Chemické prvky
Periodická tabuľka prvkov
🔍 Čo sú chemické prvky?
Všetko okolo nás – vzduch, voda, stromy, naše telo – je zložené z chemických prvkov. Prvok je látka, ktorú už nemožno rozložiť na nič jednoduchšie. Každý prvok tvorí len jeden druh atómov.
🧠 Príklad:
- Kyslík (O) – nachádza sa vo vzduchu, ktorý dýchame.
- Železo (Fe) – z neho sa vyrábajú klince a autá.
- Zlato (Au) – kov, z ktorého sa vyrábajú šperky.
Mendelejev nechal v tabuľke prázdne miesta pre prvky, ktoré ešte nikto neobjavil.
Neskôr sa tieto prvky skutočne našli a zapadli presne tam, kde ich predpovedal!
🧩 Skupiny a periódy v periodickej tabuľke
Periodická tabuľka chemických prvkov nie je len zoznam. Je to usporiadaný systém, v ktorom každý prvok má svoje miesto podľa protonového čísla a vlastností.
Vďaka tomu vedci vedia rýchlo zistiť, ako sa prvok správa.
🔹 Periódy – riadky tabuľky
Riadky v tabuľke sa nazývajú periódy.Každá perióda začína novým prvkom a končí vzácnym plynom.
Prvky v jednej perióde majú rovnaký počet elektrónových vrstiev, ale v každej nasledujúcej perióde sa objaví nová vrstva.
📘 Príklad:
perióda obsahuje 2 prvky: vodík (H) a hélium (He).
perióda začína lítiom (Li) a končí neónom (Ne).
perióda začína sodíkom (Na) a končí argónom (Ar).
👉 Čím nižšie v tabuľke, tým viac vrstiev elektrónov atóm má.
🔹 Skupiny – stĺpce tabuľky
Stĺpce sa nazývajú skupiny. Prvky v tej istej skupine majú podobné chemické vlastnosti, pretože ich atómová stavba je podobná. Každá skupina má svoje pomenovanie a číslo (1 až 18).
V starších tabuľkách sa používa označenie I. až VIII. skupina (A, B).
🔹 Hlavné skupiny prvkov
| Skupina | Príklady prvkov | Charakteristika |
|---|---|---|
| 1. skupina – alkalické kovy | Lítium (Li), Sodík (Na), Draslík (K) | Veľmi reaktívne, reagujú s vodou, tvoria zásady. |
| 2. skupina – kovy alkalických zemín | Horčík (Mg), Vápnik (Ca) | Taktiež reaktívne, tvoria zásadité oxidy a hydroxidy. |
| 17. skupina – halogény | Fluór (F), Chlór (Cl), Bróm (Br), Jód (I) | Tvoria soli, sú prudko reaktívne. |
| 18. skupina – vzácne plyny | Hélium (He), Neón (Ne), Argón (Ar) | Nereagujú, sú stabilné, bezfarebné plyny. |
Kovy nekovy a polokovy
🔹 Kde sa nachádzajú v periodickej tabuľke?
V periodickej tabuľke nájdeme všetky chemické prvky.
Podľa ich vlastností ich rozdeľujeme na tri veľké skupiny:
Kovy
Nekovy
Polokovy (metaloidy)
Medzi kovmi a nekovmi sa v tabuľke nachádza zubatá čiarová hranica, ktorá tieto skupiny oddeľuje.
Väčšina prvkov v tabuľke sú kovy.
🧲 Kovy
Kovy sú prvky, ktoré majú spoločné fyzikálne a chemické vlastnosti.
Sú lesklé, vodivé a väčšina z nich je tvárna – dajú sa tvarovať, ťahať do drôtov alebo vytepať na plechy.
⚡ Vlastnosti kovov:
majú kovový lesk,
vedú teplo aj elektrický prúd,
sú tvrdé, ale niektoré aj mäkké (napr. sodík, draslík),
sú kujné (dajú sa tvarovať),
pri reakciách uvoľňujú elektróny – preto tvoria kladné ióny (katióny).
