Page 1
1
I II III IV V VI VII VIII I II III IV V VI VII VIII
1 H n s n p He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg (n-1) d Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Lr Rf Ha
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No
vnit řně přechodné
Lanthanoidy
Aktinoidy
Katedra chemie FP TUL – www.kch.tul.cz
ACH 10
PRechodné kovy
Přechodné kovy
Přednáška je jen mírněpřepracována na základěpůvodní přednášky profesora Davida Sedmidubského –VŠCHT Prahahttp://www.vscht.cz/ach/ustav-osobni_sedmidub.html
Page 2
2
Přechodné kovy – názvy
Sc SkandinávieTi latinsky titan = obrV Vanadis – severská bohyn ě
Cr řecky Chromos = barevnýMn latinsky magnetFe latinsky FerrumCo germánsky sk řítek KoboldNi germánsky satanCu latinsky Cyprium = KyprZn germánsky Zink
Přechodné kovy – názvy
Y Ytterby – Švédsko
Zr arabsky – zlatá barva
Nb řecká bohyn ě Niobé
Mo řecky molybdos – ol ůvko
Tc řecky technetos – um ělý
Ru latinsky Ruthenia – Rusko
Rh řecky rodoeis – r ůžový
Pd Pallas – asteroid
Ag latinsky argentos – jasný
Cd řecky kadmeia – ZnCO 3
Page 3
3
Přechodné kovy – názvy
Lu latinsky Luthetia = Pa řížHf latinsky Hafnie = Koda ň
Ta Tantalus – řecký b ůhW germánsky Wolfrahm = vl čí pěnaRe latinsky Rhenus = RýnOs řecky osmé = zápachIr řecky iridios = duhovýPt španělsky plata = st říbroAu sanskrt, latina AurumHg řecky hydrargyrum = tekuté st říbro
Atomové poloměry
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
1.5
1.6
1.7
1.8
1.9
2.0
2.1
2.2
2.3Atomovépoloměry
3d 4d 5d
RA [Å
]
n
Page 4
4
Ionizační energie
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 115
6
7
8
9
10
11
3d 4d 5d
IE [e
V]
n
Elektronegativita
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
1.2
1.4
1.6
1.8
2.0
2.2
2.4
2.6Elektronegativita
3d 4d 5dχ
n
Page 5
5
Hustota
1 2 3 4 5 6 7 8 9 102468
1012141618202224
Hustota
3d 4d 5d
ρ [g
/cm
3 ]
n
Teploty tání
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 0 1 1
0
5 0 0
1 0 0 0
1 5 0 0
2 0 0 0
2 5 0 0
3 0 0 0
3 5 0 0
3 d
4 d
5 d
přechodné kovy
te p lo ty tá n í
n
Tt [
°C]
Page 6
6
RedukRedukččnníí potencipotenciáályly
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10-3
-2
-1
0
1
2
Ag+
Cd2+
Pd2+
Rh2+
Ru2+Tc2+
Mo3+Nb2O5
Y3+
ZrO2+
HfO2+
Lu 3+
Ta2O5
WO2
ReO2
Os2+ Ir2+ Pt2+
Hg2
2+
Au +
M2+Sc3+
standardní redukční potenciál
3d 4d 5d
ε° [V
]
n
Reaktivita kovů
Zvyšující se tendence k ušlechtilosti (sníženéreaktivitě)
– vysoké sublimační teplo– vysoká ionizační energie– nízké solvatační teplo
vysoké body tání → vysoká sublimační teplamenší atomy → vyšší ionizační energie x vyšší
solvatační tepla
Page 7
7
Struktura kovů
bcc hcp ccp (fcc )
Vysoká stabilita slitin kov ů
deficitních a bohatých na d elektronyZr, Nb, Ta, Hf + Re, Ru, Rh, Ir, Pt, Au
ZrC + 3 Pt → ZrPt3 + C
III IV V VI VII VIII I II
4 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
5 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
6 Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
Výskyt
Sc Ti V Cr Mn FeThortveititSc2Si2O7
Rutil, anatas, brookit TiO2
VanadinitPb5(VO4)3Cl
ChromitFeCr2O4
BurelMnO2
MagnetitFe3O4
PerovskitCaTiO3
Patronit VS2
KrokoitPbCrO4
HausmanitMn3O4
KrevelFe2O3
IlmenitFeTiO3
KarnotitK2(UO2)2 (VO4)2.3H2O
ManganitMnO(OH)
HnědelFeO(OH)
venezuelskáropa
RodochrozitMnCO3
SideritFeCO3
PyritFeS2
PyrhotinFeS
Page 8
8
Výskyt
Co Ni Cu ZnLinneit (Co,Ni)3S4
MilleritNiS
ChalkosinCu2S
SfaleritZnS
KarolitCuCo2S4
NikelinNiAs
ChalkopyritCuFeS2
SmithsonitZnCO3
SmaltinCoAs2
Pentlandit(Fe,Ni)9S8
BornitCu3FeS3
HydrozinkitZn5[(OH)3CO3]2
SkutteruditCoAs3
oxidy CovellinCuS
HemimorfitZn4Si2O7(OH)2.H2O
KobaltinCoAsS
silikáty KupritCu2O
TenoritCuO
zásadité uhličitany, malachit, azurit
Výskyt
Y, La Zr, Hf Nb, Ta Mo, W ReXenotimYPO4
ZirkonZrSiO4
Kolumbit. Tantalit(Fe,Mn)(Nb,Ta)2O6
MolybdenitMoS2
Příměs v MoS2
MonazitCePO4
BaddeleyitZrO2
WulfenitPbMoO4
Hf jako příměs Wolframit(Fe,Mn)WO4
ScheelitCaWO4
Page 9
9
Výskyt
Pt - kovy Ag, Au Cd, Hgryzí příměs v sulfidech
Pb, Sb, Cu, Zn, Ni (Ag)
