Vzácné plyny He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn konfigurace ns2 np6 - velmi stálá velmi vysoké ionizační energie málo deformabilní, diamagnetické, monoatomické plyny slabé van der Waalsovy síly  plyny se obtížně zkapalňují všechny vlastnosti se mění monotónně: - velikost atomů roste se stoupajícím proton. č. - IE klesá se stoupajícím proton. č. - body tání a varu se zvyšují se stoupajícím proton. č. (s velikostí atomů roste polarizibilita a schopnost interakce atomů navzájem, i s jinými atomy  zvyšování bodu varu a tání) málo rozpustné v polárních i nepolárních rozpouštědlech malá adsorpční schopnost bez chuti, zápachu, bezbarvé chemicky netečné (známo pouze několik sloučenin, hlavně u těžších homologů) Helium Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, chemicky zcela inertní, ve vodě velmi málo rozpustný. Přírodní helium je směsí dvou stabilních izotopů: 0,0001 % 3He a 99,999 % 4He. Uměle byly připraveny radioaktivní izotopy helia s nukleonovými čísly 5 až 10. Helium je jediná látka, která při nízkých teplotách a normálním tlaku zůstává kapalná až k teplotě absolutní nuly. Pevné helium lze získat pouze za zvýšeného tlaku. Helium má ze všech známých látek nejnižší bod varu. Helium a i ostatní vzácné plyny mají malé elektrické průrazné napětí, snadno se ionizují a dobře vedou elektrický proud. Toho se využívá při výrobě výbojek. Helium září intenzivně žlutě. 1s2 Helium Helium tvoří druhou nejvíce zastoupenou složku vesmírné hmoty. Na Zemi je přítomno jen velmi vzácně. Vzniká jako produkt radioaktivního rozpadu některých prvků. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává do meziplanetárního prostoru. V atmosféře Země (do výšky 200 km) tvoří 0,000524 objemových procent (tj. 5,24 ppm). V menším množství až 9 % se nachází v zemním plynu, z něhož se také získává vymrazováním. Vzácně vyvěrá helium i trhlinami v zemi, nejznámější oblasti těchto vývěrů leží ve Skalistých horách v USA a v Kanadě. Předpokládá se, že veškeré toto helium je produktem jaderného rozpadu prvků v zemské kůře (částice alfa jsou jádry atomů helia). Od roku 1917 se v Severní Americe získává helium z ložisek zemního plynu (zemní plyn z oblasti Texasu, Kansasu a Oklahomy obsahuje až 7 % helia). Od methanu a ostatních plynů se odděluje frakční destilací. Další možnost je zahřívání minerálů, ve kterých se helium vyskytuje (cleveit, monazit a thorianit), na teplotou cca 1 200 °C. Celkové zásoby zemního plynu s obsahem helia se v USA odhadují na 4 miliardy m3, v Alžírsku na 1,8 a v Rusku na 1,7 miliardy m3. Helium Kapalné helium Kapalné helium se vyskytuje ve dvou formách – helium I při teplotách 2,1768–4,21 K a helium II při teplotách nižších než 2,1768 K (za normálního tlaku) (tzv. lambda bod). Obě formy helia se nemohou vyskytovat v jedné nádobě současně vedle sebe: nad lambda teplotou se může vyskytovat pouze helium I a pod lambda teplotou pouze helium II. Helium I se chová jako běžné tekutiny, helium II je supratekuté - nemá prakticky žádné vnitřní tření, teče nesmírně rychle, díky kapilárnímu jevu přetéká stěny nádob, vytéká horním koncem do něj ponořené kapiláry (jev zvaný fontánový efekt). Má také největší tepelnou vodivost ze všech doposud známých látek. Vzhledem ke své extrémně nízké hustotě a inertnímu chování se helium používá k plnění balónů a vzducholodí (náhrada hořlavého vodíku). Nevýhodou je vysoká cena. Navíc má atom helia velmi malý průměr, snadno difunduje skrze pevné materiály a dochází tak ke ztrátám. Směsí helia, kyslíku a dusíku se plní tlakové láhve s dýchací směsí (helox), určenou pro potápění do velkých hloubek. Na rozdíl od dusíku totiž ani pod velkým tlakem nezpůsobuje tzv. hloubkové opojení, omezuje vznik otravy kyslíkem a současně zmenšuje riziko kesonové nemoci. Pokud člověk nadechne helium, rezonanční frekvence dýchacích cest se změní a to ovlivní zabarvení hlasu. Mimořádně nízká teplota varu předurčuje kapalné helium jako jedno ze základních médií pro kryogenní techniky, především pro výzkum i praktické využití supravodivosti a supratekutosti různých materiálů. Helium se ve směsi s neonem používá k plnění reklamních osvětlovačů, obloukových lamp a doutnavek. Výboj v heliu má intenzivně žlutou barvu. Sloučeniny helia hydráty Adukty s fullerenem He proniká také do struktury silikátů a perovskitů Neon Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, naprosto inertní. Přírodní neon je směsí tří stabilních izotopů, největší podíl (90,92%) zaujímá izotop 20Ne. Neon se snadno ionizuje, a v ionizovaném stavu intenzivně září. [He] 2s2 2p6 Je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 0,001 8 % (Ve 100 litrech vzduchu je přibližně 1,82 ml neonu), je tedy po argonu druhým nejrozšířenějším vzácným plynem v zemské atmosféře a pátým nejrozšířenějším plynem v suchém vzduchu. Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo frakční adsorpcí na aktivní uhlí, při teplotách kapalného vzduchu. Chemické sloučeniny neonu nejsou známy, ale vytváří hydráty Elektrickým výbojem v prostředí neonu o tlaku několik torrů (okolo 1% atmosférického tlaku) vzniká intenzivní světelné záření oranžově-červené (šarlatové) barvy. Tohoto jevu se využívá pří výrobě výbojek (tzv. neonek). Neonové trubice se používají v různých oblastech elektrotechniky (usměrňovače, pojistky, reduktory napětí…). Kapalný neon se využívá v kryogenní technice jako náhrada dražšího a obtížněji připravitelného kapalného helia. Neon slouží i jako náplň do některých typů laserů. Argon Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, velmi málo reaktivní. Rozpustný ve vodě (rozpustnější než kyslík). Lépe se rozpouští v nepolárních organických rozpouštědlech. Argon lze adsorbovat na aktivním uhlí. Argon je hojně zastoupen v zemské atmosféře. Tvoří přibližně její 1 % (ve 100 l vzduchu je 934 ml argonu) je proto poměrně snadno získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo frakční adsorpcí na aktivní uhlí při teplotě kapalného vzduchu. [Ne] 3s2 3p6 Argon se stejně jako ostatní vzácné plyny snadno ionizuje, a v ionizovaném stavu září. Toho se využívá v osvětlovací technice. Argon září při větší koncentraci červeně, při nižších přechází přes fialovou a modrou až k bílé barvě. Sloučenina argonu – HArF. Vzniká reakcí argonu s fluorovodíkem při teplotě 8 K. Je stabilní do teploty 40 K. Inertních vlastností argonu se využívá při svařování kovů, kde tvoří ochrannou atmosféru kolem roztaveného kovu (zabraňuje vzniku oxidů a nitridů a tím zhoršování mechanických vlastností svaru). V metalurgii se ochranná atmosféra argonu nasazuje při tavení slitin hliníku, titanu, mědi, platinových kovů a dalších. Růst krystalů superčistého křemíku a germania pro výrobu polovodičových součástek pro výpočetní techniku se uskutečňuje v atmosféře velmi čistého argonu. Argon se ve směsi s dusíkem používá jako ochranná atmosféra žárovek a jako prostředí pro uchovávání potravin. V této směsi se také používá k plnění sáčků (například brambůrek), které jsou takto ochráněny před zvlhnutím a před rozmačkáním. Čistého argonu se používá ve výbojkách, elektrických obloucích a doutnavých trubicích, kde podle koncentrace dokáže vytvořit červenou, fialovou, modrou a bílou barvu. Krypton Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, téměř inertní. Chemické sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. KrF2, bílá krystalická látka, silné fluorační činidlo Krypton se na rozdíl od předchozích vzácných plynů rozpouští dobře ve vodě a ještě lépe v nepolárních organických rozpouštědlech. Krypton je možno při velmi nízkých teplotách zachytit na aktivním uhlí. Krypton se stejně jako ostatní vzácné plyny snadno ionizuje, a v ionizovaném stavu září. Toho se využívá v osvětlovací technice. Světlo vzniklé výbojem v kryptonu má zelenavě až světle fialovou barvu, která zřeďováním kryptonu [Ar] 3d10 4s2 4p6 Krypton je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 0,0001 %. Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Vzniká také jako jeden z produktů radioaktivního rozpadu uranu a lze jej nalézt v plynných produktech jaderných reaktorů. Další možností získání kryptonu je frakční adsorpce na aktivní uhlí za teplot kapalného vzduchu. Krypton má řadu izotopů, z nich 6 je stabilních a další z nich podléhají radioaktivní přeměně. Určení vzájemného poměru různých izotopů kryptonu může v určitých případech sloužit k datování stáří hornin nebo podzemních vod. Protože izotopy kryptonu vznikají i při výbuchu nukleárních bomb, výzkum zastoupení vybraných izotopů lze použít k posouzení velikosti depozice produktů jaderných zkoušek ve zkoumaných lokalitách. Krypton-83 se používá při zobrazování dýchacích cest magnetickou rezonancí (MRI) Krypton nachází uplatnění hlavně v osvětlovací technice, kde se ho využívá k plnění kryptonových žárovek a některých zářivek. Krypton se dá dále použít ve výbojkách, obloukových lampách a doutnavých trubicích. Světlo vzniklé výbojem v kryptonu má zelenavě až světle fialovou barvu, která se jeho ředěním v nádobě vytrácí a při velkém zředění začne vydávat bílé světlo. Krypton se také spolu s některými dalšími inertními plyny používá pro plnění izolačních dvojskel. Vdechování směsi kyslíku s kryptonem i za normálního tlaku během několika minut vyvolává silné narkotické účinky. Xenon Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní. Je velmi dobře rozpustný ve vodě a ještě lépe rozpustný v nepolárních organických rozpouštědlech. Xenon se stejně jako ostatní vzácné plyny snadno ionizuje, a v ionizovaném stavu září. Toho se využívá v osvětlovací technice. Xenon září fialovou barvou, ale ředěním xenonu ve výbojové trubici barva ztrácí na plnosti a při velkém zředění vydává xenon pouze bílé světlo. Xenon má řadu izotopů, z nich šest je stabilních, tři mají poločas přeměny delší než 10 14 let, a přibližně dvacet nestabilních, podléhajících další radioaktivní přeměně. Určení vzájemného poměru různých izotopů xenonu v horninách slouží ke studiu geologických přeměn zemské kůry. Studium izotopů xenonu vázaného v meteoritech přispívá k pochopení formování našeho sluneční soustavy. Vdechování směsi kyslíku s xenonem i za normálního tlaku během několika minut vyvolává silné narkotické účinky. Ruští sportovci na Zimních olympijských hrách 2014 údajně inhalovali xenon jako doping. Xenon je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 5×10−6 %. Byl nalezen i v některých pramenech minerálních vod, kam se dostává jako produkt rozpadu izotopů uranu a plutonia. Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo frakční adsorpcí na aktivním uhlí za teplot kapalného vzduchu. Xenon se využívá k výrobě výbojek, obloukových lamp a doutnavých trubic. Sloučeniny Xe sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem, chlorem a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. Fluoridy xenonu XeF2, XeF4, XeF6 - vznikají přímou reakcí prvků XeF4 Trioxid xenonu (oxid xenonový) je silně explozivní. XeF6 + 3H2O  XeO3 + 6HF XeO3 + OH-  HXeO4 - 2HXeO4 - + 2OH-  XeO6 4- + Xe +O2 + 2H2O Ba2XeO6 + 2H2SO4  2BaSO4 + XeO4 + 2H2O 2XeF2 + 2 H2O → 2Xe + 4HF + O2 Oxofluoridy xenonu Hydráty xenonu: Xe • 5.75 H2O Klathráty: Kr a Xe pronikají do dutin v krystalické mřížce melanophlogitu Radon = nejtěžší přirozeně se vyskytující chemický prvek ve skupině vzácných plynů, je radioaktivní a nemá žádný stabilní izotop. Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní. Vzniká jako produkt radioaktivního rozpadu radia a uranu a díky své nestálosti postupně zaniká dalším radioaktivním rozpadem. Je známo přibližně dvacet nestabilních izotopů radonu. Radon je velmi dobře rozpustný ve vodě (okolo 51 % svého objemu) a ještě lépe se rozpouští v nepolárních organických rozpouštědlech a při velmi nízkých teplotách jej lze zachytit na aktivním uhlí. Chemické sloučeniny tvoří stejně jako krypton a xenon pouze vzácně s fluorem (RnF2, RnF4) a kyslíkem (RnO3), všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. V geologii slouží studium obsahu izotopů radonu v podzemních vodách k určení jejich původu a stáří. Medicínské využití radonu je založeno na skutečnosti, že převážná většina jeho izotopů fungují jako alfa zářiče s poměrně krátkým poločasem přeměny (nestabilnější izotop 222Rn má poločas rozpadu 3,82 dne, další izotopy už jen:220Rn 54,5 s a 219Rn 3,92 s). Používají se proto někdy pro krátkodobé lokální ozařování vybraných tkání. Radonová voda (voda obsahující rozpuštěný radon) se používá rovněž v balneologii, například v jáchymovských lázních, kam je dopravována potrubím z bývalého uranového dolu Svornost, Radon Uranová řada Do organismu se 220Rn dostává zejména vdechováním. Jeho atomy snadno pronikají až do plicních sklípků. Ohrožení zdraví má původ v dceřiných produktech, tzn. v produktech rozpadu radonu. Protože ty mají krátký poločas rozpadu, rozpadají se z větší části v plicích. Přitom vyzařují vysoce energetické záření alfa. Dlouhodobější ozařování epitelu plicní tkáně může vést k rakovinnému bujení. Radon Radonová mapa ČR Přirozeným zdrojem radonu je geologické podloží, ve kterém se vyskytuje uran. Je přítomen v horninách buď v uranových minerálech (uraninit apod.) nebo v tzv. horninotvorných minerálech tvořících horniny (např. slída v žulách apod.). Halogeny všechny jsou nekovy, tvoří biatomické molekuly, nízká vazebná energie, max. u Cl2, naopak nejsnadněji disociuje I2 F2 - plyn (slabě zelený) Cl2 - plyn (žlutý) Br2 - kapalina (červenohnědé páry) I2 - krystal. sublimující látka (fialové páry) F2 Cl2 Br2 I2 odstupňování bodů varu = důsledek van der Waalsových mezimolekulárních sil vysoké hodnoty IE, EA a elektronegativity (F2 nejvyšší elektronegativita ze všech prvků) snadná tvorba aniontů; zejména s prvky o nízké elektronegativitě přecházejí za uvolnění velkého množství energie do stavu X- se stálou konfigurací vzácného plynu  ox. číslo –I lehčí halogen je vždy schopen oxidovat halogenidový anion těžšího prvku a vylučovat ho z vod. roztoku v elementární formě schopnost vytvářet s kovy přímo soli  solitvorné prvky vysoká reaktivita halogenů (u F2 je reaktivita tak vysoká, že nereaguje pouze s He, Ne, Ar)  v přírodě se halogeny nenacházejí ve volném stavu, pouze ve sloučeninách Oxidační čísla: F2 jako jediný prvek nemůže mít jiné ox. číslo než – I X ostatní halogeny další ox. čísla: I, III, (IV), V, VII ox. č. VII - uplatnění všech elektronů na orbitalech ns2np5 ox. č. V - stálost ox. čísla stoupá podél podskupiny směrem k těžším homologům; stabilizace valenčních eletonů na orbitalech ns2 (tzv. inertní el. ns2 pár)  existuje stálý I2O5, ale Cl2O5 a Br2O5 neexistují. halogeny s kovalentními biatomickými molekulami se lépe rozpouštějí v málo polárních rozpouštědlech (CS2, CHCl3, CCl4, C6H6) 1) vodné roztoky halogenů podléhají pomalé hydrolýze: pro Cl2, Br2, I2 platí: X2 + H2O  HX + HXO (viz např. chlorování pitné vody) pro F2 platí: 2 F2 + 2 H2O  4 HF + O2 nebo 3 F2 + 3H2O  6 HF + O3 hydrolytická konstanta klesá od F2 k I2 2) ve vod. roztoku alkalických hydroxidů se liší chování halogenů: 2 F2 + 2OH-  2 F- + H2O + OF2 u ostatních halogenů: X2 + 2OH- XO- + X- + H2O hydrolýza 3XO-  2X- + XO3 - disproporcionace o produktech rozhodují rychlosti obou kompetitivních reakcí Obecné metody přípravy halogenů 1) Vzájemné vytěsňování ze svých sloučenin: 2 NaBr + Cl2  2 NaCl + Br2 (u halogenidů lehčí halogen vytěsní těžší) 2 NaClO3 + I2  2 NaIO3 + Cl2 (ze sloučenin, v nichž halogeny mají kladné ox. číslo mohou být vytěsněny těžším halogenem) 2) Oxidací halogenvodíků nebo halogenidů: 4 HCl + MnO2  MnCl2 + 2 H2O + Cl2 2 KBr + H2SO4 (konc.)  