🧪 Príklady kovov:
Železo (Fe) – tvrdý, magnetický kov, používa sa v priemysle.
Hliník (Al) – ľahký, dobre vodí teplo, používa sa v stavebníctve a doprave.
Meď (Cu) – výborný vodič elektriny, využíva sa v kábloch.
Zlato (Au) – veľmi ušľachtilý kov, nereaguje s kyslíkom, používa sa v šperkoch.
Sodík (Na) a draslík (K) – mäkké kovy, prudko reagujú s vodou.
💎 Ušľachtilé kovy
Ušľachtilé kovy sú málo reaktívne a znamená to, že nereagujú ľahko s kyslíkom, vodou ani s kyselinami. V prírode sa preto často nachádzajú v čistom stave (v zlúčeninách málo).
🟡 Typické vlastnosti:
nespájajú sa s kyslíkom zo vzduchu → nehrdzavejú,
nereagujú s vodou,
v kyselinách sa rozpúšťajú len ťažko,
sú trvácne, lesklé a vzácne.
🧪 Príklady ušľachtilých kovov:
Zlato (Au) – lesklé, žlté, nereaguje s kyslíkom ani vodou.
Striebro (Ag) – vodivé, lesklé, len mierne tmavne na vzduchu.
Meď (Cu) – pomaly sa pokrýva zelenou vrstvou (patina), ale nezhrdzavie.
Platina (Pt) – veľmi odolná, používa sa v šperkoch a laboratóriách.
⚡ Neušľachtilé kovy
Neušľachtilé kovy sú veľmi reaktívne. Rýchlo reagujú s kyslíkom, vodou aj kyselinami. V prírode sa takmer nikdy nevyskytujú samostatne, ale len v zlúčeninách.
🔵 Typické vlastnosti:
na vzduchu rýchlo oxidujú (hrdzavejú alebo matnejú),
reagujú s kyselinami – uvoľňuje sa pritom vodík,
v prírode ich nachádzame len viazané v rudách,
treba ich získať chemickými procesmi (napr. tavením alebo elektrolýzou).
🧪 Príklady neušľachtilých kovov:
Železo (Fe) – reaguje s vlhkým vzduchom → hrdza (oxid železitý).
Zinok (Zn) – reaguje s kyselinami a vodou.
Hliník (Al) – reaguje, ale chráni ho tenká vrstvička oxidu.
Sodík (Na) a draslík (K) – reagujú prudko s vodou (až výbušne!).
Horčík (Mg) – horí jasným plameňom, reaguje s kyselinami.
Pozri si video o kovoch
Zliatiny
Dokážeme vytvoriť zmes viacerých kovov. Takáto zmes sa nazýva zliatina a môžeš sa pozrieť ako sa vyrába mosadz, zliatina medi a zinku.
🌿 Nekovy
Nekovy sú prvky, ktoré sa od kovov veľmi líšia.
Nie sú lesklé, nevedú teplo ani elektrinu a väčšina z nich je krehká.
Vyskytujú sa vo všech troch skupenstvách – tuhé, kvapalné aj plynné.
⚡ Vlastnosti nekovov:
nemajú lesk,
nevedú teplo ani elektrinu,
sú krehké,
pri reakciách prijímajú elektróny – vytvárajú záporné ióny (anióny).
🧪 Príklady nekovov:
Kyslík (O) – dôležitý pre dýchanie, súčasť vody a vzduchu.
Uhlík (C) – tvorí základ živých organizmov.
Síra (S) – žltá pevná látka, používa sa v chemickom priemysle.
Dusík (N) – tvorí väčšinu vzduchu.
Chlór (Cl) – zelenožltý plyn, používa sa na dezinfekciu.
⚖️ Polokovy (metaloidy)
Polokovy majú vlastnosti medzi kovmi a nekovmi. Sú to „prechodové“ prvky – v niektorých reakciách sa správajú ako kovy, v iných ako nekovy. Používajú sa najmä v elektronike – napríklad v počítačoch, mobiloch a solárnych paneloch.
