Webové aplikace | Informační systém pro školy | HR magazín | Celoživotní učení | Zábavný portál | Mzdová kalkulačka | Výpočet nemocenské | Seznam škol | BMI | Výpočet mateřské | Referáty | SuperMamina | Kalkulačky | Online hry | Mateřské školky | Spis szkół v PL | Kam na výlet | Zoznam škôl
Referáty, Seminárky, Čtenářské deníky, Maturitní otázky

Referáty, Seminárky, Čtenářské deníky, Maturitní otázky

Naleznete zde převážně informační materiály pro školáky. V databázi se nachází 4250 referátů.

Domů | Referáty | Seminární práce | Čtenářské deníky | Maturitní otázky | + Vložit dílo
 Doporučujeme

Trička s potiskem - vtipná trička s potiskem si můžete vyrobit i s vlastním motivem.

Střední školy - přehledný seznam středních škol.

Bazar pro maminky - staré i nové oblečení oblečení pro děti.


Střední školy

 Reklama


+ vložit vlastní dílo upravit toto dílo

Využití halogenů


Využití halogenů

Halogeny se nazývají prvky, nacházející se v VII.A skupině. Slovo halogen je odvozeno z řeckých slov hals a ganeo, sůl a tvořím – solitvorné prvky. Téměř všechny jsou biogenní, jsou to nekovy a používají se v nejširších odvětvích průmyslu.


 Reklama


Jsou velice reaktivní, takže se v přírodě vyskytují pouze ve sloučeninách (většinou jako halogenidy). Jejich jednoduché sloučeniny se nazývají halogenidy, plynné halogenderiváty uhlovodíků se jmenují freony, což jsou inertní plyny, dříve používané ve sprejích. Konkrétně jsou to Fluor, Chlor, Brom, Jod, a Astat, který se většinou uvádí mimo, jelikož má oproti ostatním halogenům poněkud odlišné vlastnosti a je radioaktivní. Fluor a Chlor jsou v běžných podmínkách (1Atm, 20°C) plynné látky, brom kapalný, jod a astat jsou pevné látky. Než se podrobněji rozepíši o jednotlivých prvcích, sestavím stručnou tabulku s charakteristickými vlastnostmi těchto prvků:



Fluor


Chlor


Brom


Jod


Astat

latinský název


Fluorum


Chlorum


Bromum


Iodium


Astatium

značka


F


Cl


Br


I


At

prot. číslo


9


17


35


53


85

rel. a. hmotnost


19


35,5


79,9


127


210

elektronegativita


3,98


3,16


2,96


2,66


2,2

teplota tání


-219,62°C


-101,55°C


-7,35°C


113,7°C


302°C

teplota varu


-188,12°C


-34,04°C


59°C


184,25°C


330°C

skupenství (20°)


plynné


plynné


kapalné


pevné


pevné

oxidační čísla


-I


-I, I, III, V, VII


-I, I, III, V, VII


-I, I, III, V, VII


-I, I, III, V, VII

Fluor

Fluor je v běžných podmínkách plynná látka, má zelenožlutou barvu. Je natolik reaktivní, že i při pokojové teplotě reaguje s většinou prvků, s vodíkem vytváří sloučeniny dokonce i za nejnižších teplot. Má silně dráždivý zápach a je vysoce jedovatý.

V přírodě se vyskytuje pouze ve sloučeninách, hlavně jako kazivec a kryolit. Je to nezbytný biogenní prvek obsažený v kostech a zubech.

Připravuje se elektrolýzou alkalických fluoridů rozpuštěných v bezvodném kapalném fluorovodíku. Ve svých sloučeninách je výhradně jednomocný.