Br2 + K2SO3 + H2O 4 HI + O2  2 H2O + I2 3) Redukcí kyslíkatých sloučenin halogenů: HIO3 + 5 HI  3 I2 + 3 H2O Fluor žlutozelený plyn pronikavého zápachu. Fluor je extrémně jedovatý, leptá dokonce i sklo. Přírodní fluor je ze 100 % tvořen stabilním izotopem 19F, uměle bylo připraveno dalších 10 nestabilních izotopů fluoru s nukleonovými čísly 15 až 25. mimořádná reaktivita dána malou velikostí atomu  max. elektronegativita. pevná kovalentní vazba v molekulách např.: v molekulách CX4: C-F (428 kJ/mol) C-Cl (327 kJ/mol) Kromě kyslíku, dusíku a chloru přímo reaguje téměř se všemi prvky. S vodíkem reaguje fluor explozívně za vzniku fluorovodíku, s ostatními nekovy za vývoje plamene. S kyslíkem se slučuje pouze nepřímo za vzniku několika různých fluoridů kyslíku, např. OF2, O2F2, O4F2 a dalších. OOF2 reaguje explosivně s čímkoliv, s čím přijde do kontaktu. Elektronegativita F je mnohem vyšší než u vodíku, hybridizace of atomu kyslíku je stejná u H2O2 a O2F2 (sp3). Podle Bentova pravidla mají hybridní orbitaly obsahující fluor menší scharakter a větší p-charakter, zatímco u ostatních je tomu naopak. Tudíž délka vazby O-O je v O2F2 kratší než v H2O2. Fluor jako jediný známý prvek tvoří valenční sloučeniny s netečným plynem radonem. Elementární fluor i řada fluoridů patří mezi extrémně silná oxidační činidla, fluorid platinový PtF6 oxiduje i netečný plyn xenon. Reakce fluoru s kapalnou vodou probíhá za vzniku flurovodíku a kyslíku: 2F2 + H2O(l) → 4HF + O2 Reakce fluoru s ostatními halogeny probíhá za vzniku interhalogenů typu: XF, XF3 a XF5, s jodem i XF7. Některé kovy reagují s fluorem za normálních teplot nebo při mírném zahřátí jen na povrchu a vzniklý povlak brání další reakci – pasivace. Při silnějším zahřívání reakce pokračuje do hloubky a některé kovy, jako zinek, cín nebo hliník, dokonce vzplanou. Za červeného žáru působí fluor dokonce i na zlato a platinu. Sklo (tvořené oxidem křemičitým), reaguje s fluorem za vzniku plynného fluoridu křemičitého a kyslíku. Působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík a kyslík, který obsahuje také malé množství ozonu, za jistých podmínek však působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík a kyselina fluorná. Průměrný obsah fluoru v zemské kůře je 0,0585 %. V přírodě se elementární fluor jako prvek, díky své značné reaktivitě, nevyskytuje. Ojedinělý výskyt přírodního elementárního fluoru je znám v antozonitu (páchnoucí fluorit) z dolu Wölsendorf v Bavorsku (e zdejším radioaktivním fluoritu byly zjištěny až 200 nm velké bubliny fluoru („smradlavý kazivec“). Elementární fluor se uvolňuje z fluoridu vápenatého působením beta záření, jehož zdrojem je uran přítomný v antozonitu) Nejdůležitějšími užitkovými nerosty fluoru jsou minerály fluorit (kazivec) CaF2, fluoroapatit Ca5F(PO4)3 a kryolit Na3[AlF6]. Ze všech nerostů mají nejvyšší obsah fluoru minerál griceit LiF (73,24 % F), barberit (NH4)BF4 (72,5 % F) a ferucit NaBF4 (69,2% F). Celkem bylo popsáno přes 440 nerostů s obsahem fluoru. Příprava: 1) IF7  IF5 + F2 (tepelný rozklad) 2) Tavná elektrolýza směsi fluoridů alkalických kovů Výroba: Tavnou elektrolýzou (T = 250-300 °C) hydrogenfluoridu draselného KF.2HF - přibližné složení Elektrolýza probíhá při teplotě 250-300°C v elektrolyzérech vyrobených ze slitin niklu. Přímé využití nachází fluor jako okysličovadlo v raketových motorech a jako fluorační činidlo v organické syntéze (výrobu teflonu a dalších syntetických organických polymerů). Krátkodobý pozitronový radionuklid 18F (T1/2 = 110 min.) se požívá v emisní tomografii. Chlor žlutozelený plyn charakteristického zápachu. Má 2 stabilní izotopy 35Cl a 37Cl. Stejně jako ostatní halogeny, je i chlor mimořádně chemicky reaktivní prvek. Reaktivita chloru je ale ve srovnání s fluorem poněkud nižší. Chlor reaguje s většinou prvku přímo, sloučeniny chloru s uhlíkem, kyslíkem a dusíkem lze připravit nepřímo. Průměrný obsah chloru v zemské kůře je 0,2 %. V přírodě se volný chlor nevyskytuje, ve velkém množství se chlor nachází zejména v chloridech alkalických kovů. Celkem bylo popsáno více než 300 nerostů s obsahem chloru. Chlorid sodný (halit, sůl kamenná) je hlavní složkou solí obsažených v mořské vodě. Další minerály: sylvín (KCl), karnalit (KMgCl3.6H2O) nebo kainit (KMgClSO4.3H2O). Příprava: oxidací chlorovodíku: Ca(ClO)2 + 4 HCl  2 Cl2 + CaCl2 + 2 H2O 16 HCl + 2 KMnO4  2 MnCl2 + 2 KCl + 5 Cl2 + 8 H2O 4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O Výroba: vedlejší produkt při výrobě NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl Katoda (Fe): 2 H2O + 2 e-  2 OH- + H2 Anoda (C): 2 Cl- - 2 e-  Cl2 katalytická oxidace chlorovodíku (různé postupy) 4HCl + O2 → 2Cl2 + 2H2O Použití chlorační činidlo při výrobě velké řady anorganických i organických sloučenin, bělidlo, výroba bromu, sterilizace pitné vody Mechanismus sterilizace vody pomocí chloru K ničení choroboplodných zárodků v chlorované vodě nedochází přímým působením chloru, ale vlivem volného kyslíku, který vzniká rozkladem kyseliny chlorné HClO, vzniklé rozpouštěním chloru ve vodě. Válečné použití chloru Poprvé byl použit německou armádou v roce 1915 - na západní frontě v bitvě u Ypres, na východní frontě při obléhání pevnosti Osowiec. Chlor je těžší než vzduch, drží se především v zákopech. Chlor reaguje s vlhkostí obsaženou ve sliznicích za vzniku kyseliny chlorovodíkové, která poškozuje zejména oči a plicní tkáň. Brom červenohnědá kapalina, nepříjemného zápachu. Přírodní brom je směsí dvou stabilních izotopů 79Br a 81Br, uměle bylo připraveno dalších 24 radioaktivních izotopů s nukleonovými čísly 68 až 94. Brom ochotně reaguje s celou řadou prvků, svými chemickými vlastnostmi se značně podobá chloru. S kyslíkem se brom přímo neslučuje, ale nepřímým postupem lze připravit tři nestabilní oxidy bromu, oxid bromný Br2O, oxid bromičitý BrO2 a oxid bromový BrO3. Oxid bromičitý patří mezi jediné dva známé oxidy halogenů v sudém oxidačním stavu. Brom, pobobně jako chlor, tvoří čtyři jednosytné kyslíkaté kyseliny, velmi slabou kyselinu bromnou HBrO, nestálou kyselinu bromitou HBrO2, silnou kyselinu bromičnou HBrO3 a silnou, nestálou kyselinu bromistou HBrO4, všechny kyslíkaté kyseliny bromu jsou schopné existence pouze ve vodných roztocích. Ve sloučeninách vystupuje brom nejčastěji v oxidačním stupni -I. V přírodě se volný brom nevyskytuje, je obsažen v řadě sloučenin, vetšinou jako doprovod chloru. Obsah bromu v zemské kůře je 2,4 ppm. Nejdůležitějším minerálem bromu je bromkarnalit KBr.MgBr2.6H2O. Příprava: oxidací bromidů v kyselém prostředí: 2KBr + MnO2 + 2H2SO4 → Br2 + K2SO4 + MnSO4 + 2H2O Výroba: z matečných louhů po zpracování karnalitu, brom se vytěsňuje po okyselení chlorem za zvýšené teploty: 2KBr + Cl2  Br2 + 2KCl Brom se používá k přípravě řady anorganických a zejména organických sloučenin. Jod Elementární jod je tmavě fialová až černá látka, která za atmosférického tlaku přechází přímo do plynné fáze, sublimuje. Jeho páry mají fialovou barvu a charakteristický dráždivý zápach. Ve vodě se rozpouští velmi slabě, lépe je rozpustný v ethanolu nebo nepolárních rozpouštědlech jako sirouhlík (CS2), tetrachlormethan (CCl4) nebo benzen(C6H6). Je rozpustný ve vodném roztoku jodidu draselného, s kterým tvoří trijodidový anion, tohoto se využívá v jodometrických titracích. KI + I2 → KI3 I3 -: žlutý až tmavohnědý "Lugolův roztok" I2 v nepolárních rozpouštědlech - fialové roztoky v polárních rozpouštědlech hnědé roztoky, důsledek solvatace  posun lmax absorpčního pásu přenosem náboje Se škrobem jod tvoří tmavě modrý komplex Přírodní jod je ze 100 % tvořen stabilním izotopem 127I, uměle bylo připraveno dalších 33 nestabilních izotopů jodu s hmotnostními čísly od 108 do 141. Jod je méně reaktivní než ostatní halogeny. Snadno reaguje s fosforem, železem a rtutí. S vodíkem reaguje jod neochotně. S kyslíkem se přímo neslučuje, nepřímo lze připravit oxid jodičný I2O5, který je jediným známým stabilním oxidem halogenů. Ve sloučeninách se vyskytuje obvykle v oxidačním stavu -I jako jodidový anion I-, v oxidačních stavech V a VII jako anion jodičný [IO3]- a jodistý [IO6]-5, v chloristanu jodném IClO4 vystupuje jod v kladném oxidačním stavu I jako kation jodný I+. Jod se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách, elementární jod se v přírodě nenalézá. Průměrný obsah jodu v zemské kůře je 0,045 %. Zdrojem jodu je chilský ledek, ve kterém je jod přítomen jako jodičnan. Příprava: HIO3 + 5 HI  3 I2 + 3 H2O 4 HI + O2  2 H2O + I2 Výroba: 1) z