🧪 Príklady polokovov:
Kremík (Si) – základný materiál pre čipy a polovodiče.
Bór (B) – používa sa v skle a keramike.
Arzén (As) – v malých množstvách v technike, vo väčších je jedovatý.
Telúr (Te) – využíva sa v solárnych článkoch.
💡 Porovnanie vlastností
| Vlastnosť | Kovy | Nekovy | Polokovy |
|---|---|---|---|
| Lesk | Majú | Nemajú | Niekedy |
| Vedenie elektriny | Áno | Nie | Obmedzene |
| Tvárnosť | Tvárne | Krehké | Krehké |
| Skupenstvo | Väčšinou tuhé | Rôzne | Väčšinou tuhé |
| Typ reakcie | Odovzdávajú elektróny | Prijímajú elektróny | Striedavo |
Vodík
🔹 Základné informácie
Vodík je najľahší chemický prvok vo vesmíre aj na Zemi.
Jeho značka je H (z latinského hydrogenium = „tvorca vody“).
Tvorí asi 75 % hmoty vesmíru – nachádza sa v Slnku, hviezdach aj vo vode.
🧬 Chemická značka: H
🔢 Protonové číslo: 1
⚪ Farba: bezfarebný plyn
🔥 Zápach a chuť: nemá
💨 Hustota: veľmi malá – je asi 14× ľahší než vzduch
Plynný vodík
Dokážeme ho pripraviť napríklad reakciou neušľačhtilého kovu spolu s kyselinou.
🔹 Výskyt vodíka
Na Zemi sa vodík voľne nevyskytuje (neexistuje samostatne v prírode), pretože sa ľahko spája s inými prvkami.
Najviac ho nájdeme:
vo vode (H₂O) – spojený s kyslíkom,
v organických látkach (napr. cukry, tuky, bielkoviny),
v zemnom plyne a ropných zlúčeninách.
🔹 Vlastnosti vodíka
bezfarebný, bez zápachu a bez chuti,
horľavý plyn – horí svetlomodrým plameňom,
reaguje s kyslíkom – vzniká voda:
veľmi ľahký – používal sa v balónových a vzducholodiach, dnes sa nahrádza héliom (vodík je výbušný!),
má veľkú energiu – preto sa používa ako palivo budúcnosti.
🔹 Získavanie vodíka
Vodík sa dá pripraviť viacerými spôsobmi.
Najčastejšie chemickou reakciou kovu s kyselinou:
Pri reakcii zinku s kyselinou chlorovodíkovou vzniká vodík, ktorý sa uvoľňuje ako plyn.
💡 Zaujímavosť:
Tento pokus sa dá bezpečne ukázať v laboratóriu – plyn sa zachytí do skúmavky a pri zapálení vydáva jemný „piskot“ – tzv. vodíkový zhluk.
🔹 Použitie vodíka
🧪 Vodík sa využíva v mnohých oblastiach:
ako palivo (vodíkové motory, rakety, palivové články),
na výrobu amoniaku (NH₃) – dôležitého pre hnojivá,
na tvrdnutie tukov v potravinárstve,
v metalurgii – redukcia oxidov kovov,
ako čisté palivo budúcnosti, ktoré pri spaľovaní nevypúšťa škodliviny – len vodnú paru.
🔹 Vodík ako palivo budúcnosti
Vodík je ekologický zdroj energie.
Pri spaľovaní vzniká len voda, nie oxid uhličitý.
Používa sa v tzv. vodíkových palivových článkoch, ktoré poháňajú niektoré moderné autá, autobusy a lietadlá.
🌱 Výhoda: neprodukuje emisie
⚠️ Nevýhoda: ťažko sa skladuje a vyrába
💡 Zaujímavosti o vodíku
Objavili ho v roku 1766 britský chemik Henry Cavendish.
Vodík sa spája s kyslíkom a vytvára vodu – H₂O.
V minulosti sa používal v vzducholodiach (napr. Hindenburg), ale pre jeho výbušnosť sa dnes používa hélium.