Jeho nejdůležitější sloučeninou je pro nás fluorovodík – HF. Je to plyn pichlavého zápachu, rozpustný ve vodě na kyselinu fluorovodíkovou. Na rozdíl od ostatních halogenvodíků je fluorovodík polymerován na molekuly (HF)n a dává vedle normálních solí, zvaných fluoridy, například fluoridu draselného, KF, i kyselé fluoridy, například KHF2, hydrofluorid draselný. Fluorovodík a roztoky fluoridů reagují s kysličníkem křemičitým za vzniku fluoridu křemičitého, SiF4, a proto leptají sklo (jeho povrch se stane neprůhledným). Mají také dezinfekční vlastnosti. Důležitější z nich jsou například fluorid amonný, NH4F, bílá krystalická látka, které se používá k leptání skla, fluorid sodný, NaF, málo rozpustný bílý prášek, přísada do smaltů, který je často přísadou při konzervování, aby se potlačilo nežádoucí kvašení, a fluorid lithný, LiF, bílý, krystalický, používaný k výrobě svářecích a letovacích prášků, smaltů a skla. Fluoridy nekovů jsou zpravidla snadno těkavé, například plynný fluorid boritý, BF3, fluorid křemičitý, SiF4, tvoří komplexní sloučeniny, jako je kyselina fluorokřemičitá, H2SiF6, a její soli fluorokřemičitany, například fluorokřemičitan draselný, K2SiF6.

Fluorokřemičitan hořečnatý a zinečnatý, takzvané fluáty, jsou základem kyselinovzdorných tmelů a nátěrů, fluorokřemičitan sodný se používá jako kalidlo do skla a smaltů, jako koagulátoru v průmyslu kaučuku, v průmyslu insekticidů a jako přísady do kyselinovzdorných tmelů. Ještě v nedávné době byly velmi moderní organické sloučeniny fluoru (freony do chladniček a velmi stálé plastické hmoty, např. teflon). Teflon se stále ještě používá, vědci vyvíjí stále dokonalejší varianty, na rozdíl od freonů, u kterých se po dlouhé době průmyslového využití (převážně v ledničkách a ve sprejích) zjistilo, že jsou v přírodě velmi těžko odbouratelné, mají poločas rozpadu od několika desítek, do několika stovek let a navíc velmi výrazně požkozují ozonovou vrstvu Země. Jediná molekula freonu dokáže přeměnit až 10 000 molekul ozonu O3 na prosté molekuly kyslíku O2.

Fluor se používá též při dělení uranu a jeho izotopů. I v raketové technice se v palivech využívá mezi mnoha jinými lehkými prvky také fluor, který je totiž nejúčinnější známé okysličovadlo reagující prakticky se všemi organickými i anorganickými palivy, dává větší specifický impuls než kyslík, má vysoké napětí par. Jeho nevýhody však jsou nízký bod varu, takže se musí uskladňovat v tepelně izolovaných nádržích (plášť s kapalným dusíkem), je velmi jedovatý, a nesmí se proto používat u prvních stupňů raket v blízkosti země. Při širší aplikaci fluoru v raketové technice je nutno s těmito nevýhodami počítat. Tj. právě s jeho jedovatostí, s vysokou korozitvorností a cenou.

V mnoha zemích světa se také využívá jiné z přínosných vlastností fluoru. A tou je příznivý vliv fluoru (v nepatrném množství) na kazivost zubů. Fluorování zubů je velice účinná protekce proti zubnímu kazu, pohybuje se od 30 do 60%. V některých zemích se fluor dokonce přidává do pitné vody – jako dezinfekce a také jako protekce kazivosti zubů.

Otrava fluorem a jeho sloučeninami, například při výrobě hliníku, kyseliny fluorovodíkové, superfosfátů, při leptání skla a ve slévárnách hořčíku, může být buď akutní (projevuje se zvracením, průjmem, krvácením ze střev, poruchami jater a ledvin) nebo chronická (charakteristické jsou pro ni změny kostí a lomivost zubů).

Chlor

V přírodě se vyskytuje nejhojněji v soli kamenné (chlorid sodný, NaCl), která je základní surovinou chemického průmyslu. Dále se pak vyskytuje v některých nerostech, které ji provázejí (například sylvin, nebo karnalit), v mořské vodě a v malých množstvích i v živých organismech – jednak v krvi, a také je důležitou součástí žaludečních šťav.

Chlor je žlutozelený plyn dusivého zápachu, je stejně jako fluor prudce jedovatý a silně korozitvorný. Vyrábí se elektrolýzou roztoku chloridu sodného nebo jako vedlejší produkt tavných elektrolýz chloridů. Je velmi reaktivní, slučuje se s vodíkem na chlorovodík, s jinými prvky (kromě kyslíku, nebo dusíku a inertních plynů) na chloridy. Má silné oxidační, bělící a dezinfekční vlastnosti. V technice se chlor užívá k výrobě chlornanů a chlorového vápna, organických chlorovaných sloučenin (umělých hmot, rozpouštědel, léčiv, ke sterilaci pitné vody, v chemickém průmyslu například k bělení textilií, papíru, jako základ bojových látek, v metalurgii).