matečných louhů po zpracování chilského ledku, přidáním směsi HSO3 - a SO3 2- 2NaIO3 + 2NaHSO3 + 3Na2SO3  I2 + H2O + 5Na2SO4 (IO3 - se částečně redukuje na I-, který reaguje s nezreagovaným IO3 - na I2) 2) z popela z mořských chaluh a některých naftových vod obsahujících jodidy. Výroba jodu z jodidů se provádí oxidací jodičnany, chromany nebo oxidem manganičitým v kyselém prostředí: 2NaI + 3H2SO4 + MnO2 → I2 + 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O Největší využití nalézá jod a jeho sloučeniny v lékařství jako desinfekce a zejména jako laboratorní činidlo pro celou řadu analytických metod (oxidimetrie, jodometrie). V nukleární medicíně má klíčový význam pro diagnostiku a terapii onemocnění štítné žlázy radiojód 131I (T1/2 = 8 dní). Endemická struma Zvětšení štítné žlázy důsledku nedostatku jódu. Onemocnění bylo výrazně častější ve vnitrozemských oblastech oproti oblastem přímořským, kde potřeba jódu byla saturována díky jídelníčku bohatému na mořské ryby; tuto příčinu se podařilo odstranit obohacováním potravinářské soli jódem. Astat = černá, tuhá látka, vzhledem i chováním podobná jodu. Zahříváním přechází na tmavě fialové páry. Astat nemá žádný stabilní izotop a v přírodě se vyskytuje jen v naprosto nepatrných množstvích jako člen některé z uranových, popř. thoriové rozpadové řady. Je známo cca 30 izotopů astatu, z nichž nejstabilnější 210At má poločas rozpadu 8,3 hodiny. Sloučeniny se velmi rychle rozpadají vlivem radioaktivity: Astatidy As- (astatid sodný NaAt, hořečnatý MgAt2 a astatovodík HAt). Silnými oxidačními činidly lze připravit astatnany AtO-1, astatitany AtO2 -1 a astatičnany AtO3 -1. S ostatnímy halogeny tvoří fluorid astatný AtF, chlorid astatný AtCl a jodid astatný AtI. [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5 Sloučeniny halogenů Halogenvodíky HF, HCl, HBr, HI snadno zkapalnitelné, fyziologicky dráždivé, leptající, jedovaté plyny snadno se rozpouštějí v H2O na roztoky halogenvodíkových kyselin Halogenvodíkové kyseliny- odstupňovanou kyselost (vliv velikosti aniontu) HI je nejsilnější halogenvodíková kyselina Klesající stálost vazby H-X se u HBr a HI projevuje též v snadném uvolnění halogenů a jejich redukční působení HBr a HI nelze připravit rozkladem alkalických halogenidů např. konc. H2SO4, vznikající HBr nebo HI redukuje H2SO4: 2HI + H2SO4  I2 + SO2 + 2H2O Příprava halogenvodíků HF: F2 + H2  2HF 2F2 + 2H2O  4HF + O2 CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2HF HCl: NaCl + H2SO4  HCl + NaHSO4 (vytěsněním z chloridům méně těkavou kyselinou) H2 + Cl2  2 HCl (akt. uhlí, T= 1400C) - nutná značná opatrnost, třaskavá chlorová směs, vybuchuje po ohřevu či UV světlem v důsledku řetěz. reakce: Cl2 + energie  2 Cl. Cl. + H2  HCl + H. H. + Cl2  HCl + Cl. … Rozkladem některých kovalentních chloridů vod. parou: PCl5 + H2O  POCl3 + 2HCl POCl3 + 3 H2O  H3PO4 + 3HCl Reakcí chloru s vod. parou na rožhaveném koksu: 2Cl2 + 2H2O + C  CO2 + 4HCl (T= 5500C) Chlorací org. sloučenin: CH4 + 4Cl2  CCl4 + 4HCl HBr: Hydrolýza kovalentních bromidů PBr3 + 3H2O  H3PO3 + 3 HBr PBr5 + 4H2O  H3PO4 + 5HBr Vytěsněním z bromidů méně těkavou kyselinou NaBr + H3PO4  HBr + NaH2PO4 Oxidací kovalentních hydridů bromem ve vod. roztoku: H2S.aq + Br2  S + 2HBr.aq Bromací org. sloučenin: CH4 + 4Br2  CBr4 + 4HBr HI: - příprava analogicky k HBr Např: H2S.aq + I2  S + 2HI.aq Halogenvodíkové kyseliny- adsorpcí halogenvodíku v H2O Obchodní preparáty: 48% HF, 37% HCl, 48%HBr, 47%HI Použití HF: výroba fluor. derivátů, výroba polovodičů, F2, freonů, fluoroplastů; významné nevodné ionizující rozpouštědlo HCl: výroba chlor. derivátů, výroba řady solí, hydrolytické odbourávání bílkovin, součást žaludeční šťávy (0.3- 0.5 %) Halogenidy - iontové - kovalentní Iontové halogenidy - halogenidy s elektropozitivními prvky, velký rozdíl elektronegativit (např. LiF) - málo těkavé, pevné, stálé látky, většinou dobře rozpustné v H2O, výjimku tvoří některé fluoridy s vysokými mřížkovými energiemi (LiF, CaF2, SrF2, BaF2, fluoridy lanthanoidů a aktinoidů) Kovalentní halogenidy - malý rozdíl elektronegativit Nízkomolekulání Halogenidy nekovů a polokovů - obvykle snadná hydrolýza za vzniku halogenvodíku, oxokyseliny nebo hydroxidu: SiCl4 + 4H2O  Si(OH)4 + 4HCl PBr5 + H2O  POBr3 + 2HBr POBr3 + 3H2O  H3PO4 + 3 HBr SF6, SiF4, TeBr4, … Halogenidy kovů ve vyšších oxidačních stavech TiCl4, SnCl4, UF5, WF6, … Halogenidové ionty mohou vystupovat jako ligandy a tvořit komplexy s přechodnými kovy nebo s kovalentními halogenidy: SiF4 +2F-  [SiF6]2- Vysokomolekulání s lineáními, rovinnými nebo prostorovými sítěmi kovalentních vazeb Atomy halogenů mají několik volných elektronových párů => mohou fungovat jako můstkové ligandy. AlCl3, CdCl2, CuBr2, BiI3 Kovalentní halogenidy uhlíku PTFE (Teflon) Podle chování k vodě 1. Halogenidy podléhající pouze elektrolytické disociaci (výrazně iontové) NaCl, KI, CaCl2 2. Hydrolyzující halogenidy (halogenidy nekovů, polokovů a některých kovů) PI3, AsCl3, TiCl4 3. Halogenidy nereagující s vodou CCl4, SF6, SeF6, OsF6 Fluorid uranový slouží k rozdělení izotopů uranu pro použití v jaderných elektrárnách. Fluorid sodný NaF a fluorid cínatý SnF2 se přidávají jako desinfekce do zubních past a slouží k ochraně dřeva před hnilobou. Fluorid sírový SF6 se využívá k přípravě inertní atmosféry při odlévání hořčíkových slitin, ve směsi s dusíkem nebo argonem slouží k odstraňování vodíku a dalších nežádoucích prvků, které způsobují poréznost hliníku a mědi. SF6 se také používá jako zvukově izolační plyn do dvojitých skel oken. Hydrofluorid amonný NH4HF2 se používá jako desinfekční činidlo v lihovarnictví a k leptání skla. Fluorid boritý BF3 se používá jako katalyzátor iontových polymerací alkenů, Fluoridy stříbrnatý AgF2, kobaltitý CoF3, niklitý NiF3, chloritý ClF3, bromitý BrF3, fosforečný PF5 a siřičitý SF4jsou důležitá fluorační činidla. Chloridy: biogenní ion, vliv na hospodaření organismu s vodou, acidobazickou rovnováhu a osmotický tlak tělních tekutin. Součást izotonických a fyziologických roztoků v medicíně. Bromidy: hypotenzivní a sedativní účinky Fluorid dusitý NF3 selektivní leptací činidlo při výrobě polovodičů Jodid dusitý NI3 třaskavina (jododusík) Bromid stříbrný AgBr využití ve fotografickém průmyslu Fluoridy v zubní pastě Fluoroapatit je méně rozpustný než hydoxyapatit, dochází ke zpevňování skloviny. Interhalogenové sloučeniny skupina sloučenin, které tvoří halogeny mezi sebou zákl. typy: AX, AX3, AX5, AX7 - halogen X vždy elektronegativnější než A - nejobvyklejší typ AB - stálost sloučenin AB klesá s rozdílem elektronegativit Acidobazické chování oxokyselin Čím slabší je O-H bond tím silnější je kyselina. O-H bond je oslabována v důsledku rostoucí elektronegativity centrálního atomu. Zvýšení počtu atomu kyslíku zvyšuje oxidační číslo centrálního atomu. Vyšší oxidační číslo na centrálním atomu reprezentuje pozitivní náboj na atomu. Oxosloučeniny halogenů Oxosloučeniny fluoru OF2, difluorid kyslíku je bezbarvý plyn, v kapalné formě se jedná o tmavě žlutou kapalinu. S vodou téměř nereaguje, ale reakce s vodní párou probíhá explozivně za vývoje značného množství tepla: OF2 + H2O → O2 + 2HF Příprava: 1) tavnou elektrolýzou hydrofluoridu draselného KHF2 2) reakcí fluoru se zředěným roztokem hydroxidu sodného: 2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O HFO - jediná známá kyslíkatá kyselina fluoru. Připravuje se reakcí fluoru s ledem: F2 + H2O(s) → HFO + HF Další fluoridy kyslíku: O2F2, O4F2 Oxosloučeniny chloru Cl2O, ClO2 , Cl2O7 - vysoce reaktivní, nestálé, silné oxidační účinky. Cl2O - zelenožlutý plyn, lomená molekula, anhydrid kys.chlorné Příprava: 1) disproporcionace suchého chloru vlivem HgO HgO + 2Cl2  HgCl2 + Cl2O 2) reakce chloru s uhličitanem sodným: 2Cl2 + 2Na2CO3 + H2O → Cl2O + 2NaHCO3 + 2NaCl HClO - nestálá látka, silné ox.účinky, slabá kyselina, existuje pouze ve vodných roztocích Příprava: disproporcionace chloru v H2O Cl2 + H2O HCl + HClO rovnováhu lze posunout vpravo odstraňováním Cl- pomocí HgO: 2Cl2 +H2O + HgO  HgCl2+ 2HClO zahříváním HClO rozklad: 3HClO HClO3 + 2HCl 2HClO 2HCl + O2 MIClO (chlornany) nestálé, silné ox.