Obecná a anorganická chemie I

Kovy

• Kovy mají nízkou IE → uvolní valenční elektrony → uspořádají se těsně k sobě a jsou obklopeny „elektronovým plynem“ = kovová vazba

• Míru pevnosti vazby demonstruje:

  • Sublimační energie M (s) → M (g)

  • Tvrdost, pevnost, reaktivita, teplota tání, teplota varu

• Pásová teorie:

  • Vazbou většího počtu atomů vznikne pásová struktura elektronů

  • Valenční a vodivostní pás

  • Pásy jsou odděleny Fermiho hladinou

• tepelná vodivost - přenášena elektrony nebo kmitáním mřížky (fonony)

• velká tepelná kapacita - „uložení“ energie snadnou excitací elektronů

• kovový lesk - absorbce fotonů → excitace elektronů → vyzáření při deexcitaci

• kujnost, tažnost - kovová vazba je nesměrová → snadný posun atomových rovin vůči sobě (zvýšení pevnosti - zavedení defektů - např. kování, nebo slitiny)

Struktura

• Počet valenčních elektronů - určuje kohezní energii kovů (~ sublimační energii M (s) → M (g))

• Ovlivňuje také krystalovou strukturu kovů

• Zaplnění prostoru 74 %, koordinační číslo = 12

• Střídání vrstev ABABA = hexagonální nejtěsnější uspořádání (HCP)

• Střídání vrstev ABCABC = kubické nejtěsnější uspořádání (FCC)

• Druhé nejtěsnější uspořádání = kubické tělesově centrované (BCC) - zaplnění prostoru 68 %, koordinační číslo = 8

Oxidačně-redukční chování

• Standardní redukční potenciál - srovnání se standardní vodíkovou elektrodou

• Galvanický článek:

  • Přenos elektronů probíhá samovolně na základě rozdílu E0 obou kovů - galvanický článek produkuje elektrickou energii

  • Cu2+ + Cd → Cu + Cd2+

  • E0čl = E0kat + E0an = 0,34 + 0,4 = 0,74 V

• Elektrolýza:

  • Opačný pochod (oxidace Cu) je vynucen vložením el. energie z vnějšího zdroje

  • Cd2+ + Cu → Cd + Cu2+

  • Anoda – oxidace

  • Katoda – redukce

Reakce

S kyselinami

1. neoxidující kyseliny − HCl, HBr, H3PO4 , CH3COOH, zř. H2SO4

   • Rozpouštějí pouze neušlechtilé kovy za vývoje vodíku:

     • Zn + HCl → ZnCl2 + H2

     • Ušlechtilé kovy nereagují: Ag + HCl → Ø

2. oxidující kyseliny

   1. konc. H2SO4 , HClO4:

      • Zředěné se chovají jako neoxidující

      • Koncentrované (příp. po zahřátí) − rozpouští i některé ušlechtilé kovy Cu + H2 SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O

   2. HNO3 , H2SeO4 , HClO:

      • Míra redukce dána ušlechtilostí kovu, koncentrací, teplotou

      • Hg + HNO3 (konc.) → Hg(NO3)2 + NO2 + H2O

      • Cu + HNO3 (zřeď) → Cu(NO3)2 + NO + H2O

      • Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

   • Velmi zředěné se mohou chovat jako neoxidující (redukují se protony):

     • Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + H2

• Kov se někdy „nerozpouští“ v důsledku pasivace (tvorby nerozpustného produktu):

  • Pb + H2 SO4 → PbSO4 ↓ + H2 2

  • Cr + 6 HNO3 (konc.) → Cr2O3 ↓ + 6 NO2 + 3 H2O

• Reakce kovů s kyselinami

• Zvláštní případy rozpouštění ušlechtilých kovů - v přítomnosti komplexotvorného činidla (= ligandů, např. Cl− , CN− ) se pro daný kov snižuje Eo (Mn+/M) ⇒ kov se „stává méně ušlechtilým“ a snáze se rozpouští