V hviezdach sa vodík mení na hélium – uvoľňuje sa pri tom veľké množstvo energie (jadrová fúzia).
🧠 Zapamätaj si
Vodík je najľahší chemický prvok.
Má značku H a protonové číslo 1.
Je bezfarebný, bez zápachu a horľavý.
V prírode sa nachádza v zlúčeninách (napr. vo vode).
Je palivom budúcnosti – pri spaľovaní vzniká len voda.
Kyslík
🔹 Základné informácie
Kyslík patrí medzi najrozšírenejšie prvky na Zemi.
Jeho chemická značka je O (z latinského oxygenium = „tvorca kyselín“).
Tvorí približne 21 % vzduchu, ktorý dýchame.
Bez kyslíka by nebol možný život, dýchanie ani horenie.
🧬 Chemická značka: O
🔢 Protonové číslo: 8
⚪ Farba: bezfarebný
🔥 Zápach a chuť: nemá
💨 Skupenstvo: plyn
Plynný Kyslík
Plynný kyslík nehorí ale horenie podporuje. Na experimente môžeme vidieť spaľovanie horčíka v prítomnosti kyslíka.
🔹 Výskyt kyslíka v prírode
Kyslík je veľmi rozšírený prvok – nachádza sa:
vo vzduchu (ako plyn O₂),
vo vode (H₂O),
v mineráloch a horninách (napr. v oxidoch, uhličitanoch, kremičitanoch),
v tkanivách rastlín a živočíchov (v organických látkach).
🌿 Zdroje kyslíka:
Fotosyntéza – rastliny počas dňa uvoľňujú kyslík do vzduchu:
Rozklad vody alebo niektorých zlúčenín.
🔹 Vlastnosti kyslíka
Bezfarebný, bez zápachu, bez chuti
Plyn, ktorý udržiava horenie (sám však nehorí)
Ťažší než vzduch
Reaguje s mnohými látkami – vznikajú oxidy
🧪 Príklad reakcie:
Horčíkový pásik horí v kyslíku veľmi jasným bielym plameňom a vzniká oxid horečnatý.
🔹 Vznik oxidov
Pri spojení kyslíka s inými prvkami vznikajú zlúčeniny nazývané oxidy.
Napríklad:
Železo + kyslík → oxid železitý (hrdza)
Síra + kyslík → oxid siričitý (SO₂)
Uhlík + kyslík → oxid uhličitý (CO₂)
💡 Všimni si:
Oxidy môžu byť pevné, kvapalné alebo plynné – podľa toho, s čím kyslík reaguje.
🔹 Získavanie kyslíka
Kyslík sa pripravuje chemickým rozkladom látok, ktoré ho obsahujú.
Najčastejšie rozkladom peroxidu vodíka (H₂O₂):
Túto reakciu možno pozorovať aj v laboratóriu pomocou mangánového oxidu (MnO₂), ktorý pôsobí ako katalyzátor (urýchľuje reakciu).
🔹 Využitie kyslíka
💨 V medicíne: dýchanie pacientov, ktorí majú problémy s pľúcami
🔥 V hutníctve: spaľovanie kovov pri vysokých teplotách (rezanie, zváranie)
🚀 V raketách: súčasť raketového paliva
🌿 V prírode: nevyhnutný pre dýchanie rastlín, živočíchov i ľudí
💧 V chemickom priemysle: výroba kyselín a oxidov.
💡 Zaujímavosti o kyslíku
Kyslík objavili Joseph Priestley a Carl Wilhelm Scheele nezávisle od seba okolo roku 1774.
Vzduch obsahuje 21 % kyslíka, 78 % dusíka a malé množstvá iných plynov.
Tekutý kyslík má modrú farbu a využíva sa v raketových motoroch.
Dýchanie je chemická reakcia, pri ktorej sa kyslík spája s glukózou a vzniká energia.
🧠 Zapamätaj si
Kyslík (O) tvorí asi 21 % vzduchu.
Je bezfarebný, bez zápachu a bez chuti.
Podporuje horenie, ale sám nehorí.