účinky, zahříváním disproporcionují na Cl- a ClO3 technicky významné je chlorové vápno (smíšený chlorid a chlornan vápenatý) Příprava: Cl2 + 2OH-  Cl- + ClO- + H2O ClO2 - zelenožlutý, explozivní plyn, smíšeným anhydridem HClO2 a HClO3 reakce s hydroxidy: 2 ClO2 + 2OH-  ClO2 - + ClO3 - + H2O Použití bělení buničiny, dezinfekce vody Použití: bělící, dezinfekční, oxidační a chlorační činidla HClO2 - nestálá látka, stejně jako HClO existuje jen ve vodných roztocích MIClO2 (chloritany) - silná ox. činidla, stálejší než HClO2 Příprava: 1) zaváděním ClO2 do roztoků hydroxidů 2) redukce ClO2 pomocí peroxidu 2 ClO2 + Na2O2  2NaClO2+ O2 Použití: stejné jako u MIClO HClO3 - silná kyselina, silné ox. účinky, nestálá, existuje stejně jako HClO a HClO2 , pouze ve vodných roztocích cca do 40 % koncentrace - snadný rozklad: 4 HClO3 HClO4 + 3 HCl Příprava: Ba(ClO3)2 + H2SO4  BaSO4 + 2HClO3 MIClO3 (chlorečnany) - důležité soli, dobře rozpustné ve vodě, relativně stálé, silné ox. účinky (s redukujícími látkami až explozivní charakter) - rozklad zahřátím: 4 KClO3  3 KClO4 + KCl 2 KClO3  2 KCl + 3O2 (vyšší teplota) Příprava: -zaváděním Cl2 do alk. hydroxidů za tepla 3 Cl2 + 6 NaOH  5 NaCl + NaClO3 + 3H2O Použití: oxidační činidla, bezpečnostní trhaviny, raketová paliva, výroba zápalek, herbicidy k ničení plevele a trávy HClO4 - bezbarvá dýmavá viskózní kapalina, jediná oxokyselina chloru, kterou lze připravit bezvodou, s vodou se mísí v každém poměru, její monohydrát je krystalická látka, jednou z nejsilnějších kyselin Příprava: KClO4 + H2SO4  HClO4 + KHSO4 Použití: silné ox.činidlo, k důkazu K+ Cl2O7 - bezbarvá olejovitá kapalina, explosivně se rozkládá zahřátím nebo úderem, ve styku s redukujícími látkami se explozivně redukuje. 2 HClO4 (bezvodá) + P2O5  Cl2O7 + 2HPO3 MIClO4 (chloristany) - nejstálejší kyslíkaté sloučeniny chloru, iontové sloučeniny s tetraedrickými anionty ClO4 -, málo komplexotvorné. Příprava: 1) Neutralizace HClO4 např.: Na2CO3 + 2 HClO4  2 NaClO4 + H2O + CO2 2) 4 KClO3  3 KClO4 + KCl tepelný rozklad při cca 500 0C 3) Anodickou oxidací ClO3 - na Pt elektrodě Použití: oxidační činidla, součást střelia a pyrotechniky, NH4ClO4 se používá jako okysličovadlo v raketových motorech na tuhá paliva, Mg(ClO4)2 se v laboratorní praxi používá k sušení plynů. OXOSLOUČENINY BROMU Oxidy: Br2O, BrO2, BrO3 - krajně nestálé látky, schopné existence jen hluboko pod 0 0C Kyseliny: HBrO a HBrO3 HBrO a MIBrO - obdobné vlastnosti jako HClO a MIClO - bromnany mají větší sklon k disproporcionaci na BrO3 - a Br- HBrO3 - analogické vlastnosti jako HClO3 Příprava: 1) Ba(BrO3)2 + H2SO4  BaSO4 + 2 HBrO3 2) Br2 + 5 Cl2 + 6 H2O  2 HBrO3 + 10 HCl MIBrO3 - analogické vlastnosti jako MIClO3 - bromičnany se teplem nerozkládají na BrO4 -, ale přímo na Br - a O2 - oxidační činidla používaná v odměrné analýze např.: 3 Sb3+ + BrO3 - + 6H+  3 Sb5+ + Br- + 3H2O - analyticky důležitá reakce: BrO3 - + 5 Br- + 6H+  3Br2 + 3H2O Bromičnan draselný se v potravinářství používá k vylepšování mouky (intenzivnější kynutí chleba) jako aditivum pod označením E 924 (v ČR je zakázaný). Bromičnan draselný se používá spolu s bromidy k laboratorní přípravě vodného roztoku bromu: 2 KBrO3 + KBr + H2SO4 = Br2 + K2SO4 + H2O Příprava reakcí bromu s horkým roztokem hydroxidu draselného. Reakce je vratná, takže změnou reakčních podmínek (okyselením) lze z bromidu draselného a bromičnanu draselného získat zpátky brom 3 Br2 + 6 KOH = KBrO3 + 5 KBr + 3 H2O rozklad bromnanu draselného na bromičnan draselný a bromid draselný 3 KBrO = KBrO3 + 2 KBr nebo redoxní reakcí chlorečnanu draselného s bromidem draselným KClO3 + KBr = KBrO3 + KCl OXOSLOUČENINY JODU - na rozdíl od oxosloučenin chloru a bromu za lab. teploty většinou krystalické látky včetně oxidů a kyselin - z oxidů existují: I2O4 - IOIO3 jodičnan jodylu I4O9 - I(IO3)3 jodičnan joditý I2O5 - bílá kryst. látka na rozdíl od analogických oxidů ostatních halogenů jsou stálé. oxid jodičný I2O5 je extrémně silné oxidační činidlo a používá se jako součást filtrů ochranných masek proti oxidu uhelnatému. HIO a MIIO - analogické vlastnosti jako HClO a MIClO, zcela nestálé látky Kyselina jodičná HIO3 - bílá kryst. látka, stálá, silná kyselina, dobře rozpustná ve vodě, v koncentrovaných roztocích částečná tendence k polymeraci Příprava: 1) I2 + 2HClO3  2 HIO3 + Cl2 2) I2 + 5 H2O2  2 HIO3 + 4 H2O Jodičnany MIIO3 - kromě MIIO3 existují i MIH(IO3)2 a MIH2(IO3)3 Příprava: 1) zavádění I2 do roztoku alkalického hydroxidu 2) neutralizace HIO3 3) KClO3 + KI  KIO3 + KCl - jodičnany se v kys. prostředí chovají jako oxidační činidla: IO3 - + 5I- + 6 H+  3I2 + 3 H2O - tepelný rozklad jodičnanů: 4KIO3  3KIO4 + KI KIO3  KI + 3/2 O2 - jodičnany alkalických kovů jsou rozpustné v H2O - jodičnany kovů alk. zemin a přechodných kovů jsou nerozpustné v H2O Použití jako oxidační činidla. Kyselina jodistá H5IO6, (HIO4)n - středně silné kyseliny, bílé, krystalické, stálé látky, silné oxidační účinky H5IO6  HIO4 + 2 H2O (T = 130 0C) - sklon k vytváření složitějších kondenzačních struktur např.: 2H5IO6  H4I2O9 + 3 H2O Kyselina metajodistá HIO4 existuje pouze ve formě polymeru (HIO4)n, který je nestabilní. Příprava: Ba3(H2IO6)2 + 6 HNO3 2 H5IO6 + 3 Ba(NO3)2 Používá se jako oxidační činidlo, oxidačně štěpí vicinální dioly za vzniku karbonylových sloučenin. Jodistany - existují různé typy, nejběžnější: MIIO4 MI 5IO6 MI 2H3IO6 MI 3H2IO6 MI 4I2O9 - bezbarvé látky ox. schopností - málo rozpustné ve vodě, včetně většiny jodistanů alkalických kovů (kromě LiIO4 a NaIO4) Jodistany v alkalickém prostředí existují pravděpodobně ve formě dimerního aniontu (O4I-O-IO4)4NaIO4 se používá v organické chemii k rozštěpení diolů za vzniku dvou aldehydů Příprava jodistanů: 1) Tepelným rozkladem jodičnanů (analogie přípravy MIClO4) 4 KIO3  3 KIO4 + KI 2) Neutralizací kyseliny jodisté HIO4 + KOH  KIO4 + H2O 3) Oxidací jodičnanů v alkalickém prostředí KIO3 + Cl2 + 2 KOH  KIO4 + 2 KCl + H2O Chalkogeny 94 • O • S • Se • Te Kapalný O2 O, S, Se, Te, Po směrem od nejlehčích k nejtěžším chalkogenům: - roste at.poloměr, - klesá IE, - klesá elektronegativita, - roste kovový charakter, - rostou body tání (s výjimkou Po) Po = radioativní - prvky se chovají především jako nekovy, u Se a Te částečný polokovový charakter, u Po výrazně kovový charakter (malý spec. el. odpor, vysoká el. vodivost, atd.): Te již výrazný elektropozitivní charakter, např. reakce s H2O: Te + 2H2O  2H2 + TeO2 (T = 100 0C) TeO2 - příklad amfoterního oxidu: 2 TeO2 + 2 HCl  [Te2O3]Cl2 + H2O TeO2 + 2 NaOH  Na2TeO3 + H2O Po má ještě výraznější elektropozitivní charakter, nejdůležitější oxidační čísla: +VI, +IV a –II Ox. číslo VI: důležité pro kyselinotvorné oxidy typu MO3, kyseliny H2SO4, H2SeO4 a H6TeO6 - stálost ox.čísla klesá podél skupiny, proto H2SeO4 a H6TeO6 se chovají jako ox. činidla: 2 Au + 6 H2SeO4  Au2(SeO4)3 + 3 H2SeO3 + 3 H2O 3 H2S + H6TeO6  3 S + Te + 6 H2O H2SO4 a H2SeO4 - silné kyseliny, koordinace 4 atomů kyslíku kolem centrálního chalkogenu, H6TeO6 - slabá kyselina, stálý koordinační oktaedr (6 OH-skupin kolem velkého atomu Te), obtížná disociace H+ Ox. číslo IV: ve čtyřmocenství se projevuje S jako reduk. Činidlo, - Se jako mírné oxidační činidlo (vzhledem k elementárnímu stavu) nebo mírné redukční činidlo (vzhledem k selenovým sloučeninám), Z jodidů znám pouze TeI4 (lehčí chalkogeny by způsobily oxidaci I- na I2) - halogenidy čtyřmocných těžkých chalkogenů se chovají jako Lewisovy kyseliny, snadný vznik komplexních halogenidů typu: [M IVX6]2- a [MIVX5]= potvrzení stálosti čtyřmocenství (k tvorbě komplexu dochází zahříváním tetrahalogenidů s halogenidy alk. kovů) Ox.číslo -II: charakteristické pro kyslík (základní ox.