Významnou umělou látkou, která se díky chloru vyrábí je PVC – polyvnil chlorid. Je to důležitá umělá hmota, která má velmi široké využití – například linoleum, některé druhy oděvů (pláštěnky). Kromě tohoto využití se také používá k výrobě insekticidů. Ještě relativně nedávno byly insekticidy považovány za látky čistě jednoúčelové a bez vedlejších účinků. Avšak některé z nich jsou v přírodě téměř neodbouratelné a zůstávají v přírodě mnoho let. Přenáší se v tělech živočichů, někdy i k člověku. Mohou dokonce způsobit postižení plodu dítěte. Další významné využití má chlor ve vodárenství – chlorování pitné vody je velmi účinná dezinfekce proti nežádoucím mikroorganismům.

Ve sloučeninách je chlor jednomocný, trojmocný, čtyřmocný, pětimocný a sedmimocný (sloučeniny chlorné, chlorité, chloričité, chlorečné a chloristé). Kyslíkaté sloučeniny mají vesměs silné oxidační účinky a některé z nich jsou nestálé až explozivní. S dusíkem tvoří chlor výbušný chlorodusík, NCl3.

Z chloridů, solí kyseliny chlorovodíkové (solné), jsou technicky důležité: chlorid amonný, NH4Cl, bílý krystalický prášek teplem se rozkládající, používaný pro galvanické články a čištění kovových povrchů, při letování. Chlorid barnatý, BaCl2 . 2H2O, bílá krystalická látka, jedovatá, které se používá k výrobě běloby permanentní a roztavené (v metalurgii) jako ohřívací lázeň. Dále pak Clorid draselný, KCl, používaný mimo jiné jako draselné hnojivo, chlorid hlinitý, AlCl3, silně hygroskopický žlutavý prášek, používaný v organické chemii. Chlorid hořečnatý, MgCl2, k výrobě hořčíku, Sorelova cementu k apretaci textilií. Chlorid rtuťnatý, HgCl2, sublimát, prudce jedovatý, těžké bílé krystaly nebo prášek, užívaný jako dezinfekční činidlo a ke konzervování dřeva. Chlorid rtuťný, HgCl2, kalomel, nerozpustný, málo jedovatý, používaný v lékařství a galvanotechnice. Chlorid sodný, NaCl (sůl kamenná), získávaný dolováním ze země, svářením solanek nebo odpařováním mořské vody, používaný jako základní látka chemického průmyslu k výrobě louhu sodného, chloru, sody, síranu sodného, sodíku, v metalurgii, v potravinářství, k výrobě chladicích solanek, mýdel. Chlorid titaničitý, TiCl4, používaný k výrobě titanové běloby a jako zamlžovací prostředek, chlorid vápenatý, CaCl2, k přípravě solanek, k postřiku vozovek. Z organických chloridů je významný chlorid uhličitý, CCl4, tetrachlormethan, aromatická kapalina, nehořlavá, extrakční a rozpouštěcí činidlo, používané k čištění, do hasicích přístrojů a k výrobě freony.

Další sloučeniny: Chlorné - kysličník chlorný, Cl2O, se slučuje s vodou na kyseliny chlornou, HClO, jejíž soli chlornany vznikají působením chloru za chladu na silné zásady za přítomnosti vody. Technicky důležitý je chlornan sodný, NaClO (účinná složka bělících louhů) a chlorové vápno, které je účinným dezinfekčním prostředkem. Podobné vlastnosti mají také chloritany, např. chloritan sodný, NaClO2, moderní bělící prostředek na textil, papír, potraviny. Chlorečné - důležitý je chlorečnan draselný, KClO3, bílá krystalická látka, málo rozpustná ve vodě, používaná jako oxidační činidlo, při výrobě zápalek a v pyrotechnice, chlorečnan sodný, NaClO3, bezbarvá látka používaná k hubení plevelů a trav (Travex), v chemickém průmyslu jako oxidovadlo. Chloristé - Kysličník, Cl2O7 poskytuje s vodou velmi silnou jednosytnou kyselinu, HClO4. Z jejích solí, chloristanů, má význam například chloristan sodný, NaClO4, bílá hygroskopická látka, používaná k výrobě chloristanu draselného a amonného pro pyrotechniku a třaskaviny.