Spája sa s inými prvkami → vznikajú oxidy.
Je nevyhnutný pre dýchanie a život.
Zobraziť tento príspevok na Instagrame
Plynný Kyslík
Plynný kyslík nehorí ale horenie podporuje. Na experimente môžeme vidieť spaľovanie síry v prítomnosti kyslíka.
Ozón (O₃)
🔹 Čo je ozón?
Ozón je plyn tvorený atómami kyslíka, podobne ako bežný kyslík, ale s iným počtom atómov v molekule.
Zatiaľ čo kyslík O₂ obsahuje dva atómy kyslíka, ozón O₃ obsahuje tri atómy kyslíka.
🧬 Chemický vzorec: O₃
🔢 Počet atómov v molekule: 3
💨 Skupenstvo: plyn
🔹 Farba: bledomodrý
🔹 Zápach: ostrý, „elektrický“ – cítiť ho po búrke
🔹 Ako vzniká ozón?
Ozón vzniká vtedy, keď sa molekuly kyslíka (O₂) rozštiepia pôsobením ultrafialového (UV) žiarenia alebo elektrických výbojov (bleskov).
Takto uvoľnené atómy kyslíka sa spoja s inými molekulami kyslíka a vytvoria ozón:
⚡ V praxi:
Po búrke cítiš vo vzduchu „svieži“ pach – to je ozón.
Vzniká aj v kopírovacích strojoch a tlačiarňach (vo veľmi malých množstvách).
🔹 Ozónová vrstva – náš ochranný štít 🌍
Vysoko nad Zemou, vo vrstve atmosféry zvanou stratosféra (asi 20–30 km nad povrchom), sa nachádza ozónová vrstva.
Táto vrstva chráni našu planétu pred škodlivým ultrafialovým žiarením zo Slnka.
☀️ Bez ozónovej vrstvy by UV žiarenie:
poškodilo kožu a oči,
ohrozovalo život rastlín, zvierat aj ľudí,
spôsobovalo zmeny v klíme.
🌈 Vďaka ozónovej vrstve:
sa k Zemi dostáva len malá časť UV žiarenia,
môžeme bezpečne dýchať a žiť.
🔹 Ničenie ozónovej vrstvy
V 20. storočí vedci zistili, že niektoré chemické látky – najmä freóny (chlórfluórované uhľovodíky) – ozón rozkladajú.
Tieto látky sa používali v sprejoch, chladničkách a klimatizáciách.
Chemická reakcia chlóru z freónov ničí ozón:
➡️ Výsledok: tenšia ozónová vrstva = menej ochrany pred UV žiarením.
Tento jav nazývame ozónová diera.
🧊 Najväčšia ozónová diera sa objavuje nad Antarktídou, hlavne na jar (v južnej pologuli).
🔹 Dobrý a zlý ozón
Nie všade má ozón rovnaký účinok:
| Umiestnenie | Názov | Účinok |
|---|---|---|
| Vo vyšších vrstvách atmosféry (stratosféra) | „Dobrý ozón“ | Chráni pred UV žiarením |
| Pri zemskom povrchu (troposféra) | „Zlý ozón“ | Škodí zdraviu a rastlinám, súčasť smogu |
💨 Zlý ozón vzniká pôsobením slnečného žiarenia na výfukové plyny v mestách.
Dráždi oči, pľúca a spôsobuje problémy s dýchaním.
🔹 Využitie ozónu
Napriek tomu, že je vo väčších množstvách nebezpečný, v malom množstve má ozón praktické využitie:
🧪 Použitie:
Dezinfekcia vody (ničí baktérie a vírusy)
Čistenie vzduchu v nemocniciach
Bielenie textílií a papiera
Odstraňovanie zápachu
💡 Pozor: Vo veľkých koncentráciách je ozón jedovatý a dráždi dýchacie cesty.
🧠 Zapamätaj si
Ozón (O₃) je forma kyslíka zložená z troch atómov O.
Vzniká účinkom UV žiarenia alebo elektrických výbojov.