číslo), u ostatních chalkogenů význam menší - základní typy sloučenin: hydridy a chalkogenidy Vazebné poměry v chalkogenidech závisejí na elektronegativitě příslušného kovu a chalkogenu. - u silně elektropozitivních kovů (alk. kovy, kovy alk. zemin) se silně elektronegativní chalkogeny (O, S) se tvoří krystalové struktury s iontovým charakterem - s klesajícím rozdílem elektronegativit ubývá iontový charakter ve prospěch kovalentního charakteru (chemie chalkogenů = především chemie kovalentních sloučenin) U chalkogenů dochází k řetězení atomů: - hlavně u síry ve sloučeninách s vodíkem, halogeny (např. v chlorsulfanech SnCl2 , n = až 100), v kyslíkatých kyselinách, u samotné síry v kapalném stavu řetězce až 106 atomů síry - daleko méně se projevuje řetězení u ostatních chalkogenů - kyslík tvoří ozon, peroxosloučeniny s funkční skupinou -O-O-, nejdelší řetězec nalezen u O4F2 - selen tvoří Se2Cl2 = plynný chemický prvek, tvořící druhou hlavní složku zemské atmosféry. Je biogenním prvkem a jeho přítomnost je nezbytná pro existenci většiny živých organismů na této planetě Na Zemi je kyslík velmi rozšířeným prvkem. V atmosféře tvoří plynný kyslík 21 objemových procent. Voda oceánů, které pokrývají 2/3 zemského povrchu, je hmotnostně z 90 % složena z kyslíku. - V zemské kůře je kyslík majoritním prvkem, je přítomen téměř ve všech horninách, ve formě oxoaniontů (hlinitokřemičitany, křemičitany, sírany, uhličitany atd.) a oxidů (SiO2, Al2O3 atd.). Jeho obsah je odhadován na 46 až 50 hmotnostních procent. V hlubších vrstvách zemského tělesa zastoupení kyslíku klesá a předpokládá se, že v zemském jádře je přítomen pouze ve stopách. Ve vesmíru je zastoupení kyslíku podstatně nižší. Na 1 000 atomů vodíku zde připadá pouze jeden atom kyslíku. Na Zemi je kyslík velmi rozšířeným prvkem. Kyslík Pouze fluor vykazuje větší elektronegativitu než kyslík a tvoří s ním několik fluoridů, v nichž se kyslík vyskytuje v mocenství O+I i O+II. Všechny fluoridy kyslíku jsou značně nestálé, přesto však existuje reálná možnost jejich využití jako raketového paliva. Ve svých sloučeninách se kyslík vyskytuje převážně v mocenství O−II, výjimečně pak jako O−I a O+I a také O2 − v superoxidech (KO2 superoxid draselný) a O3 − v ozonidech. Záporně dvojmocný kyslík je přítomen ve velmi široké škále sloučenin, především oxidů. Kyslík je přítomen ve většině anorganických kyselin a jejich solí. Z těch nejdůležitějších je možno jmenovat uhličitany (CO3)−II, křemičitany (SiO3)−II, sírany (SO4)−II, dusičnany (NO3)−I a fosforečnany (PO4)−III. Alkalické sloučeny hydroxidy se vyznačují přítomnosti skupiny OH-. Mezi nejznámější patří hydroxid sodný NaOH, draselný KOH a vápenatý Ca(OH)2 (hašené vápno). Kyslík vytváří dvojnou vazbu : a) pp-pp např. v ketonech, karboxylových kyselinách, v oxidech CO, CO2, aniontech NO3 - apod. b) pp-dp s prvky 3. a vyšších period např.: PO4 3- ostatní chalkogeny dvojné vazby netvoří - kyslík má max. koordinační číslo 4 - ostatní chalkogeny mají max. koordinační číslo = 6 Kyslík vytváří řadu alotropických modifikací: - volné kyslíkové radikály - dikyslík - trikyslík (neboli ozon) - pevný kyslík Kyslík V atmosféře převážně jako dikyslík (O2, 21 % objem. t.j. 23 % hmot.); O2 - biatomická molekula, plyn s dvojnou vazbou (s a p) Dikyslík O2 - bezbarvý plyn, bez zápachu, b.t. = - 218,40C, b.v. = - 1830C; ve vodě mírně rozpustný (cca 104 mol/l), umožňuje přísun kyslíku pro vodní živočichy U obratlovců , O2 difunduje z plic do krve. Hemoglobin v červených krvinkách váže O2, barva krve se mění z tmavě na světle čevenou (CO2 se z hemoglobinu uvolňuje v důsledku Bohrova efektu). hemocyanin (měkkýši, členovci), hemerythrin (pavouci, korýši) Laboratorní příprava: - obvykle se užívá dikyslík z tlakových lahví 1. tepelným rozkladem: a) peroxidů: 2 BaO2 ↔ 2 BaO + O2 (nad 600 0C je rovnováha posunuta vpravo, pod 550 0C vlevo) b) oxidů: 2 PbO2  2 PbO + O2 c) solí: 2 KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2 2. katalytickým rozkladem: 2 H2O2  2 H2O + O2 3. oxidací H2O2 : 5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4  K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 O2 4. elektrolýzou vody: K: 2 H3O+ + 2 e-  2 H2O + H2 A: 4 OH - 4 e  2 H2O + O2  ΔH = 2816 kJ/mol Hlavním zdrojem dikyslíku na Zemi je fotosyntéza Život v období karbonu 35 % O2 v atmosféře Výroba: - zkapalněním a frakční destilací vzduchu, - elektrolýzou vody -technický kyslík se skladuje v ocelových lahvích označených modrým pruhem, pod tlakem 15 - 20 MPa Ventily tlakových lahví s O2 nesmí být mazány ani jinak znečištěny org. látkami, hrozí nebezpečí výbuchu! Využití atmosférického kyslíku = neviditelná složka vzduchu nutnou pro spalování prakticky každého fosilního paliva (technologická oxidace fosilních paliv) • výroba elektrické energie – spalování fosilních paliv v tepelných elektrárnách (často v kombinaci s výrobou technologického tepla) • výroba technologického tepla – spalování fosilních paliv v teplárnách (často v kombinaci s výrobou elektrické energie) • pohon motorů a turbín – ve všech druzích spalovacích motorů a turbín • vytápění domácností v domovních kotelnách, kamnech či v krbech • příprava pokrmů (např. plynové sporáky) • nouzové osvětlování (např. svíčky, petrolejové lampy) Použití kyslíku V medicíně se čistý kyslík používá při operacích a traumatických stavech pro podporu pacientova dýchání a lepšímu okysličení organismu. Směsi kyslíku s inertními plyny slouží potápěčům k potlačení dekompresní nemoci. Je součástí i všech ostatních dýchacích plynů, které se používají pro potápění do velkých hloubek. Také vysokohorští horolezci a letci se v nutných případech uchylují k dýchání čistého kyslíku. To proto, že zvýšením koncentrace kyslíku se zvýší jeho parciální tlak a ulehčí se tak dýchání v řídké atmosféře a předejde vysokohorské nemoci. I piloti stíhacích letadel jsou vybaveni směsmi stlačených plynů, jejichž základní složkou je kyslík. Použití kyslíku Při hoření směsi kyslíku s acetylenem lze dosáhnout teploty cca 3150 – 3200 °C. Proto se kyslíko-acetylenový plamen využívá k řezání oceli a tavení kovů s vysokým bodem tání, například platinových kovů. 2 C2H2(g) + 5 O2(g)→ 4 CO2(g) + 2 H2O(g) ΔH = −1253.3 kJ/mol Při výrobě oceli je nutné především odstranit z matrice železa přebytečný uhlík (ve formě karbidu železa). Tento přebytečný uhlík se odstraňuje spálením obvykle v tzv. konvertoru, a to vháněním vzduchu v Bessemerově a Thomasově konvertoru nebo vháněním čistého kyslíku do roztaveného železa v kyslíkovém konvertoru), kde za vysoké teploty taveniny dochází k oxidaci přítomného uhlíku na plynné oxidy, které odcházejí jako spaliny. Kapalný kyslík většinou slouží jako okysličovadlo raketových motorů při letech kosmických lodí. Kyslík se používá jako jedna ze složek pro náplň některých typů palivových článků. Singletový kyslík Tripletový kyslík (3O2) – běžná, základní forma kyslíku (Multiplicita = 3) Singletový kyslík (1O2) – krátce-žijící, excitovaná forma kyslíku, silné oxidační účinky (Multiplicita = 1) Vzniká při některých fotochemických reakcích, kdy látka absorbující světlo převede tripletový kyslík na reaktivní kyslík singletový. Přechody mezi základními a excitovanými stavy O2 isc isc 1 O2(1 g) hf 1923 nm ic hp 1269 nm hp 765 nm 1 O2(1 g) 3 O2(3 g) 2 p* (Foto)generace singletového kyslíku H2O2 + OClH2O2 + O2 -O3 1O2 O2 - MoO4 2- (WO4 2-) + H2O2 RCOOOH + H2O2 3O2 + fotosensitizer endoperoxidy Singletový kyslík může být připraven též chemickými metodami: 1) rozklad triethylsilyl hydrotrioxidu generovaného in situ z triethylsilanu a ozonu (C2H5)3SiH + O3 → (C2H5)3SiOOOH → (C2H5)3SiOH + O2(1Δg) 2) Reakcí peroxidu vodíku s chlonanem sodným ve vodě: H2O2 + NaOCl → O2(1Δg) + NaCl + H2O 3) Rozkladem PIII ozonidu generovaného in situ: (RO)3P + O3 → (RO)3PO3 (RO)3PO3 → (RO)3PO + O2(1Δg) Metodu lze požít i v nevodném prostředí. Životnost singletového kyslíku závisí na médiu: v organických rozpouštědlech mikrosekundy, v rozpouštědlech bez C-H vazeb sekundy. Singletový kyslík může být produkován molekulách chlorofylu během fotosyntézy. β-Karoteny působí jako „zhášeče” singletového kyslíku, neboť ho převádějí na stabilnější tripletovou formu. Při fysiologických biochemických reakcích (např. v dýchacím řetězci) vzniká malé množství singletového kyslíku. U savců je singletový kyslík jednou z forem reaktivního kyslíku oxidující LDL cholesterol. Polyfenolické antioxidanty mohou sloužit k eliminaci těchto reaktivních částic. Singletový kyslík se využívá v tzv. fotodynamické terapii. 