Cd – příměs v Zn rudách
příměs v sulfidech Cu, Ni
Argentit Ag2S GreenockitCdS
doprovází rudy Ag, Au
ryzí Ag, Au Rumělka HgS
Sylvanit AgAuTe4
jasnorudek, temnorudek –proustit, pyrargyrit
Výroba kovů
Redukce uhlíkem (CO)
FeOx (Fe2O3, Fe3O4) + C → Fe + CO/CO2
MnOx (MnO2, Mn2O3, Mn3O4) + C → Mn + CO/CO2
NiO + C → Ni + CO (→ Ni(CO)4 )
Co3O4 + C → Co + CO
FeCr2O4 + C → Fe1-xCrx + CO
MoO3 (WO3) + FeOx + C → Fe1-xMox (Fe1-xWx ) + CO
Page 10
10
Výroba kovů
Redukce vodíkem
MoO3 (WO3) + H2 → Mo (W) + H2O
2 AgCl + H2 → 2 Ag + 2 HCl
KReO4 + H2 → Re + KOH + H2O
VCl3 + H2 → V + HCl
NH4[PtCl6] (Rh, Ru, Ir) + H2 → Pt (Rh, Ru, Ir) + HCl +NH3
Výroba
Metalotermie
Mn3O4 + Al → Mn + Al2O3
Cr2O3 + Al → Cr + Al2O3
ZrO2 + FeOx + Si (Al) → Fe1-xZrx + SiO2 (Al2O3)
FeTiO3 + Al (Si) → Fe1-xTix + Al2O3 (SiO2)
Page 11
11
Výroba
Krollova metoda
TiCl4 + Mg → Ti + MgCl2LnCl3 (LnF3) + Ca → Ln + CaCl2 (CaF2)
ZrCl4 (HfCl4) + Ca (Mg, Al) → Zr (Hf) + CaCl2(MgF2, AlF3)
UF4 + Mg → U + MgCl2ThCl4 + Ca → Th + CaCl2
Výroba
Termický rozklad
Ni(CO)4 → Ni + 4 CO TiI4 → Ti + 2 I2
Mondův proces
van Arkel - de Boerova metoda
Page 12
12
Výroba
Elektrolýza
Elektrolýza vodných roztok ů
CuSO4, FeSO4, NiSO4, CoSO4, CdSO4, ZnSO4, MnSO4, H2CrO4
Elektrolýza tavenin K2TiF6, K2NbF7, K2TaF7, LnF3, MoO3 + BO2
–, X–, PO4
3–, VCl3 (VCl4) + KCl (LiCl), KThF5 + KCl
Výroba
Kyanidové louženíAg (Au) + KCN + H2O + O2 → KAg(CN)2(KAu(CN)2 ) + KOH
Ag2S + KCN → KAg(CN)2 + K2S
KAg(CN)2 (KAu(CN)2 ) + Zn → Ag (Au) + K2Zn(CN)4
Amalgamace, pattinsonování (Pb), parkesování (Zn),Cu2S + Cu2O → Cu + SO2
Page 13
13
Oxidační stavy
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn III (II)
III IV
II III IV V
(II) III
(IV) (V) VI
II III IV (V) (VI) VII
II III
(IV) (VI)
II III
II (III)
I II
(III)
II
Oxidační stavy
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd III IV (III)
IV V
(II) (III) (IV) V VI
(II) IV (V) (VI) VII
(II) III IV VI VIII
(II) III IV
(VI)
II
I III
II
Page 14
14
Oxidační stavy
Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg III IV (IV)
V (II) (III) (IV) V VI
IV (V) VI VII
(II) III IV VI
VIII
(I) (II) III IV
(VI)
II IV
I III
I II
Skandium, Yttrium, Lanthan
Reaktivita kov ů: vysoká, vzrůstá s velikostíhoří v kyslíku - M + O2 → M2O3reagují s vodou - M + H2O →( M(OH)3 ) →
MO(OH)s halogeny- M + X2 → MX3
Sloučeniny III+: bezbarvé, diamagnetickéchemické vlastnosti srovnatelné s Al
prvky elektronovákonfigurace
oxidačnístav
bod tání°C
elektro-negativita
redukčnípotenciál
výskyt ppm
Sc 4s2 3d1 III 1539 1,3 -2,03 5
Y 5s2 4d1 III 1509 1,2 -2,37 28
La 6s2 5d1 III 920 1,1 -2,38 18
Page 15
15
Skandium, Yttrium, Lanthan
Halogenidy – fluoridy nerozpustné– ostatní rozpustné jako CaCl2– z roztoků krystalizují jako hydrátySc2O3 + HCl → ScCl3.H2O
dehydratace – YCl3.H2O → YOCl + HClLaCl3.H2O → LaOCl + HCl
bezvodé –Sc2O3 + NH4Cl → ScCl3 + NH3 + H2O
Oxidy a hydroxidy – zásadité, reagujís kyselinami na soli
Y(OH)3 + CO2 → Y2(CO3)3
Skandium, Yttrium, Lanthan
Soli – teplem se rozkládají na oxidy
Y2(CO3)3 → Y2O3 + CO2 , Y(NO3)3 → Y2O3 + NO2 + O2
Hydridy – M + H2 → MH<3 (~300°C) – iontové
MH3 + H2O → M(OH)3 + H2
Karbidy –
Sc2O3 + C → ScC2 (1000°C) , ScC 2 → ScO(OH) + C2H2
komplexy – malá tendence ke komplexaci
ScF3 + NH4F → [ScF6]3– , Sc + NaOH → [Sc(OH)6]3–
– vícefunkční ligandy – ox, acac, EDTA,
Page 16
16
Skandium, Yttrium, Lanthan
Rizika:
Kovový prach ho ří
Soli – jsou vzácné a jedovaté
Titan, Zirkonium, Hafnium
Reaktivita kov ů: velmi nízká – vytváření pasivních vrstev
Ti + HCl →Ti3+ , Ti + HNO3 →TiO2.nH2OZr + H2SO4, lučavka královská → Zr4+
nejlepší rozpouštědlo HF – Ti + HF → H2[TiF6] + H2
reaktivnější nad 600°C – MO 2, MX4, MC a MN
prvky elektronovákonfigurace
oxidačnístav
bod tání°C
elektro-negativita
redukčnípotenciál
výskyt ppm
Ti 4s2 3d2 II,III,IV 1668 1,5 –0,86 4400
Zr 5s2 4d2 IV 1852 1,4 –1,55 220
Hf 6s24f14
5d2 IV 2222 1,3 –1,70 4,5
Page 17
17
Sloučeniny +IV: bezbarvé (bílé), diamagnetické
Halogenidy – TiO2 + C + Cl2 → TiCl4 (bezbarvá hydrolyzujícíkap.)
