Vypracovala: Mgr. Zuzana Szocsová

Do druhej periódy patria prvky: Li, Be, B, C, N, O, F, Ne

Tieto prvky majú valenčné orbitaly na 2. sfére.

Elektrónová konfigurácia

Li – 2s¹

Be – 2s²

B – 2s²  2 p¹

C –2s²  2p²

N –2s²  2p³

O –2s²  2p⁴

F – 2s² 2p⁵

Ne –2s²  2p⁶

Vlastnosti

-          Li má najmenšiu relatívnu atómovú hmotnosť a smerom doprava sú prvky ťažšie

-          Li má najmenšiu  elektronegativitu a smerom doprava vzrastá

-          smerom doprava rastú kyslé vlastnosti a klesajú zásadité vlastnosti

-          smerom doľava rastú zásadité vlastnosti a ubúdajú kyslé vlastnosti

-          smerom doprava rastie nekovový charakter, ionizačná energia a oxidačné účinky

Uhlík

Nachádza sa v druhej perióde v IV.A skupine.

Konfigurácia:  ₆C : 1s² 2s² 2p²

Výskyt: - uhlík je základný biogénny prvok, je v prírode najrozšírenejší a je súčasťou sacharidov, tukov, bielkovín a mnohých organických zlúčenín (ropa, zemný plyn, uhlie) aj anorganických zlúčenín CO₂ – oxid uhličitý, CO – oxid uhoľnatý

-          je súčasťou minerálnych vôd

-          nachádza sa v mineráloch: kalcit – CaCO₃, magnezit MgCO₃

Vlastnosti

-          je málo reaktívny

-          má redukčné schopnosti, ktoré majú využitie v priemysle: Fe₂O₃ + 3C  → 3CO + 2Fe

-          vlastnosti uhlíka sa využívajú na výrobu kovov a ich oxidov (aluminotermia)

-          uhlík má 2 alotropické modifikácie – tuha a diamant

Tuha

Uhlík je viazaný v kryštalickej štruktúre a jednotlivé roviny uhlíkov sú viazané len slabými Van der Walsovými silami. Tieto sily spôsobujú dobrú štiepateľnosť a vodivosť elektrického prúdu.

Diamant

Základnú jednotku v štruktúre tvorí tetraeder. V tejto štruktúre je každý atóm uhlíka viazaný štyrmi susednými atómami, a táto štruktúra spôsobuje nezvyčajnú tvrdosť diamantu – diamant je najtvrdšia látka v prírode. Diamant sa používa najmä v klenotníctve, kde sa používa prírodný vybrúsený diamant – briliant (prstene, náramky)  

Využitie uhlíka

-          pri výrobe elektród (uhlíková elektróda)

-          v atómových reaktoroch

-          z grafitu sa vyrábajú ceruzky a používa sa ako mazadlo ložísk

-          uhlík sa využíva na adsorpciu plynných látok (živočíšne uhlie pri tráviacich ťažkostiach)

-          používa sa ako palivo (uhlie)

Zlúčeniny uhlíka

Bezkyslíkaté zlúčeniny

-          Uhľovodíky – sú to zlúčeniny uhlíka a vodíka (alkány, alkény, alkíny, arény atď)

-          Deriváty uhľovodíkov – uhľovodíky,  v ktorých je jeden alebo viac vodíkov nahradených iným atómom alebo skupinou atómov (halogén deriváty uhľovodíkov, atď)

-          Karbidy – zlúčeniny uhlíka s prvkom s menšou elektronegativitou (karbid vápenatý CaC₂)

-          Halogenidy – zlúčeniny uhlíka a halového prvku (CCl₄ – tetrachlór uhličitan – nepolárne rozpúšťadlo)

-          Sírouhlík – CS₂  -  nepolárne rozpúšťadlo

-          Kyanidy – sú prudko jedovaté

Kyslíkaté zlúčeniny uhlíka

0. CO – oxid uhoľnatý. Vzniká pri nedokonalom spaľovaní O₂. Je veľmi reaktívny a má redukčné účinky:  Fe₂O₃ + 2CO  → CO₂ + 2Fe

0. CO₂ – oxid uhličitý. Nachádza sa vo vzduchu, využívajú ho rastliny pri procese, ktorý voláme fotosyntéza. Má slabé oxidačné účinky.

Vzniká tepelným rozkladom CaCO₃ – uhličitan vápenatý.