Otrava chlorem - akutní se projevuje podrážděním spojivek, pálením v krku, kašlem, poleptáním dutiny ústní a dýchadel až edémem plic. Pomáhá okamžitá inhalace jemně rozptýleného roztoku (aerosolu) užívací sody. Na kůži se objevují puchýře a zčervenání. Chronická otrava se projevuje snížením ostrosti čichové, katary cest dýchacích, bolestmi hlavy a zažívacími potížemi.

Brom

Za obyčejné teploty je temně červenohnědá kapalina. V přírodě je součástí nerostu bromargyritu (AgBr), v malém množství je též jako bromid v ložiskách draselných solí (Stassfurt) a v mořské vodě. Získává se z matečních louhů po výrobě draselných solí.

Brom je velmi reaktivní, slučuje se přímo s většinou prvků a má vlastnosti oxidační. Silně leptá pokožku a nebezpečně dráždí sliznice. Ve sloučeninách je jednomocný (bromidy a bromnany) a pětimocný (bromičnany). S vodíkem se slučuje na plynný bromovodík, HBr, rozpustný ve vodě na kyselinu bromovodíkovou, její soli jsou bromidy. Patří k nim například bromid draselný, KBr, bezbarvé krystaly rozpustné ve vodě. Ty se v hojném množství používají ve fotochemickém průmyslu a v lékařství, dále bromid radnatý, RaBr2, bezbarvé snadno rozpustné krystaly, používá se ho při dávkování radia (v lékařství) a do svítících barev. Málo rozpustný je bromid stříbrný, AgBr, a olovnatý, PbBr2, Působením bromu na alkalické louhy za chladu vznikají bromnany, soli kyseliny bromné, HBrO, význačné silnými oxidačními účinky. Kyselina bromičná, HBrO3, je silná kyselina oxidačních vlastností, její soli bromičnany vznikají účinkem bromu na alkalické louhy za tepla. Důležitý je bromičnan draselný, KBrO3, jako oxidační látka v průmyslu a v analytické chemii.

Jod

Jod je mikrosložkou živé hmoty. V přírodě se vyskytuje velmi bohatě, byť jen v nepatrných množstvích a provází zpravidla chlor a brom, zejména v mořské vodě. V poměrně vysokých koncentracích je také obsažen v mořských rostlinách, zvláště v mořských chaluhách, v nichž byl také r. 1812 objeven a z jejichž popele se dosud většinou vyrábí. Nalézá se dále též v některých minerálních vodách, v naftových vodách, nebo v uhlí. V pletivech a tkáních živých organismů, tj. v tělech rostlin a živočichů, se vyskytuje jen ve formě rozličných organických sloučenin, například jodovaných thyroninů nebo tyrosinů. U savců má vysoký obsah jen v této formě zvláště štítná žláza, u člověka 9 - 40 mg / kg čerstvé tkáně (zejména například bílkovina thyreoglobulin, hormony thyroxin a dijodtyrosin).

Jod je šedočerná krystlická látka silně dráždivého zápachu. Se škrobem poskytuje intenzivně modré zbarvení. Jod má bohaté použití v lékařství, v prvé řadě se vyznačuje oxidačními a s tím spojenými dezinfekčními vlastnostmi, pro které se ho používá v lékařství ve formě lithiového roztoku jako takzvané jodové tinktury. Ve svých různých vazbách, zvláště organických, je důležitým prostředkem četných diagnostických i terapeutických metod v lékařství.

Především v horských oblastech, nebo v oblastech vzdálených od moře je u obyvatelstva prokázán nedostatek jodu. U nás konkrétně se už od 50. let provádí prevence nedostatku jodu a to přidáváním jodu do kuchyňské soli, podle dnes platných předpisů 20 - 34 mg / kg soli. Jelikož hlavní účel má jod ve štítné žláze, která vyrábí velice důležité hormony, které řídí spotřebu energie v každé buňce, jeho nedostatek může vést k vážným zdravotním problémům. Proto je na obsah jodu v potravinách kladen takový důraz.