TiCl4 + H2O → TiOCl2 + HCl
TiOCl2 + H2O → TiO2.nH2O
akceptory ligandů TiF4 → [TiF6]2– , TiCl4 → [TiCl6]2–
R3S, R3As, R2O, py, NH3, N(CH3)3
Na3[ZrF7] – pent. pyramida, (NH4)3[ZrF7] – trig. prizma + 1 lig.
[Cu(H2O)6]2[ZrF8] – tetrag. antiprizma, Na4[ZrF8] – bidisfénoid
Oxidy – TiO2 – nerozpustné ve vodě, netěkavé, teplotně stálé
– bílé pigmenty, opalizátory barevných pigmentů
– hydrolýza TiCl4, Ti(SO4)2 → kalcinace– nanotechnologie, fotokatalýza
Titan, Zirkonium, Hafnium
konc. HClkonc. HF
Modifikace TiO2
rutil
anatas
brookit
Page 18
18
-9 -8 -7 -6 -5 -4 -3-4
-2
0
2
4
6
8
10
hν
O2
-/O2
O2/H2O2
H+/H2
Ag+/AgO2/H2O
H2O2/H2OOH./H2O
Anatas
t2g
Ti-3d
O-2p
D
OS
[eV
-1]
E [eV]
Fotokatalytické vlastnosti TiO2
Titan, Zirkonium, Hafnium
Oxidy – TiO2 – amfoterní TiO2.nH2O ZrO2, HfO2 – bazické Na2TiO3.nH2O
TiO2 + Na2CO3, NaOH → Na2TiO3 , Na2Ti2O5
CaTiO3 – perovskit, FeTiO3 – illmenit, BaTiO3 – ferrolektrikum
ZrO2 – badelleyit – konstrukční keramika
CaZrO3
TiOSO4konc. H2SO4
konc. NaOH
Ti
O
Ti
Ti
O O O
Ti
Slou čeniny +III: TiCl4 → TiCl3 (fialový) → [Ti (H2O)6]Cl3 (fialový)
Ti [Ti (H2O)5Cl]Cl2 (zelený)
TiCl3 → TiCl2 + TiCl4
horká HCl
650°C
ohřev
Page 19
19
Titan, Zirkonium, Hafnium
Rizika:Kovový prach hoříNení známa biologická role prvků
(obsah Zr v těle pod 50 ppb)Sloučeniny poměrně vzácnéToxicita neprokázána (záleží na množství)Halogenidy Ti mají korozivní účinky
Vanad, Niob, Tantal
Reaktivita kov ů: velmi nízkáV – rozpouští se v HF, v horké, koncentrované HNO3, H2SO4, lučavceNb, Ta – HF, roztavené alkálie
Oxidační stavy: VII, VIII – redukční , VIV – stabilní , VV – slaběoxidační NbV , TaV – velmi stabilní
prvek elektronovákonfigurace
teplota tání
elektro-negativita
oxida čnístav
výskyt ppm
elektrochemický potenciál
V 4s2 3d3 1700 1,6 2,3,4,5 150 –0,236
Nb 5s2 4d3 2468 1,6 5 24 –0,65
Ta 6s2 4f14
5d32995 1,5 5 2 –0,81
Page 20
20
Vanad, Niob, Tantal
Tendence k iontovosti klesá s oxidačním stavem:VII, VIII – hexaaqua komplexy, VIV, VV – kovalentní VCl4, VF5, hydratované VO2+, VO2
+, VO43–
M2O5 – stoupá zásaditost V2O5 → Nb2O5V2O5 – amfoterní, spíše kyselý V2O5
(VO2)SO4Nb2O5 , Ta2O5 – nereaktivní, amfoterní
+ NaOH → niobičnany, tantaličnany
Na3VO4NaOH
H2SO4
Vanad, Niob, Tantal
Sloučeniny s H, C, N:
intersticiální nitridy MN
2 řady karbidů – MC (intersticiální), MC2 (iontové)
intersticiální nestechiometrické hydridy VH0,71, NbH0,86, TaH0,76
Page 21
21
Vanad, Niob, Tantal
Halogenidy: Nb, Ta + X2 → NbX5, TaX5
V + X2 → VF5 , VCl4, VBr3, VI3
– kovalentní, těkavé, hydrolyzující
MX5 MF5 + F– → [MF6]–, [NbF7]2–, [TaF7]2–, [TaF8]3–
MX5+ O2 → MOX3
MX4 V + Cl2 → VCl4, V + HF → VF4, NbX5 → NbX4
VCl4 → VCl3 + Cl2 , VF4 → VF5 + VF3
VCl4 → VOCl2
T
T
H2, Al, Nb
H2O
Vanad, Niob Tantal
Oxidy: VO, V2O3, VO2, V2O5, Nb2O5 , Ta2O5
bazické amfoterní inertní
Page 22
22
Vanad, Niob, Tantal
Vanadi čnany, vanadyly:
[VO4]3– [VO3.OH]2– [V2O6.OH]3– [V3O9]3–
[V5O14]3– V2O5.nH2O [V10O28] 6– [VO2]+
Nižší oxida ční stavy: I – [M(CO)6]– , 0 – V(CO)6
pH 12 pH 10 pH 9 pH 7
pH 6.5 pH 2.2 pH < 1
Vanad, Niob, Tantal
Rizika:Prach kovů hoříVanad je v malých stopách v lidském
organizmu (30 ppb)Je stopovým prvkem pro výživu zvířatSumky mají v tělech milionkrát víc vanadu než
okolní mořská vodaVšechny sloučeniny mohou být toxické, hlavně
vyšší oxidační stavy
Page 23
23
Chrom, Molybden, Wolfram
Reaktivita kov ů: Cr se pasivuje, chromování železarozpouští se v HCl, H2SO4
Mo, W – velmi inertní, rozpustné v HNO3/HF, tavenině Na2O2, KNO3/NaOH
Oxidační stavy: CrII – redukční, CrIII – stabilní, CrIV – silněoxidační, CrVI – oxidační, CrV – vzácný
MoVI, WVI – velmi stabilní, MoV, WV, MoIV
prvek elektronovákonfigurace
elektro-negativita
oxida čnístav
bod tání výskyt elektro-chemický potenciál
Cr 4s1 3d5 1,66 2,3,4,5,6
1875 140 –0,74
Mo 5s1 4d5 2,16 4,5,6 2610 1,1 +0,114
W 6s2 4f14
5d42,36 4,5,6 3410 1,1 –0,090
Chrom, Molybden, Wolfram