CaCO₃  →  CO₂ + CaO       CaO – pálené vápno

CaO + H₂O  → Ca(OH)₂     Ca(OH)₂ – hasené vápno

Vzniká z uhličitanu vápenatého pôsobením HCl

CaCO₃ + HCl → H₂O + CO₂ + CaCl

0. H₂CO₃ – uhličitan vápenatý. Vzniká rozpustením oxidu uhličitého vo vode. Je to slabá kyselina. Jej soli sú: a.) HCO₃^-I  - hydrogén uhličitan (NaHCO₃ – hydrogén uhličitan sodný) – vo vode rozpustné

      b.) CO₃^-Ii – uhličitan (CaCO₃ – uhličitan vápenatý)  - vo vode nerozpustné

Dusík

Patrí do druhej periódy a V.A skupiny.

Konfigurácia:  ₇N : 1s² 2s² 2p³

Výskyt: tvorí 78% atmosféry vo forme dvojatómovej molekuly N₂. Nachádza sa v mineráloch a horninách, je to biogénny prvok.

Vlastnosti: väčšinou je trojväzbový a to spôsobuje mimoriadnu stabilitu jeho zlúčenín

Výroba:  frakčnou destiláciou zo skvapalneného vzduchu

               alebo tepelným rozkladom NH₄NO₂  → N₂ + 2H₂O

                                                           2NaN₃ → 3Na + 3N₂

Zlúčeniny

0. NO₂, NO, N₂O_3, N₂O₅ – vyskytujú sa vo výfukových plynoch, sú jedovaté

       2.HNO₃ – silné oxidačné účinky, oxiduje všetky kovy okrem zlata a platiny – tieto sa rozpúšťajú iba v lúčavke kráľovskej

0. NO₃ – dusičnany, používajú sa ako hnojivo

Kyslík

Umiestnenie

Kyslík sa v PSP nachádza  v 2. perióde (z toho vyplýva, že má dve vrstvy elektrónov okolo atómového jadra) a v VI.A skupine (vo valenčnej sfére má 6 elektrónov).

Elektrónový obal

Kyslík má v elektrónovom obale 8 elektrónov, čo vyplýva z protónového čísla 8.  Vo valenčnej sfére sa nachádza 6 elektrónov, čo vyplýva z umiestnenia v VI.A skupine.

Elektrónová konfigurácia kyslíka :

                                             ₈O  -  1 s² 2s² 2p⁴

Elektrónová konfigurácia valenčnej sféry znázornená rámčekovým diagramom :

                                                             ₈O  

                                                      2s²                    2p⁴

Spôsob väzby – väzbovosť

Kyslík má vo valenčnej sfére 2 nespárené elektróny, teda do oktetu mu chýbajú ďalšie  dva elektróny.

Oxidačné číslo kyslíka - -II

Vytvára oxidový anión O^2-

V zlúčeninách je viazaný dvoma kovalentnými väzbami. Môžu to byť dve jednoduché väzby, alebo jedna dvojitá kovalentná väzba.

Príklad dvoch jednoduchých  kovalentných väzieb vidíme napríklad v molekule vody H₂O (sp hybridizácia).

(obrázok)

Príklad dvojitej kovalentnej väzby vidíme v molekule kyslíka O₂ alebo v molekule aldehydu (sp² hybridizácia).

(obrázok)

V niektorých prípadoch sa kyslík viaže troma kovalentnými väzbami, napríklad v molekule CO a vytvára navonok neutrálnu molekulu oxidu uhoľnatého.

                                 jednoväzbový (OH^- hydroxidový anión)

                                 dvojväzbový (H₂O – voda, CaO, CO₂)

Kyslík môže byť

                                 trojväzbový (CO, H₃O^--oxóniový katión)

                                 štvorväzbový (v štruktúre ľadu)

Poznámka: V štruktúre ľadu kyslík vytvára dve jednoduché kovalentné väzby s vodíkmi a voľnými elektrónovými pármi vytvára vodíkové väzby so susednými molekulami vody.

Fyzikálne vlastnosti

Molekulový kyslík je bezfarebný plyn, bez chuti a zápachu. Vo veľmi hrubých vrstvách má svetlomodrú farbu. Čiastočne sa rozpúšťa vo vode, čo tvorí základ pre dýchanie organizmov na Zemi.

Chemické vlastnosti

Kyslík je mimoriadne reaktívny prvok. S kyslíkom v atómovej forme sa pri bežných podmienkach stretávame len pri chemických reakciách, pretože sú veľmi nestále. Najčastejšie  sa kyslík spája do dvojatómových molekúl O₂, získava tak stabilnejšiu elektrónovú konfiguráciu.  Kyslík je významné oxidovadlo.  Zlučovanie kyslíka s inými prvkami (oxidácia) prebieha pri bežných teplotách veľmi pomaly, pre urýchlenie priebehu oxidácií treba zvýšiť teplotu, reakcie sú výrazne exotermické. Pri prudkej oxidácii vzniká teplo a svetelné žiarenie -  horenie.