V stratosfére tvorí ozónovú vrstvu, ktorá chráni Zem pred UV žiarením.
Pri zemi je ozón škodlivý – súčasť smogu.
Používa sa na dezinfekciu a čistenie vody.
Plynný Kyslík
Plynný kyslík nehorí ale horenie podporuje. Na experimente môžeme vidieť spaľovanie železa v prítomnosti kyslíka.
Vzácne plyny
🔹 Kto sú vzácne plyny?
Vzácne plyny tvoria samostatnú skupinu chemických prvkov v 8. hlavnej skupine periodickej tabuľky. Nazývame ich „vzácne“, pretože sú v prírode veľmi zriedkavé a takmer vôbec nereagujú s inými látkami. Všetky vzácne plyny sú plyny bez farby, zápachu a chuti, ktoré sa vyskytujú v atmosfére alebo v minerálnych vodách.
🔹 Ktoré prvky patria medzi vzácne plyny?
| Názov | Chemická značka | Poradie v tabuľke | Použitie |
|---|---|---|---|
| Hélium | He | 2 | balóniky, chladenie |
| Neón | Ne | 10 | svetelné reklamy |
| Argón | Ar | 18 | výbojky, zváranie |
| Kryptón | Kr | 36 | žiarovky, lasery |
| Xenón | Xe | 54 | svetlá áut, anestézia |
| Radón | Rn | 86 | rádioaktívny plyn, vyskytuje sa v pôde |
🔹 Vlastnosti vzácnych plynov
-
sú bezfarebné, bez zápachu, bez chuti,
-
nehorľavé,
-
veľmi málo reaktívne – len ťažko vytvárajú zlúčeniny,
-
všetky sú plynné za normálnych podmienok,
-
vyskytujú sa vo vzduchu vo veľmi malom množstve.
🔬 Vzácne plyny sa nazývajú aj inertné plyny, pretože nereagujú – sú „nečinné“.
🔹 Kde sa vzácne plyny nachádzajú?
Najviac ich nájdeme:
-
vo vzduchu – napríklad argón tvorí asi 0,93 % atmosféry,
-
v zemnom plyne a minerálnych prameňoch,
-
v plynových výbojkách a žiarovkách,
-
v kozme – hélium sa nachádza vo veľkom množstve na Slnku.
🔹 Použitie vzácnych plynov
🪐 Hélium (He)
-
druhý najľahší plyn po vodíku,
-
nehorľavé → bezpečné pre balóniky a vzducholode,
-
používa sa aj v lekárstve a chladení (napr. v MRI prístrojoch).
💡 Neón (Ne)
-
pri elektrickom výboji svieti červeno,
-
používa sa v reklamných nápisoch – tzv. neónové svetlá.
⚙️ Argón (Ar)
-
najbežnejší vzácny plyn vo vzduchu,
-
využíva sa pri zváraní kovov a vo výbojkách.
🔦 Kryptón (Kr) a Xenón (Xe)
-
používajú sa v žiarovkách, svetlometoch a bleskoch fotoaparátov,
-
xenón aj v lekárstve (mierne anestetikum).
☢️ Radón (Rn)
-
rádioaktívny plyn, ktorý vzniká v pôde,
-
vo veľkých množstvách je nebezpečný – treba vetrať pivnice a jaskyne, kde sa hromadí.
🔹 Zaujímavosti
🌈 Každý vzácny plyn pri elektrickom výboji svieti inou farbou:
-
hélium – žlté svetlo,
-
neón – červené,
-
argón – modré,
-
kryptón – biele,
-
xenón – modrobiele svetlo.
🧊 Vzácne plyny sa využívajú aj v moderných technológiách: lasery, vesmírne rakety, plazmové obrazovky či klimatizácie.
🧠 Zapamätaj si
-
Vzácne plyny sú v 8. skupine periodickej tabuľky.
-
Sú bezfarebné, bez zápachu, nehorľavé a nereaktívne.
-
Najznámejšie: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
-
Používajú sa v žiarovkách, balónikoch, reklamách a technike.