Oxidační stavy: M0 - M(CO)6, MI - [Mo(C6H6)2]+, [W(C5H5)(C6H6)]
MII - Cr + HX (I2) → CrX2 + H2, CrCl2 – rozpustný ve vodě[Cr(H2O)6]2+ - nejsilnější red. činidlo
Cr2(CH3COO)4.2H2O – nejstabilnější sloučenina Cr2+
MIII - Cr3+ soli rozpustné ve vodě – [Cr(H2O)6]3+, [Cr(H2O)5X]2+, …komplexy - [Cr(NH3)6]3+, [Cr(ox)3]3–
kamence – KCr(SO4)2.12H2O
CrX3 – známy všechnyCr2O3 – korundová struktura,
Cr3+ + OH– → Cr(OH)3 → Cr2O3.nH2O → Cr2O3,
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + H2O
MoCl3, [MoCl6]3– , WCl3 = W6Cl18 = [W6Cl12]Cl6
500°C
T
Page 24
24
Chrom, Molybden, Wolfram
Oxidační stavy:MIV, MV : CrF4, CrF5
MoCl4, MoCl5 (Mo2Cl10), MoF5 – tetramerní (vazby kov-kov)[Cr(O2)4]3–
CrO2 – rutilová struktura, feromagnetický (záznamová media)MoO2, WO2
MO3 → MO2
MVI : MF6, WCl6, WBr6
MO2Cl2 – CrO3 + HCl → CrO2Cl2 + H2O
MO3 – Na2Cr2O7 + H2SO4 → CrO3 + Na2SO4 + H2Osilně kyselé
Mo, W + O2 → MoO3, WO3
molybdenové a wolframové bronzy – MxMoO3, MxWO3
T
H2SO4
Chrom, Molybden, Wolfram
Chromany: CrO3 + NaOH → Na+ + CrO42–+ H2O
Cr2O3 + KNO3 + KOH → K2CrO4 + KNO2 + H2O
CrO42– + H+ → Cr2O7
2– + H2Ožlutý oranž
silná oxidační činidla
Molybdenany, wolframany:
[MoO4]2– → [Mo7O24]6-– → [Mo8O26]4– → MoO3. 2H2O
[WO4]2– → [HW6O21]5– → [H3W6O21]3– → WO3. 2H2O
isopolykyseliny
pH 6 pH 2 pH < 1
pH < 1pH 3.3pH 6-7
Page 25
25
Chrom, Molybden, Wolfram
Molybdenany, wolframany: heteropolykyseliny
okyselení MoO42–, WO4
2– v přítomnosti PO43–,
MO6 : AO4 = 12:1, 9:1, 6:1 SiO44–, BO4
3–
Př: důkaz fosforečnanů
PO43– + (NH4)2MoO4 → (NH4)3[PO4Mo12O36]
H+
[Mo7O24]6– [Mo8O26]4–
Chrom, Molybden, Wolfram
Bioaktivita a rizika :Chrom u je v lidském těle cca 30 ppbJe stopovým prvkem metabolizmu glukózyOxidační stav VI vysoce toxický, III ménětoxickýMolybden u je v lidském těle cca 100 ppbDůležitý stopový prvek pro fixaci dusíkuSloučeniny jedovatéWolfram ve stopových množstvích ovlivňuje
činnost enzymů v těleSloučeniny jedovaté
Page 26
26
Mangan, Technecium, Rhenium
Oxidační stavy: MnII – relativně stabilní, v zásaditém prostředísnadná oxidace na MnIV , MnIII, MnVI – tendence k disproporcionaci, MnVII – silně oxidační
TcVII , ReVII– stabilní, existuje i v roztoku (TcO4–, ReO4
–)ReIV, ReV – tendence k tvorbě vazeb kov-kov
s oxidačním stavem vzrůstá kyselost: MnO, Mn2O3 – bazické, Mn2O7 - kyselý
prvek elektronovákonfigurace
elektro-negativita
oxida čnístav
bod tání výskyt elektro-chemický potenciál
Mn 4s2 3d5 1,55 2,3,4,5,6,7
1247 1100 –1,18
Tc 5s2 4d5 1,9 4,7 2200 0 +0,272
Re 6s2 4f14
5d51,9 3,4,7 3150 0,0026 +0,276
Oxidační stavy: M0 – [Mn2(CO)10] , [Re2(CO)10]
MI – K3[Mn(CN)6] → K5[Mn(CN)6] [Re2(CO)10] →[Re(CO)5Cl]
MnII – stabilní konfigurace d5, narůžovělá barva (zakázaný přechod)
[Mn(H2O)6]2+, [Mn(NH3)6]2+, [Mn(en)3]2+, [Mn(ox)3]4-
[Mn(CN)6]4- - nízkospinový – více reaktivní
MnIII – MnF3, Mn2(SO4)3, Mn2O3, směsný oxid Mn3O4=[MnII][MnIII2]O4
LnMnO3
– Re3X9 , X=Cl,Br
→ K3[Re3Br12], K2[Re3Br11]– Re2O3.nH2O
Mangan, Technecium, Rhenium
X
X
X
X
X
XX
X
XKBr
Page 27
27
Mangan, Technecium, Rhenium
MnIV – omezený výskyt –MnO2 (redukce MnO4
– v zásaditém prostředí, oxidace Mn2+) málo rozpustný x MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O
MnO2 + NaOH + O2 → Na2MnO4
SrMnO3, CaMnO3
MnF4
TcIV, ReIV – druhý nejstabilnější po VII – TcO2, ReO2
ReO2 + NaOH → Na2ReO3
TcCl4, ReX4
ReO4– (TcO4
–) → [ReCl6]2– ([TcCl6]2–) , [MF6]2–, [MBr6]2–, [MI6]2–HCl
KI
Mangan, Technecium, Rhenium
MnVI – MnO42- MnO2 + KNO3 + KOH → K2MnO4 + KNO2 + H2O
silně oxidační účinky, disproporcionuje
K2MnO4 → KMnO4 + MnO2 + H2O
ReVI, TcVI – ReO3
– TcF6, ReF6, ReCl6ReF6 + H2O → HReO4 + ReO2 + HF
MnVII – MnO4– – oxidační činidlo v preparativní a analytické chemii
MnO2 + PbO2 (NaBiO3) → MnO4- + Pb2+ (Bi3+)
– nestabilní v kyselém prostředí
MnO4– + H+ → MnO2 + O2 + H2O
x MnO4– + H+ (konc.) → MnO3
+ → Mn2O7 (olejovitý, expl.)