Zlúčeniny

Oxidy

Dvojprvkové zlúčeniny kyslíka s inými prvkami nazývame oxidy. Podľa štruktúry a väzby ich delíme :

                                             molekulové

oxidy                                    s atómovou štruktúrou

                                             iónové

Molekulové oxidy

Kyslík je v nich viazaný kovalentnými väzbami. Patria sem:

a.)    oxidy väčšiny nekovov (H, C, N, P, S, Cl, Br), vytvárajú zlúčeniny ako napríklad NO₂  - oxid dusičitý, Cl₂O₇ – oxid chlóristý

b.)    oxidy kovov (Mn, Os), napríklad Mn₂O₇ – oxid manganistý

Oxidy s atómovou štruktúrou

Atómy sú viazané kovalentnou väzbou, patria sem oxidy kovov a niektorých nekovov. Napríklad ZnO – oxid zinočnatý, PbO – oxid olovnatý, Al₂O₃ – oxid hlinitý

Iónové oxidy

Oxidový anión O^2- je viazaný  iónovou väzbou s katiónom kovu (najmä alkalické kovy, kovy alkalických zemín). Napríklad K₂O – oxid draselný, CaO – oxid vápenatý.

Oxidy delíme ďalej podľa ich reakcíi s vodou, kyselinami a zásadami ich delíme:

1. Kyselinotvorné oxidy

Do skupiny kyselinotvorných oxidov patria molekulové oxidy a oxidy kovov, ktoré majú oxidačné číslo väčšie ako V. Napríklad  SO₃, SO₂. Výnimkou sú napríklad CO, N₂O – oxid dusný.

SO₃ + H₂O → H₂SO₄     vzniká kyselina sírová

Molekulové oxidy, ktoré sú vo vode nerozpustné reagujú so zásadami.  Pri reakcii vzniká príslušná soľ.

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

Na₂SiO₃ – kremičitan disodný

2. Zásadotvorné oxidy

Medzi zásadotvorné oxidy patria iónové oxidy a oxidy kovov, ktoré majú oxidačné číslo menšie ako IV. Pri reakcii s vodou vznikajú hydroxidy.

K₂O + H₂O → 2KOH

KOH - hydroxid draselný

Oxidy, ktoré sú vo vode nerozpustné dávajú pri reakcii s kyselinou príslušnú soľ.

MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O

MgCl₂  - Chlorid horečnatý

Výskyt kyslíka

Kyslík je najrozšírenejší prvok na Zemi. Tvorí 21% atmosféry, je súčasťou litosféry (nachádza sa v mineráloch a horninách) a hydrosféry (voda). Je dôležitým biogénnym prvkom, je súčasťou všetkých živých organizmov, potrebný v procese dýchania. Má tri izotopy O, O , O.

Výroba kyslíka

Kyslík sa priemyselne vyrába zo skvapalneného vzduchu frakčnou destiláciou, alebo elektrolýzou vody. Laboratórne sa pripravuje z látok, ktoré ho obsahujú, napríklad  niektoré oxidy.

2HgO → 2Hg + O₂

HgO – oxid ortuťnatý (červený prášok), keď sa dostatočne zahrieva rozkladá sa na ortuť a kyslík.

Kyslík môžeme pripraviť aj z peroxidu vodíka:

2H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Pri tejto reakcii je potrebná prítomnosť katalyzátora MnO₂.

Z niektorých solí:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Reakcia prebieha za prítomnosti katalyzátora MnO_2.

KClO₃ – chlorečnan draselný

Z manganistanu draselného KMnO₄ (hypermangán – má dezinfekčné účinky):

2KMnO₄ →  K₂MnO₄ + MnO₄ + O₂

K₂MnO₄ – manganan draselný

Použitie kyslíka

Používa sa pri spaľovacích procesoch a na oxidácie. V hutníctve sa používa na zváranie a rezanie kovov.  V zdravotníctve je súčasťou dýchacích prístrojov. Používa sa ako palivo kozmických lodí. Prepravuje sa v oceľových fľašiach, ktoré sú označené modrým pásom.

Použitá literatúra: http://sk.wikipedia.org/wiki/Kysl%C3%ADk

http://sk.wikipedia.org/wiki/Dus%C3%ADk

http://sk.wikipedia.org/wiki/Uhl%C3%ADk