4) tvorba 1,2-dioxetanes : cyklické dieny jako 1,3-cyklohexadien tvoří [4+2] cykloadukty. Singletový kyslík umožňuje některé chemické reakce, které neběží s tripletovým O2: 1) Diels–Alderova [4+2]- a [2+2]-cykloadiční reakce . 2) Oxidace thioetherů na sulfoxidy 3) Reakce s alkenovými a allylovými skupinami za vzniku allyl hydroperoxidů R–O–OH (R = alkyl), který může být následně redukován na odpovídající allyl alkohol. Stopy singletového kyslíku se vyskytují v horních vrstvách atmosféry a také ve fotochemickém smogu. Singletový kyslík se také podílí na fotodegradaci polymerů = vysoce reaktivní plyn modré barvy a charakteristického zápachu s mimořádně silnými oxidačními účinky. Při teplotě -112 °C kondenzuje na kapalný tmavě modrý ozon a při -193 °C se tvoří červenofialový pevný ozon. Lomená molekula - úhel 1160, má značný dipólový moment. Přítomnost dipólového momentu přispívá k zesílení van der Waalsových mezimolekulových přitažlivých sil a spolu s vyšší hmotností molekuly ke snížení těkavosti ozonu ve srovnání s kyslíkem. Rozpustnost ozonu ve vodě je cca 10 větší než O2 . Ozon (trikyslík O3) Ozon vzniká působením elektrických výbojů nebo krátkovlnného UV záření (například UV-C) na molekuly obyčejného kyslíku, přičemž tato reakce probíhá ve dvou stupních. V prvním dodaná energie rozštěpí dvouatomovou molekulu dikyslíku na dva atomy, tedy na dva vysoce reaktivní jednoatomové radikály, které se okamžitě spojí s další molekulou dikyslíku za vzniku ozonu: O2 + hν → 2 O, O2 + O → O3. Ozon je silné oxidační činidlo. Je nestabilní a reakcí 2O3 → 3O2 se rozkládá na obyčejný kyslík. Průběh reakce se zrychluje se stoupající teplotou a stoupajícím tlakem. Přeměnu ozonu na kyslík urychlují také některé chemické sloučeniny a radikály, například atomy fluoru a chloru. Příprava: 1) rozkladem KMnO4 kys.sírovou: 2 KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + Mn2O7 + H2O 2 Mn2O7  4 MnO2 + 3 O2 (2 O3)  směs O2 a O3 2) působením el. výboje na O2 v ozonizátorech Elektrickým výbojem v atmosféře čistého kyslíku vzniká směs kyslíku s ozonem, kde podíl O3 dosahuje obvykle 10 %. Čistý ozon lze pak připravit frakční destilací této plynné směsi. Použití V chemických laboratořích slouží jako oxidační činidlo, zejména v organické syntéze a při přípravě některých peroxidických sloučenin. V průmyslu se používá především k bělení textilních látek) nebo celulózy při výrobě papíru. Baktericidní účinky ozonu se někdy využívají k dezinfekci pitné vody místo plynného chloru, chlornanů, chloraminu nebo oxidu chloričitého, resp. jako první fáze před použitím uvedených látek (tzv. preozonizace). Výhodou je, že i při malých dávkách inaktivuje parazitické prvoky a že oxiduje organické látky, aniž by docházelo k tvorbě karcinogenních halogenoaných molekul. V potravinářském průmyslu k dezinfekci provozoven a k povrchové konzervaci potravinářských výrobků, v zemědělství k povrchovému ošetření zeleniny a ovoce (zejména zabránění růstu plísní a kvasinek). V medicíně se využívá například pro léčbu akné, atopických ekzémů a dalších kožních defektů. V medicíně slouží ke sterilizaci nástrojů. Ve vysokých koncentracích je ozon jedovatý a protože v lidském těle způsobuje tvorbu volných radikálů, je pro člověka a některé živočichy karcinogenní. U řady druhů bakterií byla pozorována při nízkých koncentracích i mutagenicita (ve vyšších koncentracích ozon mikroorganismy zabíjí). Ozon jako silné oxidační činidlo může reagovat s celou škálou biologicky významných látek a způsobuje vznik peroxidů polynenasycených mastných kyselin a aminokyselin enzymů a koenzymů atd. Proto působí negativně na buněčné membrány. Ozon poškozuje rostlinné pletiva. Příznakem jsou žluté chlorotické skvrny, nebo drobné červené skvrnky, bronzovité zbarvení horní vrstvy, zatímco žilky zůstávají zelené. Kromě toho je ozon (spolu s dalšími reaktivními speciemi kyslíku) v těle teplokrevných živočichů produkován v bílých krvinkách a uvolňován do krve a tkání, čímž pomáhá při likvidaci choroboplodných zárodků. Poněkud diskutabilní jsou účinky „ozonové terapie“. V nadmořské výšce okolo 25 km (stratosféra) je vrstva ozonu (O3), velmi důležitá pro život na Zemi, absorbuje krátkovlnné UV záření (  380 nm), které poškozuje většinu živých organismů; v nadmořských výškách nad 25 km vzrůstá ve velmi řídké atmosféře podíl at. kyslíku O jako důsledek fotoiniciované disociace dikyslíku: O2  2 O vznikající atomární kyslík následnou reakcí s dikyslíkem tvoří ozon: O + O2 ↔ O3 Ozonová vrstva atmosféry Země Troposférický ozon je minoritní složkou nízké atmosféry, zejména fotochemického smogu. Vzniká složitými chemickými reakcemi oxidů dusíku s těkavými organickými sloučeninami za horkých letních dnů a bezvětří, a to především v městských a průmyslových oblastech. Zvýšený vznik přízemního ozonu pozorujeme především za slunečných horkých letních dnů v lokalitách s vysokou koncentrací výfukových plynů - oxidů dusíku a těkavých organických látek v ovzduší ( = fotochemický smog). Poměr 18O/16O Molekuly vody obsahující 16O se odpařují o něco rychleji než molekuly vody obsahující 18O, a tento jev je výraznější při nižších teplotách. Během období nízkých teplot má odpařená voda tendenci obsahovat vyšší podíl 16O a neodpařená voda zas vyšší podíl 18O. Vodní organismy pak zabudovávají více 18O do svého skeletu resp. lastur, než by tomu bylo v teplejších obdobích. Podobně lze poměr 18O/16O sledovat také v ledovcích. Síra nekovový chemický prvek žluté barvy (b.t.=1190C, b.v.= 4450C): Pevná síra se vyskytuje v několika alotropických modifikacích: • Kosočtverečná (α)je stálá modifikace, na kterou postupně přecházejí ostatní modifikace, žlutá látka nerozpustná ve vodě, dobře rozpustná v sirouhlíku, v etanolu nebo etheru. Je dobrý elektrický a tepelný izolant, molekula je monocyklická, oktaatomická (S8). • Při teplotě 95,3 °C přechází na modifikaci jednoklonnou (β), připraví se krystalizací kapalné síry při teplotě 100 °C a rychlým ochlazením na teplotu přibližně 20 °C. , její molekuly jsou cyklické oktaatomické – uspořádání je těsnější než u β-modifikace a pomalu přechází na formu α. Obě modifikace z cyklických molekul S8 (cyklo-oktasíra) Síra taje při teplotě 114 °C za vzniku žluté průhledné kapaliny, kapalné síry. Při zvýšení teploty nad 160 °C kapalina hnědne, stává se viskóznější a při teplotě 444,5 °C vře a uvolňuje oranžové páry, které jsou tvořeny z osmia šestiatomových molekul, které se s rostoucí teplotou rozpadají na čtyřa dvouatomové a při teplotě 860 °C existují v parách z větší části dvouatomové molekuly, samostatné atomy se vyskytují až při teplotě 2 000 °C. Rychlým ochlazením par síry vzniká amorfní sirný květ. Síra má celkem 4 stabilní izotopy: 32S, 33S, 34S a 36S a dalších 20 izotopů je nestabilních. Elementární síra je především vulkanického původu: 2 H2S(g) + SO2(g) → 3 S(s) + 2 H2O(g) sirný květ Výroba síry A) z přírodní síry - z vytěžené horniny se nejčastěji vytavuje přehřátou vodní parou (Frashův způsob) (T = 1500C, p = 0.4 MPa) a vytavená síra se v podobě sirné vodní emulze nechá vychladnout  vyloučí se B) ze sloučenin síry 1) z H2S (v karbonizačních, rafinerských plynech apod.) - H2S se z plynů odstraňuje a zpracovává oxidací na síru, k směsi plynů se většinou přidává vzduch: 2 H2S + O2  2 H2O + 2 S (Fe2O3-kat. na aktiv.uhlí) Síru pak lze extrahovat toluenem, CS2 nebo roztokem (NH4)2S: (NH4)2S + xS = (NH4)2Sx+1 reakce je vratná, za studena probíhá zleva doprava, za tepla naopak  lze uvolnit. extrahovanou síru zahřátím roztoku polysulfidu. 