ReVII, TcVII – M2O7 (pevné), MO4–, MH9
2–, ReF7 + H2O → ReOF5, ReO2F3,
Page 28
28
Mangan, Technecium, Rhenium
Bioaktivita a rizika :Mangan u je v lidském těle cca 200 ppbPředpokládá se ovlivňování činnosti enzymůSloučeniny jedovatéTechnecium – radioaktivníRhenium bez biologického významuSloučeniny toxické
Oxidační stavy: stavy vzniklé odtržením všech valenčních elektronů (VIII): nestabilní u Fe, málo stabilní (silně oxidační) u Os a RuFeII – stabilní (vodné roztoky), FeIII – mírně oxidačníRuIII , OsIV – nejstabilnější, FeVI – silně oxidačníRuIV, RuVI, OsVI – relativně stabilní
Železo, Ruthenium, Osmium
prvek elektronovákonfigurace
elektro-negativita
oxida čnístav
bod tání výskyt elektro-chemický potenciál
Fe 4s2 3d6 1,88 2,3,6 1535 63000 –0,44
Ru 5s1 4d7 2,2 3,4,6,8 2250 0,001 +0,68
Os 6s2 4f14
5d62,2 2,4,6,8 3045 0,0018 ?
Page 29
29
Železo, Ruthenium, Osmium
Reaktivita kov ů:
Reagent Fe Ru Os
O2 Fe3O4 , T~500°C RuO 2 , 500°C OsO 4 , 200°C
Fe2O3 , T>600°C
S FeS, FeS2 (nadb.) RuS 2 OsS2
F2 FeF3 RuF5 OsF6
Cl2 FeCl3 RuCl 3 OsCl 4
H2O koroze, Fe 3O4 (červený žár) -- --
HCl (zředěná) Fe2+ + H2 -- --
HNO3 Fe3+ + H2 -- --
Lučavka pasivace -- OsO 4
Železo, Ruthenium, Osmium
Koroze železa: elektrochemická reakce kovového Fe s kyslíkem (vzdušným, rozpuštěným) a vodou (kapalná,
vzdušná vlhkost) na FeO(OH), Fe2O3 nebo Fe3O4
Anoda (Fe): Fe → Fe2+ + 2e–, Fe2+ + ½ O2 + H2O → FeO(OH)
Katoda (příměs) 2 H+ + ½ O2 + 2e– → H2O
Ochrana - eliminace přítomnosti rozp. O2 nebo vlhkosti
- potažení zinkem – naprašování, elektrolyticképokovování, ponoření do Zn(l)
- nátěry (minium)
- působení H3PO4 (Parkerizování, Bonderizování) –ochranná vrstva FePO4
Page 30
30
Železo, Ruthenium, Osmium
Fe-II, Fe0: [Fe(CO)4]2–, [Fe(CO)5], [Fe2(CO)9], [Fe3(CO)12]
FeII : FeO – struktura NaCl
černý, mírně nestechiometrický (Fe0.95O)
FeC2O4 → FeO + 2 CO2
bazický
Železo, Ruthenium, Osmium
FeII : soli Fe 2+ – FeSO4.7H2O – zelená skalice
– (NH4)2Fe(SO4)2.6H2O – Mohrova sůl
– FeF2.8H2O, FeCl2.6H2O, FeBr2.4H2O – rozp. v HX, kryst.
– FeBr2, FeI2 – z prvků , FeF2, FeCl2 – Fe + HX(g)
komplexy – oktaedrické [FeL6] , př. [FeCl2(H2O)4]
hemoglobin – výměna O2↔H2O ( !! CO, CN–)
Page 31
31
K4[Fe(CN)6] : + Cu2+ → Cu2[Fe(CN)6] – černohněd. sraž.
+ Fe2+ → K2FeII[FeII(CN)6] – bílá sraž.
+ Fe3+ → KFeIII [FeII(CN)6] – Pruská modř
Fe2+ + NO3–, NO2
– → [Fe(H2O)5NO]3+ - proužková reakce
[Fe(o-fenantrolin)3]2+ – červený – kolorimetrie Fe
metalloceny: [M(C5H5)2]
C5H6 + 2 Et2NH + FeCl2 → [Fe(C5H5)2] + 2 Et2NH2Cl
Železo, Ruthenium, Osmium
Železo, Ruthenium, Osmium
FeIII : αααα-Fe2O3 – hexagonální uspořádání O2– (typ Al2O3)
Fe2O3.nH2O → FeO(OH) → α-Fe2O3
γγγγ-Fe2O3 – kubické nejtěsnější upořádání O2–
oxidace Fe3O4
amfoterní - Fe2O3 + Na2CO3 → NaFeO2 + CO2
Fe3O4 = FeO.Fe2O3 = (FeΙΙΙ)(FeΙΙFeΙΙΙ)O4 – inverzní spinel
Fe3+ – oproti Fe2+ méně iontové, roztoky žluté (koloidní FeO(OH))
FeF3, FeCl3, FeBr3 reakce Fe + X2
FeI3 neexistuje Fe3+ + I– → Fe2+ + ½ I2
FeCl3.6H2O – oxidační činidlo – moření
kamence – (NH4)Fe(SO4)2.12H2O, KFe(SO4)2.12H2O – moření
Page 32
32
Železo, Ruthenium, Osmium
[Fe(H2O)6]3+ → [Fe(H2O)5OH]2+→ [Fe(H2O)4(OH)2]+→ Fe2O3.nH2O
FeO(OH)
Fe(OH)3
[Fe(ox)3]3– - odstraňování rzi
[Fe(SCN)3], [Fe(SCN)4]– - tmavě červené
[FeF6]3– - bezbarvý
RuII, OsII – většinou v komplexech
