, dolomitu, sádrovci; je obsažen též v mořské vodě. Vápník je důležitý biogenní prvek. Nejvíce je zastoupený v živočišných organismech. • Tělo dospělého muže o hmotnosti 70 kg obsahuje okolo 1200 g vápníku, nejvíce v kostech (99 %). • Malé množství ionizovaného vápníku v tělesných tekutinách je důležité pro srážení krve, pro normální dráždivost srdce, svalů a nervů a pro propustnost membrán. • je nezbytný pro zdravý vývin a růst kostí a zubů. • (Hlavní zdroj vápníku v lidské potravě představuje mléko a mléčné výrobky. Kromě toho je vápník ve zvýšené míře přítomen ve většině listové zeleniny, semenech, ořeších, ovesných vločkách a řadě minerálních vod. Zpět na přehled prvků

26. Stroncium Sr Strontium Objeveno roku 1790

27. Vlastnosti • Poměrně měkký, lehký, reaktivní kov, který se svými vlastnostmi více podobá vlastnostem alkalických kovů. • V kapalném amoniaku se rozpouští za vzniku černého roztoku. Stroncium patří k lepším vodičům elektrického proudu a tepla. Není tolik reaktivní jako alkalické kovy, ale přesto je jeho reaktivita natolik vysoká, že může být dlouhodobě uchováváno pouze pod vrstvou petroleje nebo nafty, s nimiž nereaguje. Soli stroncia barví plamen červeně. • Stroncium reaguje za pokojové teploty s vodou i kyslíkem. Na vzduchu se okamžitě pokrývá vrstvou nažloutlého oxidu, práškové stroncium je na vzduchu schopno samovolného vznícení.

28. Využití • Sloučenin stroncia se využívá při výrobě pyrotechnických produktů pro jejich výraznou barevnou reakci v plameni. • sloučeniny stroncia ve speciálních aplikacích sklářského průmyslu, příkladem mohou být katodové trubice pro výrobu obrazovek barevných televizních přijímačů. • Vysokého indexu odrazivosti titaničitanu strontnatého Sr2TiO3 se využívá v různých optických aplikacích, např. měření barevnosti látek nebo analýze spekter odražených paprsků z barevných povrchů. Ze stejného důvodu používá často šperkařský průmysl titaničitan strontnatý jako levnější náhradu diamantu. • Některých strontnatých solí, například dusičnanu strontnatého, se využívá v pyrotechnice k barvení plamene na červeno. Zpět na přehled prvků

29. Baryum Ba

30. Vlastnosti • Rozpustné soli barya jsou jedovaté. • Poměrně lehký, měkký, radioaktivní kov, tímto se spíše podobá alkalickým kovům. • Je velmi dobrý jako vodič tepla a elektrického proudu. • Je nejreaktivnější s alkalických zemin. • Baryum reaguje za pokojové teploty s vodou a kyslíkem. • Baryum je stříbrně bílý. • Plamen barví na zeleno.

31. Použití • Peroxid barnatý se používá k bělení hedvábí rostlinných vláken a slámy. • Další uplatnění sloučeniny barya ve speciálních aplikacích sklářského průmyslu. • Baryum je jako poměrně velký atom schopno značné absorpce rentgenova záření. Při rentgenovém snímkování trávícího traktu vypije pacient suspenzi síranu barnatého ve vodě a po několika desítkách minut je možno získat velmi kvalitní snímek pacientova žaludku a střev. Zpět na přehled prvků

32. Radium Ra

33. Vlastnosti • Mimořádně silný radioaktivní zářič. Jednotlivé izotopy radia vyzařují všechny druhy radioaktivního záření – paprsky alfa, beta i gama. • V čistém stavu je radium bílý, těžký, velmi reaktivní kov, který se velmi podobá vlastnostem alkalických kovů. • Je nejreaktivnější z kovů alkalických zemin a reaktivitou se velmi podobá alkalickým kovům. • Radium ve tmě poskytuje modré luminiscenční světlo. • Jeho reaktivita je natolik vysoká, že může být dlouhodobě uchováváno pouze pod vrstvou petroleje nebo nafty, s nimiž nereaguje. • Soli radia barví plamen sytě červeně.