Toto je tabulka zobrazující množství jodu ve vybraných potravinách, DDD (dopor. Denní dávka) na dospělého člověka a na těhotnou ženu:

název potraviny


obsah jodu


úhrada DDD


úhrada DDD



( µg/100 g )


(150 µg)


pro těhotné a kojící







(200 µg)





( v % )


( v % )

Makrela


49


33


24

Makrela uzená


145


97


73

Uzené rybí filé


43


29


21

Atlantic sardines in oil


27


18


13

Rybí filé mražené


21 - 77


14 - 51


XI.39

Treska HOKI mražená


5


3


3

Losos


200


133


100

Sleď


92


61


46

Hanácká kyselka


16


11


8

Vincentka


659


439


330

Mléko


14


9


7

Apetito tavený sýr


18


12


9

Eidamská cihla


11


7


5

Bílý jogurt smetanový


9


6


4

Masné výrobky


2 54 *


1 36 *


1 27 *

Rohlík obyčejný


2 29 *


1 19 *


1 15 *

Chléb


2 31 *


1 21 *


1 16 *

Vejce


18


12


9

Brambory


0,4


0,3


0,2

Pitná voda


pod mez stanovení


0

Ve sloučeninách je jod jedno, pěti a sedmimocný (sloučeniny jodné, jodičné a jodisté). S vodíkem se slučuje na jodovodík, HI, jehož vodný roztok se nazývá kyselina jodovodíková. Je to velmi silná kyselina. Její soli jsou jodidy, například jodid draselný, bezbarvá krystalická látka, ve vodě snadno rozpustná, vyrábí se z louhu draselného a jodu, používá se ve farmakoterapii a ve fotochemii. S dusíkem tvoří jod velmi explozivní jododusík, NI3. Jod a jeho kyslíkaté sloučeniny mají vesměs oxidační vlastnosti. Jodnany, soli kyseliny jodné, HIO, jsou nestálé a přecházejí v jodičnany, odvozené od kyseliny jodičné, HIO3. Jodičnan sodný, NaIO3, je v malém množství obsažen v chilském ledku. Oxidací jodičnanů (například elektrolitycky) vznikají jodistany, například orthojodistan, soli kyseliny orthojodisté, H5IO6, nebo metajodistany, soli kyseliny metajodisté, HIO4, nebo jiných forem kyseliny jodisté chudších vodou. Přírodní jod obsahuje pouze jeden stabilní izotop 127J. Kromě toho je známo pět radiojodů o hmotových číslech 124, 126, 128, 130 a 131. Z nich se nejvíce používá krátkodobého 130I (12,6 hodin) a 131I (8 dní). Radioaktivní izotopy jodu se uplatnily hlavně při výzkumu přeměny hormonů štítné žlázy a při léčbě některých endokrinních poruch a zhoubných nádorů.

V souvislosti s radioaktivitou je třeba uvést další důležitý fakt. Při výbuchu jaderné bomby, i při jakékoli jiné jaderné reakci vzniká mimo ostatních radioaktivních izotopů také velké množství izotopů jodu, což je obrovský problém i při malém množství této látky. Zejména, je-li v oné oblasti u obyvatelstva nedostatek jodu. Pokud se dostane takový člověk do styku s radioaktivním izotopem jodu, štítná žláza ho okamžitě pohltí a může dojít v důsledku vnitřního ozáření dokonce i ke vzniku zhoubného nádoru. Z tohoto důvodu musí být v každé lékárně, zvláště ve městech v blízkosti jaderných elektráren, k dispozici dostatek jodových tablet, jejichž požitím se zamezí příjmu možného radioaktivního jodu.

Astat

Astat je radioaktivní prvek, nejtěžší z halogenů. Původně se jmenoval alabamin, kvůli objevení v Alabamském polytechnickém institutu. Zde byl objeven v roce 1940 bombardováním množstvím vysokoenergetických částic alfa. První izotop, jež byl vyroben, měl atomovou hmotnost 211 a poločas rozpadu 7,2 hodiny. Později se podařilo připravit astat 210, který měl poločas rozpadu 8,3 hodiny. Izotopy astatu od 200 do 219 byly zkatalogizovány, přičemž některé z nich mají životnost pouze zlomek sekundy.

+ vložit vlastní dílo upravit toto dílo
  Sdílet článek na: Facebook Facebook   MySpace MySpace   Linkuj Linkuj  
Střední školy - seznam středních škol
Střední odborné školy - seznam středních odborných škol
Bazar pro maminky - staré i nové oblečení oblečení pro děti.
 Reklama