[Ru(H2O)6]2+, [RuL4], L=CN–, Cl–, NH3, NH2–, CO, PR3, …
redukce MIII nebo MIV v roztoku v přítomnosti ligandu
RuIII – [Ru(NH3)6-nXn]3–n,
RuCl3.3H2O RuO4 + HCl(konc.) → RuCl3.6H2O + Cl2/O2
Ru2O3.nH2O – černý
– H+ – H+ – H+,– H2O
pH~0-1fialový
pH~2-3žlutý
pH>5hnědý
důkaz Fe3+
Železo, Ruthenium, Osmium
RuIV, OsIV – RuO2,(modročerný), OsO2 (měď lesk) – struktura TiO2
RuO2, OsO2 + HX → RuX4, OsX4
FeVI – FeO42– – stálé jen v silně bazickém prostředí, silná oxidovadla
Fe2O3 + 3 Cl2 + 10 OH– → 2 FeO42– + 6 Cl– + 5 H2O
FeO42– + H+ → Fe3+ + O2 + H2O
RuVIII, OsVIII – RuO4 (oranžový, Tt=100°C), OsO 4 (bezbarvý, Tt=40°C)
těkavé, silně oxidující, toxické, rozp. v CCl4RuO4 + OH– → O2 + H2O + RuO4
– / RuO42–
OsO4 + 2 OH– → [OsO4(OH)2]2–
Page 33
33
Železo, Ruthenium, Osmium
Bioaktivita a rizika :
Železo – důležitý stopový prvekLidské tělo obsahuje 60 ppm železaNedostatek železa – anemie (chudokrevnost)Přebytek železa – poškození ledvin
Ruthenium – nemá biologický významSloučeniny Ru – toxické až karcinogenní
Osmium – nemá biologický významTěkavý oxid osmičelý vysoce toxický již od 10–7 g/m3
v ovzdušíDalší sloučeniny osmia – vysoce toxické
Kobalt, Rhodium, Iridium
Oxidační stavy:
CoII stabilnější než CoIII – hydratovaný Co2+ v roztocích,
Co3+ – komplexy, pevné látky
RhIII , IrIII , IrVI – kovalentní sloučeniny, v iontové formě neobvyklé
prvek elektronovákonfigurace
elektro-negativita
oxida čnístav
bod tání výskyt elektro-chemický potenciál
Co 4s2 3d7 1,88 2,3 1495 30 –0,28
Rh 5s1 4d8 2,2 2,3,4,6 1966 0,0007 +0,76
Ir 6s0 4f14
5d92,2 2,3,4,6 2410 0,0004 +0,926
Page 34
34
Kobalt, Rhodium, Iridium
Reaktivita kov ů:
Reagent Co Rh Ir
O2 CoO Rh2O3 , 600°C IrO 2 , 1000°C
F2 CoF2 / CoF3 RhF3 , 600°C IrF 6
Cl2 CoCl 2 RhCl 3, 400°C IrCl 3, 600°C
H2O -- -- --
HCl, HNO3 (zřed.) Co2+ + H2 -- --
HNO3 (konc.)pasivace -- --
Kobalt, Rhodium, Iridium
Nízké oxida ční stavy :
M-I: tetraedrické komplexy [Co(CO)4]–, [Rh(CO)4]–, [Ir(PF3)4]–
M0: [Co2(CO)8], tetraedrické klastry [M4(CO)12], K4[Co(CN)4]
MI: mnoho komplexů RhI, a IrI se zpětnou π-vazbou – L=CO, PR3,..
CoII: CoO, Co(OH)2 (bazické), CoS, Co2+ soli většiny kyselin
CoX2 , X=Cl, Br, I Co +X2 → CoX2 CoCl2 + HF→ CoF2
hydratované soli (růžové, červené) - [Co(H2O)6]2+ - oktaedr
[Co(H2O)4]2+, [CoCl4]2–, [Co(OH)4]2– – tetraedrické, modré (↑↑↑ )
[Co(dimethylglyoxim)2] + další čtvercové komplexy (↑)
[Co(NH3)6]2+ → [Co(NH3)6]3+vzduch
Page 35
35
Kobalt, Rhodium, Iridium
CoIII: Co2O3, Co2O3.nH2O - oxiduje vodu , Co3O4 = CoO.Co2O3
CoF3 – fluorační činidlo CoF2 + ½ F2 → CoF3
Co(NO3)3 – oktaedrická koordinace, bidentátní NO3-
velké množství oktaedrických komplexů [CoL6]
L = CN–, NH3, NO2–, H2O, C2O4
2–, CO32–, X–
Co2+ + 7 NO2– + 2 H+ → [Co(NO2)6]3– + NO + H2O Konickovo činidlo
- oxidace komplexů Co2+, výměnné reakce
- častá nízkospinová konfigurace t2g3 eg
0
RhIII, IrIII: Rh2O3, Ir2O3 .nH2O IrIII + OH- → Ir2O3.nH2O
RhX3, IrX3, X = Cl, Br, I – přímé slučování
RhCl3 + F2 → RhF3 , IrF6 + Ir → IrF3
[Rh(H2O)6]3+ - stabilní, žlutá barva, [RhL6], [IrL6] – oktaedrické
L = H2O, NH3, X–
Kobalt, Rhodium, Iridium
RhIV, IrIV: RhF4, IrF4 , IrX4 , X = Cl, Br, I
IrO2 – spalování Ir,
2 Rh3+ + NaBiO3 + 3 OH– → 2 RhO2 + Bi3+ + NaOH + H2O
[RhX6]2– - X=F,Cl
[IrCl6–n(H2O)n]n–2, [Ir(ox)3]2–, ….