34. Zajímavosti • Dnes není radium prakticky užíváno. • Radium bylo objeveno roku 1898 Marií Curie-Skłodowskou, jejím manželem Pierem a Gustavem Bémontem v jáchymovském smolinci U3O8, který byl v té době pouze odpad při těžbě galenitu PbS. Z této rudy se jim podařilo po mnohaletém úsilí izolovat chlorid radnatý RaCl2. Na izolaci 1 gramu chloridu radnatého spotřebovali 10 tun (10 000 000 gramů) smolince. • Maria Curie-Skłodowska díky dlouhodobému styku s radioaktivními prvky (zejména s radiem) zamřela na anemii v roce 1934. Zpět na přehled prvků

35. Halogeny Zpět na přehled prvků

36. FLUOR F

37. Vlastnosti • extrémně jedovatý a toxický plyn, který leptá dokonce i sklo • v silné vrstvě je zelenožlutý s dráždivým zápachem • kapalný fluor má banánově žlutou barvu • plynný je extrémně reaktivní, ochotně až explozivně se slučuje již za studena s vodíkem, bromem, jodem, sírou, fosforem, arsenem, antimonem, borem, křemíkem a s mnoha kovy

38. Použití • Kyselina fluorovodíková HF, dodávána na trh často jako 40% roztok, leptá a rozpouští sklo a uplatňuje se proto ve sklářském průmyslu (leptání a matování skla). • Používá se na výrobu plastů např.- teflon, freonů (náplň chladniček, hnací plyn do sprejů). Freony ale poškozují ozonosféru – vznik ozonových děr. Molekuly freonů Výrobky z teflonu

39. Zajímavost • příjem fluoru je žádoucí především pro vývoj zdravých zubů. Zpět na přehled prvků

40. Chlor Cl

41. Vlastnosti • Chlor je velmi reaktivní plyn, má žlutozelenou barvu a štiplavý zápach. • Chlor je jedovatý, silně leptá sliznice. Jeho hustota je asi 2,5 krát větší než hustota vzduchu. • Tvoří dvouatomové molekuly. • Byl objeven roku 1774 a až za 36 let byl pojmenován tak jak ho známe. • Je rozpustný ve vodě a ničí v ní bakterie. • Vyskytuje se v mořské vodě a ve vnitrozemských jezerech. • Obsažen v kuchyňské soli NaCl.

42. Využití • Pro dezinfekci pitné vody a vody v bazénech. • Chloristan draselný se používá jako palivo v raketových motorů. • Během 1. světové války němečtí vojáci zneužili chlor jako otravnou látku a při použití zemřelo 5000 fran. a britských vojáků. • V papírenském a textilním průmyslu se používá k bělení surovin. Krystaly NaCl Zpět na přehled prvků

43. BROM Značka: Br Latinský název: Bromum

44. Vlastnosti • Brom je hnědočervená kapalina se silným zápachem. • Vypařuje se v těžké plyny. • S ostatními látkami reaguje prudce – tím vznikají bromidy. • Brom lze použít i jako katalyzátor.

45. Výskyt • Brom se vyskytuje v přírodě v podobě bromidu sodného a hořečnatého. • Vyskytuje se i v mořské vodě a solných pramenech.

46. Využití • V lékařství • V lázeňství – Jodobromové prameny např.: lázně Darkov. • Ve fotofilmu se nachází bromid stříbra (AgBr)

47. Zajímavost • Brom byl objeven roku 1826. • Objevitelem byl Francouz Palárd. • Látku nazval podle řeckého boha Bromose (bromos – zápach) Zpět na přehled prvků

48. Jod I je prvek za skupiny halogenů, tvoří tmavě fialové destičkovité krystalky .

49. Vlastnosti Jód je velmi vzácný prvek, který se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách. Byl objeven roku 1811 francouzským chemikem Barnardem Courtoisem.

50. Použití Roztok jódu ve směsi alkohol-voda je nazýván jódová tinktura a slouží v medicíně jako dezinfekční činidlo Ve farmacii – součást některých léků Důležitý pro správnou činnost štítné žlázy (jodidovaná sůl)