2) z pyritu tepelným rozkladem při redukčním tavení s koksem ve vysoké peci FeS2  FeS + S Síra: k výrobě H2SO4, CS2, sirných barviv, zápalek, léčiv, použití i jako pesticid a přípravek proti houbám. Síra je biogenní prvek: aminokyseliny methionin a cystein, penicilin, (E)-2buten-1-thiol a 3-methyl-1-butaethiol (pachové žlázy skunka), thietany a dithiolany (pachové žlázy tchoře), aj. Sirné bakterie jsou heterogenní skupinou bakterií, v jejichž energetickém metabolismu hraje důležitou roli síra či její anorganické sloučeniny. Síru oxidující bakterie oxidují elementární síru či její anorganické sloučeniny, a to za účelem získání energie. Oxidací síry a sirovodíku na sírany vznikají meziprodukty - thiosírany, tetrathionáty a siřičitany. Do procesu oxidace je zahrnuta tvorba ATP (oxidativní fosforylací). Síru redukující bakterie jsou druhy, které používají sirné sloučeniny (např. sírany) jako elektronové akceptory – podobně jako například živočichové dýchají kyslík. cystein methionin Penicilin Purpurová sirná bakterie Vulkanizace kaučuku Hnětením kaučuku se sírou za tepla vznikají při vulkanizaci polysulfidové můstky. Výrobek tak díky vulkanizaci získává větší pružnost. Selen V přírodě poměrně vzácný, provází síru, elementární tvoří několik modifikací: a) černý amorfní, sklovitý b) šedý (kovový, šesterečný), polymerní struktura spirálovitých řetězců atomů selenu, nerozpustný v CS2, vede el. proud, stálá modifikace c) červený (jednoklonný), nestálá modifikace (cyklooktaatomové molekuly Se8) Je prakticky nerozpustný ve vodě, poměrně dobře se rozpouští v sirouhlíku. Elementární selen je za normálních podmínek stálý, poměrně snadno se slučuje s kyslíkem a halogeny. Ve sloučeninách se selen vyskytuje v mocenství Se2–, Se2+, Se4+ a Se6+. Selen má 5 stabilních izotopů: 74Se, 76Se, 77Se, 78Se, 80Se. Radionuklid 82Se má poločas rozpadu 9.2×1019 let. . Minerály selenu jsou poměrně vzácné. Selen se vyskytuje ve formě selenidu jako příměs v sulfidických rudách zejm. mědi, niklu a olova. Selen je obsažen v mořské vodě. Anthropogeními zdroji selenu jsou spalování uhlí a těžba a zpracování sulfidických rud. Výroba - kaly z mokrých elektrostatických filtrů z výroby H2SO4 (obsahují nízkou koncentraci Se) - kaly po elektrolytické rafinaci mědi. - polétavý prach z pražení sulfidů. Selen se zoxiduje na Na2SeO3 tavením s Na2CO3, po okyselení se vyredukuje elementární Se pomocí SO2: H2SeO3 + 2 SO2 + H2O  Se + 2 H2SO4 Technologický význam selenu spočívá v současné době ve výrobě fotočlánků. Fotoelektrické články na bázi selenu jako zdroje elektrické energie především v kosmickém výzkumu pro napájení přístrojů na oběžné dráze pomocí solárních panelů. Fotočlánky s obsahem selenu se však používají i pro měření intenzity dopadajícího světla jako expozimetry, například ve fotoaparátech a kamerách. Také většina kopírovacích a reprodukčních přístrojů je osazena selenovými fotočlánky. Selenosulfidy SeS2 a SeS jsou účinnou látkou šamponů proti lupům. Dialkylselenidy se používají jako inhibitory oxidace ropných maziv. Selenany vápníku, barya a zinku se používají ke zlepšení čistících vlastností motorových olejů. Seleničitan sodný se využívá k dekontaminaci vody znečištěné rozpustnými sloučeninami rtuti. Selen je esenciální stopový prvek, který má pro lidský organismus, i přes svou toxicitu, značný význam. Ve formě selenoproteinů působí jako antioxidant chránící před účinky volných radikálů a zvyšuje činnost imunitního systému, současně se podílí na tvorbě enzymu glutathoinperoxidáza, který je nutný k metabolismu tuků. Bylo zjištěno, že pravidelný snížený příjem selenu v potravě nepříznivě ovlivňuje především kardiovaskulární systém a zvyšuje riziko infarktu myokardu a cévních onemocnění. Výskyt selenu v potravinách je velmi nerovnoměrný a je ovlivněn jeho obsahem v půdě. Nejvíce selenu je obsaženo v některých druzích ořechů, ve vnitřnostech, rybách a mase mořských plodů. Mezi potraviny s velmi vysokým obsahem selenu patří mořské řasy. Využitelnost selenu ve formě selenomethioninu z rostlinných potravin a selenocysteinu ze živočišných potravin je téměř 100%, využitelnost anorganicky vázaného selenu je pouze okolo 15%. Působením bakterií může Se podléhat biomethylaci (vznik DMSe, DMDSe). Biogeochemický cyklus selenu Selenocystein je neesenciální proteinogenní aminokyselina podobná cysteinu, ale na rozdíl od něj má místo atomu síry atom selenu. Je to hlavní zdroj organického selenu. Selenocystein se vyskytuje např. v selenoproteinech formiátdehydrogenázách. Selenomethionin Tellur za normálních podmínek stálý stříbřitě lesklý a poměrně křehký polokov, který lze snadno rozetřít; amorfní tellur je hnědá práškovitá látka. Tellur má polymerní strukturu tvořenou zig-zag řetězci atomů Te. V plynném stavu tvoří dvouatomové molekuly Te2, páry telluru mají zlatou barvu. Snadno se slučuje s kyslíkem a halogeny. Roztavený tellur silně koroduje i nejkvalitnější vysoce legované ocele. Při zahřátí na teplotu 450°C na vzduchu shoří modrozeleným plamenem za vzniku bílého oxidu telluričitého TeO2. Ve sloučeninách se tellur vyskytuje v mocenstvích Te2−, Te2+, Te4+ a Te6+ . Tellur obvykle doprovází síru a selen v jejich rudách. Má značnou afinitu ke zlatu a v mnoha zlatých ložiscích se vyskytuje jako příměs. Z minerálů jsou známy například tellurid zlata calaverit AuTe2, tellurid stříbra hessit Ag2Te nebo tellurid olova altait PbTe. Obsah telluru v zemské kůře je extrémně nízký, je způsoben především tvorbou těkavého hydridu, který v době formování planety unikl do vesmíru. Působením bakterií může Te podléhat biomethylaci. Výroba zdrojem telluru jsou anodové kaly z rafinace mědi, nebo zbytky po rafinaci zlata. Kaly se taví s NaOH, po vyloužení vodou se z roztoku vzniklého Na2TeO3 okyselením vyloučí TeO2 Kovový tellur se získá redukcí TeO2 uhlíkem: TeO2 + C  Te + CO2 V metalurgii slouží tellur ve formě mikrolegur ke zlepšování mechanických a chemických vlastností slitin. Nízké koncentrace telluru zvyšují tvrdost a pevnost slitin olova i jejich odolnost vůči působení kyseliny sírové. Přídavky telluru do slitin mědi a nerezových ocelí způsobují jejich snazší mechanickou opracovatelnost. Tellurid gallia nalézá využití v polovodičovém průmyslu. Pro výrobu některých termoelektrických zařízení se používá tellurid bismutu. Ve sklářském průmyslu je v některých speciálních případech tellurem barveno sklo. Jako velmi perspektivní se jeví použití sloučenin telluru při výrobě fotočlánků. Fotočlánky na bázi telluridu kadmia patří v současné době k nejlevnějším. Na bázi telluridů jsou i záznamové vrstvy v přepisovatelných optických discích. Polonium = nestabilní radioaktivní prvek, je členem uran-radiové, neptuniové i thoriové rozpadové řady a v přírodě se proto vyskytuje v přítomnosti uranových rud. V praxi je nejvíce žívaným izotopem polonia 210Po, který je silným alfa zářičem s poločasem rozpadu 138,4 dnů. Je známo několik desítek různých izotopů polonia, praktický význam však má pouze 210Po a dále 208Po s poločasem rozpadu 2,9 let a 209Po s poločasem 125 roků. Je to stříbřitě bílý kov. Jsou známy dvě alotropické krystalické modifikace, kubické α-Po přechází v rozmezí teplot 18-54°C na trigonální β-Po, které za normálního tlaku při teplotě 55°C sublimuje. Za laboratorní teploty se ochotně slučuje s vodíkem na polonovodík: Po + H2 → H2Po = nestálá kapalina Při teplotě nad 330°C se přímo slučuje se rtutí a olovem na polonid rtuťnatý HgPo a polonid olovnatý PbPo. S řadou dalších kovů tvoří polonidy až při teplotě nad 1000 °C. Praktické využití nalézají izotopy polonia jako alfa zářiče v medicíně, při odstraňování statického náboje v textilním průmyslu a při výrobě filmů. Používalo se také jako neutronový iniciátor pro první generaci jaderných bomb. V roce 1970 zahřívalo během lunárních nocí komponenty vozidla Lunochod 1. Otrava Alexandra Litviněnka Dle oznámení londýnské policie byl poloniem 210Po otráven bývalý tajný agent FSB Alexandr Litviněnko, který zemřel v roce 2006 v Londýně. Zjištěno v jáchymovském smolinci. Uměle se připravuje ozařováním bismutu 209Bi neutrony v jaderných reaktorech Jsou známy halogenidy polonia (PoX2, PoX4 a PoX6), komplexy (PoX5 - a PoX6 2-) a oxidy polonia (PoO2 a PoO3).