MV, MVI: RhF5, IrF5 – velmi reaktivní
Cs[RhF6], Cs[IrF6]
RhF6, IrF6, IrO3
Page 36
36
Kobalt, Rhodium, Iridium
Bioaktivita a rizika:Kobalt – stopový prvek – je obsažen ve vitamínu B12Lidské tělo obsahuje 20 ppb kobaltuRhodium – nemá biologický významSloučeniny rhodia toxickéRozpustné sloučeniny rhodia vyvolávají skvrny na
pokožceIridium – nemá biologický významKovové iridium – vysoce inertníSloučeniny iridia jedovaté
Nikl, Palladium, Platina
Oxidační stavy:NiII - nejstabilnější, Ni2+ stabilní v roztocíchPdII, PtII MII – planární komplexyPdIV , PtIV – oktaedrické komplexystoupající stabilita vyšších oxidačních stavů
prvek elektronovákonfigurace
elektro-negativita
oxida čnístav
bod tání výskyt elektro-chemický potenciál
Ni 4s2 3d8 1,91 2,3 1453 90 –0,257
Pd 5s0 4d10 2,2 2,4 1552 0,0063 +0,915
Pt 6s1 4f14 5d9 2,28 2,4,6 1778 0,037 +1,188
Page 37
37
NiklNikl,, PalladiumPalladium,, PlatinaPlatina
Reaktivita kov ů:
Reagent Ni Pd Pt
O2 NiO PdO – červený žár PtO - T,P
F2 NiF2 PdF3 , 500°C PtF 4 – červ. žár
Cl2 NiCl 2 PdCl 2 PtCl 2
H2O -- -- --
HCl, HNO3 (zřed.)Ni2+ + H2 pomalu --
HNO3 (konc. ) pasivace rozpoušt ění --
Lučavka pasivace rozpoušt ění H2[PtCl 6]
NaOH, O22- NaNiO2 koroze koroze
Nikl, Palladium, Platina
Nízké oxida ční stavy :
M–I: [Ni2(CO)6]2–
M0: [Ni(CO)4], tetraedr. Ni + CO ↔ [Ni(CO)4] – Mondův proces
K4[Ni(CN)4] [Ni(CN)4]2– + K(NH3) → K4[Ni(CN)4]
[Pt(PPh3)4], [Pd(CO)(PPh3)3]
MI: K4[Ni2(CN)6] [Ni(CN)4]2– + N2H62+ → [Ni2(CN)6]4– + N2
60-80°C
180°C
Page 38
38
Nikl, Palladium, Platina
NiII: NiO, NiS, NiSe, NiX2, soli kyselin,
podvojné soli – (NH4)2Ni(SO4)2.6H2O
[Ni(H2O)6]2+ – zelená barva, bezvodé soli žlutékomplexy – bohatá stereochemie – NiL4, NiL5, NiL6
Nikl, Palladium, Platina
NiII: NiO, NiS, NiSe, NiX2, soli kyselin,
podvojné soli – (NH4)2Ni(SO4)2.6H2O
[Ni(H2O)6]2+ – zelená barva, bezvodé soli žlutékomplexy – bohatá stereochemie – NiL4, NiL5, NiL6
Page 39
39
Nikl, Palladium, Platina
NiII: NiO, NiS, NiSe, NiX2, soli kyselin,
podvojné soli – (NH4)2Ni(SO4)2.6H2O
[Ni(H2O)6]2+ – zelená barva, bezvodé soli žlutékomplexy – bohatá stereochemie – NiL4, NiL5, NiL6
Nikl, Palladium, Platina
[Ni(en)3]2+, [Ni(H2O)4(NH3)2]2+ – oktaedrické, modrá barva (↑↑)
[Ni(CN)4]2+, – čtvercové, nízkospinové, diamagnetické, červ., hnědé, žlut.
důkaz Ni2+, Čugajevovo činidlo
(dimethylglyoxim)
[NiCl4]2–, [NiCl2(PPh3)2] – tetraedrické komplexy (↑↑)
PdII, PtII : PdO, PtO.nH2O
PdX2, PtX2 , X=Cl, Br, I – molekulární nebo polymerní
– diamagnetické
C2H4 + PdCl2 → [PdCl2 C2H4] → CH3CHO + Pd + HCl
CH3.CH=CH2 CH3COCH3
NCCH3
CH3 C N
CH3N
N
C
C CH3
Ni
OOH
HOO
Page 40
40
Nikl, Palladium, Platina
[Pt(NH3)4] [PtCl4] – zelená Magnusova sůl
[Cu(NH3)4][PtCl4] , [Pd(NH3)4][Pd(SCN)4]
[Pt(en)Cl2]
K2[Pt(CN)4]. 0.3Br . 3H2O - 1-D kov
NiIII: Ni(OH)2 + Br2 + OH– → Br– + H2O + Ni2O3.3H2O - černá sraženina
“Pt III”: [Pt(NH3)2Br3] = [PtIV(NH3)2Br2] [PtII(NH3)2Br4]
PdIV, PtIV: PtO2 – stabilní
PtO2.nH2O, PdO2.nH2O – rozpustné v kys. a louzích
PdF4, PtX4 Pd + F2 → PdF4 / PdF3
Pt + F2 → PtF4 / PtF6
Pt → H2[PtCl6] → PtCl4 + 2 HCllučavka t
Pt
Pt
Pt Pt
Pt
Pt
Nikl, Palladium, Platina
Bioaktivita a rizika:
Nikl – stopový prvekObsah niklu v lidském těle – 100 ppbSloučeniny toxické, nejnebezpečnější Ni(CO)4
Palladium – součástí léků na tuberkulózu 0,065 g/den, 1 mg/kg – bez vedlejších účinkůKov – vysoce inertní, sloučeniny jedovaté
Platina – nemá biologický významKov – vysoce inertní, sloučeniny jedovaté
Page 41
41
Měď, Stříbro, Zlato
Reaktivita kov ů: velmi nízká – ušlechtilé kovy (Cu < Ag < Au)Cu – inertní vůči neoxidujícím kyselinám
Cu + HNO3 → Cu2+ + NO / NO2 + H2OAg – rozpustné v koncentrované HNO3, H2SO4, Au – pouze v lučavce za horkaCu + O2 → CuO → Cu2O, Ag, Au – inertníCu, Ag – reagují s H2S, S, Au inertní – všechny reagují s X2
prvek elektronovákonfigurace
elektro-negativita
oxida čnístav
bod tání výskyt elektro-chemický potenciál
Cu 4s1 3d10 1,9 1,2,(3) 1083 68 +0,340
Ag 5s1 4d10 1,93 1,(2,3) 961 0,08 +0,7991
Au 6s1 4f14
5d102,54 1,3,(5) 1063 0,0031 +1,52
Oxidační stavy: I, II, III
hydratovaná forma – pouze Cu2+, Ag+