-
Radón je jediný škodlivý – je rádioaktívny.
Hélium
Keďže je hélium ľahšie ako vzduch, balónik vstúpa smerom k oblakom. Pri jeho vdýchnutí dochádza k pisklavému hlasu, pretože zvuk sa v héliu šíri rýchlejšie.
Halogény
🔹 Kde sa nachádzajú?
Halogény sú prvky, ktoré sa nachádzajú v 7. hlavnej skupine periodickej tabuľky prvkov – hneď vedľa vzácnych plynov.
Názov halogény pochádza z gréckych slov halos (soľ) a gennan (tvoriť), pretože tieto prvky tvoria soli, najmä s kovmi.
🧪 Do skupiny halogénov patria:
| Názov | Chemická značka | Skupenstvo pri 20 °C | Farba |
|---|---|---|---|
| Fluór | F₂ | plyn | žltozelený |
| Chlór | Cl₂ | plyn | žltozelený |
| Bróm | Br₂ | kvapalina | červohnedá |
| Jód | I₂ | pevná látka | tmavofialová |
| Astát | At | pevná látka | tmavosivá (rádioaktívna) |
🔹 Vlastnosti halogénov
farebné, štiplavo zapáchajúce látky,
veľmi reaktívne – ľahko reagujú s kovmi a vodíkom,
jedovaté vo väčšom množstve,
tvorba solí – napr. chlór + sodík → chlorid sodný (NaCl),
v prírode sa nevyskytujú voľne, iba v zlúčeninách (najmä v morských soliach).
🔹 Výskyt v prírode
🌊 Halogény sa vyskytujú najmä v moriach a oceánoch vo forme solí:
chlorid sodný (NaCl) – kuchynská soľ,
bromidy a jodidy – v morskej vode, minerálnych prameňoch a niektorých horninách.
🌿 Jód sa v malom množstve nachádza aj v rastlinách a v potravinách (napr. v morských riasach).
🔹 Chemické vlastnosti
Reagujú s kovmi → vznikajú halogenidy (soli). Reagujú s vodíkom → vznikajú halogénovodíky (napr. HCl).
Sú oxidačné činidlá – ľahko prijímajú elektróny.
Reaktivita klesá smerom nadol v skupine (fluór je najreaktívnejší, astát najmenej).
🔹 Použitie halogénov
💨 Fluór (F₂)
veľmi reaktívny, jedovatý plyn,
používa sa v výrobe plastov (teflón) a zubných pást (fluoridy chránia zuby pred kazom).
💨 Chlór (Cl₂)
žltozelený plyn s dráždivým zápachom,
používa sa na dezinfekciu vody,
dôležitý pri výrobe plastov (PVC),
v malých množstvách je užitočný, ale vo veľkých je jedovatý.
💧 Bróm (Br₂)
červenohnedá kvapalina, jedovatá,
používa sa v chemickom priemysle a fotografii.
💎 Jód (I₂)
pevná fialová látka, sublimuje (mení sa priamo na plyn),
nevyhnutný pre správnu činnosť štítnej žľazy,
používa sa na dezinfekciu rán (napr. jódová tinktúra).
⚛️ Astát (At)
veľmi vzácny a rádioaktívny,
vyskytuje sa len v stopách,
nemá bežné praktické využitie.
🔹 Zaujímavosti
🌡️ Jód sublimuje – pri zahriatí sa mení z pevného skupenstva priamo na plyn.
🌊 Morská voda obsahuje milióny ton halogenidov – najviac chloridov.
🧴 Fluorid sodný sa pridáva do zubných pást na posilnenie zubnej skloviny.
☢️ Astát je taký vzácny, že v celej Zemi ho je menej ako 30 gramov!
🧠 Zapamätaj si
Halogény patria do 7. skupiny periodickej tabuľky.
Sú farebné, jedovaté a veľmi reaktívne.
Tvoria soli (halogenidy) a halogénovodíky.
Najvýznamnejšie sú fluór, chlór, bróm a jód.
V prírode sa nachádzajú len v zlúčeninách.