ostatní – pevné látky nebo komplexy
MI: Ag+ stabilní, Cu+, Au+ – tendence k disproporcionaci
Cu+ → Cu2+ + Cu, Au+ → Au3+ + Au
pouze v pevném stavu nebo komplexy
glukoza + Fehlingův roztok (CuSO4, NaOH, Na,K-vinan) → Cu2O
Cu2O + HX → CuX + H2O (X=Cl, Br, I)
CuX2 + Cu → CuX (X = Cl, Br)
Cu2+ + I– → CuI + I2
komplexy [CuCl2]–, [CuCl3]2–, [CuCl4]3–
Au + CN– + H2O + O2 → [Au(CN)2]– + OH–
Měď, Stříbro, Zlato
Page 42
42
MMěďěď,, StStřřííbrobro,, ZlatoZlato
Ag I: soli nerozpustné ve vodě – vyjímka AgNO3, AgClO4, AgF
Ag2O - spíše bazický Ag2O + CO2 → Ag2CO3
AgX + NH3 → [Ag(NH3)2]+ , Ag+ + S2O32– →[Ag(S2O3)2]3–
Měď, Stříbro, Zlato
CuII: nejstabilnějšíd9 – Jahn-Tellerův jev – tetragonální deformace oktaedru, čtverecCuO, CuX2
komplexy [Cu(H2O)6–x(NH3)x]2+, [Cu(en)3]2+, CuCl42–
Page 43
43
Měď, Stříbro, Zlato
Ag II: AgF2 - silné oxidační a fluorační činidloAgO = AgIAgIIIO2
Oxidy mědi
CuO - tenorit Cu2O - kuprit
Page 44
44
Měď, Stříbro, Zlato
CuIII: KCuO2 , K3[CuF6]Ag III: MI[AgF4], K6H[Ag(IO6)2]Au III: nejstabilnější
Au + HNO3 + HCl → H[AuCl4] → AuCl3AuCl3 + BrF3 → AuF3
[AuCl4]- + OH- → Au(OH)3 → Au2O3 → Au2O + Au + O2
Au2O3 + NaOH → NaAuO2
Měď, Stříbro, Zlato
Bioaktivita a rizika:Měď – redoxní enzymy – 1000 ppb v těleSloučeniny se používají proti mechům a lišejníkůmVětší koncentrace jedovatéStříbro – nemá přímý biologický významSloučeniny se používají jako bakteriocidní látkyRozpustné soli „spalují“ pokožku – až karcinogenní
poškozeníZlato – léky na artritiduV lidském těle 100 ppbKovy poměrně inertníSloučeniny jedovaté – zlatité soli při požití poškozujíledviny a játra
Page 45
45
Zinek, Kadmium, Rtuť
Reaktivita kov ů: reaktivnější než skupina Cu (Zn > Cd > Hg) – i přes vyšší ionizační energieZn, Cd – rozpustné v neoxidujících kyselinách (uvolňuje se H2)Hg – rozpustná v HNO3
Zn + NaOH → Na2[Zn(OH)4] (Na[Zn(OH)3H2O], Na[Zn(OH)3(H2O)3]) + H2 obdoba Al
prvek elektronovákonfigurace
elektro-negativita
oxida čnístav
bod tání výskyt elektro-chemický potenciál
Zn 4s2 3d10 1,65 2 420 79 –0,7926
Cd 5s2 4d10 1,69 2 321 0,150 –0,4025
Hg 6s2 4f14
5d102,00 1,2 -38,9 0,067 +0,8535
Zn, Cd – elektropozitivní
Hg – ušlechtilý kov
– jediný kapalný kov - vysoká ionizační energie, maláochota valenčních elektronů podílet se na kovové vazbě
Oxidační stavy – ZnII, CdII, HgII, HgI – pouze jako Hg22+
na rozdíl od kovů alkalických zemin tvoří mnohem kovalentnější sloučeniny
Zinek, Kadmium, Rtuť
Page 46
46
Zinek, Kadmium, Rtuť
Oxidy – ZnO - amfoterní ZnO + HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + NaOH → Na2[Zn(OH)4]
CdO, HgO – spíše bazické
tepelná stálost klesá ZnO > CdO > HgO
HgO → Hg + O2
Zinek, Kadmium, Rtuť
Halogenidy –
ZnX2 – hygroskopické, dobře hydratují – [Zn(H2O)6]2+
roztoky reagují kysele - [Zn(H2O)6]2+ → [Zn (H2O)5OH]+ + H+
CdX2 a HgX2 – kovalentnější, hydratují méněCdCl2, CdI2 – vrstevnaté, kovalentní strukturyHgX2 – molekulové kovalentní krystaly
fluoridy – iontové, vyšší body táníZnF2 – struktura TiO2, CdF2, HgF2 – struktura CaF2
Page 47
47
Komplexy – tvoří ochotně komplexy s NH3, CN–, X–
– koordinační čísla 2, 4, (5), 6
– vysoká stabilita komplexů HgII - velmi častá dvojčetnálineární koordinace
K2[HgI4] + NH3 + OH– → HgO.Hg(NH2)I (↓) + I– + H2O
Nesslerovo činidlo (důkaz NH4+)
Slou čeniny Hg 22+ – podobné sloučeninám Cu+, Ag+
– v alkalickém prostředí disproporcionují
Hg22+ → Hg + Hg2+
– všechny halogenidy, Hg2(NO3)2.2H2O, Hg2(ClO4)2.4H2O
obsahují [Hg2(H2O)2]2+
Zinek, Kadmium, Rtuť
Zinek, Kadmium, Rtuť
Zinek – důležitý stopový prvek pro „dozrávání“ a reprodukci organizmů
Lidské tělo – 33 ppm zinkuKovový prach – plicní potíže „horečka slevačů“Může se akumulovat v těleVětší dávky jedovaté – podezřelé z karcinogenity
Kadmium – 700 ppb v lidském těleJe kumulativním těžkým kovem – velmi vysoce toxické !
Rtuť – nemá biologický významJe vysoce toxická v parách – tenze páry při 20°C již
vysoce toxická (uchovává se proto pod vodou)Likvidace rozlité rtuti – práškovou sírou – vzniklý HgS
netěká
Page 48
48
dotazydotazy
Další přednáška
KoordinacnKoordinacnííslouceninyslouceniny