Používajú sa v dezinfekcii, priemysle a medicíne.
Alkalické kovy
🔹 Kde sa nachádzajú?
Alkalické kovy tvoria 1. hlavnú skupinu periodickej tabuľky prvkov.
Nachádzajú sa vľavo hore – hneď vedľa vodíka (ktorý však medzi ne nepatrí).
Nazývajú sa „alkalické“, pretože pri reakcii s vodou vznikajú zásady (alkálie).
🧪 Medzi alkalické kovy patria:
| Názov | Značka | Poradie (Z) |
|---|---|---|
| Lítium | Li | 3 |
| Sodík | Na | 11 |
| Draslík | K | 19 |
| Rubídium | Rb | 37 |
| Cézium | Cs | 55 |
| Francium | Fr | 87 |
🔹 Vlastnosti alkalických kovov
mäkké – dajú sa rezať nožom,
striebristolesklé,
veľmi reaktívne – ľahko reagujú s kyslíkom, vodou aj s halogénmi,
dobré vodiče tepla a elektriny,
s kyslíkom tvoria oxidy,
s vodou tvoria hydroxidy a uvoľňuje sa vodík.
💧 Príklad reakcie sodíka s vodou:
Vzniká hydroxid sodný (NaOH) a vodík. Reakcia je prudká a exotermická (uvoľňuje teplo).
Sodík++++
Keďže je hélium ľahšie ako vzduch, balónik vstúpa smerom k oblakom. Pri jeho vdýchnutí dochádza k pisklavému hlasu, pretože zvuk sa v héliu šíri rýchlejšie.
🔹 Reaktivita
Reaktivita rastie smerom nadol v skupine –
→ Lítium reaguje pokojne,
→ Sodík prudšie,
→ Draslík dokonca vznieti a horí fialovým plameňom.
⚠️ Preto sa alkalické kovy uchovávajú v petroleji – aby nereagovali s vlhkosťou zo vzduchu.
🔹 Výskyt v prírode
Alkalické kovy sú veľmi reaktívne, preto sa nevyskytujú voľne, ale len v zlúčeninách – najmä ako soli:
Sodík → v kuchynskej soli (NaCl),
Draslík → v minerálnych soliach v pôde,
Lítium → v minerálnych vodách a horninách.
🔹 Použitie alkalických kovov
⚙️ Lítium (Li)
používa sa v batériách (lithium-iontové),
v liekoch na upokojenie nervovej činnosti,
v leteckých zliatinách – ľahké, ale pevné.
⚙️ Sodík (Na)
vo forme chloridu sodného (NaCl) – kuchynská soľ,
vo forme hydroxidu sodného (NaOH) – výroba mydiel, čistiacich prostriedkov, papiera,
v chemickom priemysle – ako redukčné činidlo.
⚙️ Draslík (K)
vo forme draselných solí (KNO₃, KCl) – hnojivá,
dôležitý biogénny prvok – zabezpečuje správnu činnosť svalov a srdca,
súčasť bunkových tekutín.
🔹 Zaujímavosti
🧠 Prečo sú alkalické kovy nebezpečné vo vode?
Pri reakcii s vodou vzniká vodík, ktorý sa môže vznietiť. Preto sa s nimi pracuje len v laboratóriu pod dohľadom učiteľa.
🔥 Farby plameňa:
Lítium – červený plameň,
Sodík – žltý plameň,
Draslík – fialový plameň.
🌍 V tele človeka:
Sodík a draslík sú nevyhnutné pre život – regulujú vodné hospodárstvo buniek.
🧠 Zapamätaj si
Alkalické kovy patria do 1. skupiny periodickej tabuľky.
Sú mäkké, lesklé a veľmi reaktívne.
S vodou tvoria hydroxidy a vodík.
Reaktivita rastie smerom nadol v skupine.
Najznámejšie sú lítium, sodík a draslík.
Používajú sa v batériách, hnojivách a chemickom priemysle.
sodík
Jód dokáže sublimovať. Premieňať sa z pevnej látky priamo na plyn.