:: wikimiki.org ::

Amblygonit

Amblygonit

(Breithaupt 1817) (Li Na)Al(P O₄)(F,O H), trojklonný minerál.

Morfologie

Obvykle jen kusový v hrubě štěpných kusech nebo zrnitý. Dobře omezené krystaly jsou vzácné, izometrické až krátce sloupcovité, často polysynteticky srůstá. V přírodě byly nalezeny krystaly až 1,5 m velké.

Fyzikální vlastnosti

Tvrdost 5,5-6, hustota 3,04-3,11, je křehký, lom má nerovný až pololasturnatý, štěpnost velmi dobrá podle a dobrá podle .

Optické vlastnosti

Barva mléčně bílá, šedobílá, namodralá, zelená, žlutavá i šedá, nezřídka bývá podobný celistvému živci, vryp bílý, lesk skelný, na lesklý perleťově, průhledný až jen průsvitný.

Naleziště

Česko

Čechy

Nová Ves (u Křemže); Vernéřov (u Aše)

Morava

Dobrá Voda (u Velkého Meziříčí); Krasonice (u Želtavy) ve světě např.

Austrálie

Caloola Creek, kde byl těžen jako ruda Li

Brazílie

Minas Gerais

Taqural žluté kostrovité krystaly až 15 cm velké, drahokamové kvality

USA

Arizona

San Domingo Wash (Mariocopa Co.) ve velkých krystalech

Jižní Dakota

Black Hills v pegmatitech, hlavně žíla Beecher (Custer Co.) s bloky amblygonitu až o hmotnosti 200t; bloky až 6 x 2 m z Keyston (Pennigton Co.) a Tinton (Lawrence Co.)

Maine

Newry (Oxford Co.) průhledné krystaly až 11 cm velké

Citace

- Anthony a kol. (2000): Handbook of Mineralogy Vol. IV. Mineral Data Publishing Tucson, Arizona 17
- Bernard J.H., Rost R. a kol. (1992): Encyklopedický přehled minerálů. Academia Praha 54 ISBN 80-200-0360-6
- Pauliš P. (2003): Minerály České republiky. Kuttna Kutná Hora 55 ISBN 80-86406-31-8 Kategorie:Fosforečnany

Lithium

Lithium je nejlehčí z řady alkalických kovů, značně reaktivní, stříbřitě lesklého vzhledu.

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

kovů Chemická značka Li, (lat. Lithium) Atomové číslo 3 Relativní atomová hmotnost 6,941 amu Hustota 0,535 g/cm³ Teplota tání 180,5 °C, tj 453,7 K Teplota varu 1 350 °C tj. 1 623 K Jedná se o velmi lehký a měkký kov, který rychle reaguje s kyslíkem i vodou a v přírodě se s ním proto setkáváme pouze ve formě sloučenin. Ze skupiny alkalických kovů je lithium nejméně reaktivní. Elementární kovové lithium lze dlouhodobě uchovávat např. překryté vrstvou alifatických uhlovodíků jako petrolej nebo nafta. Soli lithia barví plamen karmínově červeně. Bylo objeveno roku 1817 švédským chemikem Johannem Arfvedsonem v aluminosilikátových horninách na bázi lepidolitu.

Sloučeniny a výskyt v přírodě

Díky své velké reaktivitě se v přírodě setkáváme prakticky pouze se sloučeninami lithia. Ve všech svých sloučeninách se vyskytuje pouze v mocenství Li⁺. V zemské kůře je lithium obsaženo v množství 20 - 60 mg/kg, mořská voda vykazuje průměrný obsah lithia 0,18 mg Li/l. Ve vesmíru patří lithium mezi poměrně vzácné prvky, na jeden jeho atom připadá přibližně 1 miliarda atomů vodíku. S kyslíkem vytváří oxid lithný Li₂O, který s vodou tvoří silně alkalicky reagující hydroxid LiOH. Reakce kovového lithia s vodou je poměrně bouřlivá a exotermní, kromě uvedeného hydroxidu lithného při ní dochází v vývoji plynného vodíku. Halogenidy lithia jako chlorid LiCl a bromid LiBr vykazují silně hygroskopické vlastnosti a bývají proto používány jako náplň exsikátorů. Naopak fluorid lithný LiF je sloučenina jen velmi málo rozpustná ve vodě. S dusíkem reaguje lithium za zvýšené teploty velmi snadno za vzniku nitridu lithného Li₃N. Uvedené reakce se využívá k odstraňování dusíku z některých plynů. S vodíkem vytváří lithium stálý hydrid lithný LiH. Daleko používanější sloučeninou je však borohydrid lithný LiBH₄, který při styku s kyselinami uvolňuje atomární vodík a nachází tak využití jako hydrogenační a velmi účinné redukční činidlo. V přírodě je lithium přítomno v nevelkém množství jako příměsi různých hornin, nejznámější minerály obsahující lithium jsou aluminosilikáty lepidolit a spodumen. Soli lithia jsou přítomny i v mořské vodě a některých vodách minerálních.

Výroba a využití

Kovové lithium lze průmyslově nejsnáze připravit elektrolýzou roztaveného chloridu lithného. Elementární lithium se uplatňuje v jaderné energetice, kde v jistých typech reaktorů slouží roztavené lithium k odvodu tepla z reaktoru. V současné době patří lithiové baterie a akumulátory k velmi perspektivním prostředkům pro dlouhodobější uchování elektrické energie a jejich využití v elektronice stále silně roste. Organické soli lithia se používají ve farmaceutickém průmyslu jako součásti uklidňujících léků tlumících afekt. Lithium je přísadou pro výrobu speciálních skel a keramik, především pro účely jaderné energetiky, ale i pro konstrukci hvězdářských teleskopů. Mimořádně silných hygroskopických vlastností a nízké relativní hmotnosti hydroxidu lithia se využívá k pohlcování oxidu uhličitého z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kosmických lodích. Slitiny lithia s hliníkem, kadmiem, mědí a manganem jsou velmi lehké a současné značně mechanicky odolné a používají se při konstrukci součástí letadel. ---- Kategorie:Chemické prvky Kategorie:Kovy ja:リチウム ko:리튬 simple:Lithium th:ลิเทียม

Sodík

Sodík je nejběžnějším prvkem z řady alkalických kovů, hojně zastoupený v zemské kůře, mořské vodě i živých organizmech

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Chemická značka Na, (lat. Natrium) Atomové číslo 11 Relativní atomová hmotnost 22,98977 amu Hustota 0,968 g/cm³ Teplota tání 97,72 °C, tj. 370,87 K Teplota varu 883 °C tj. 1 156 K Sodík je měkký, lehký a stříbrolesklý kov, který rychle reaguje s kyslíkem i vodou a v přírodě se s ním proto setkáváme pouze ve formě sloučenin. Reakce sodíku s vodu je natolik exotermní, že unikající vodík reakčním teplem obvykle samovolně explozivně vzplane. Elementární kovový sodík lze dlouhodobě uchovávat např. překrytý vrstvou alifatických uhlovodíků jako petrolej nebo nafta, s nimiž nereaguje. Soli sodíku barví plamen intenzivně žlutě. Objevil jej roku 1807 sir Humphry Davy.

Výskyt v přírodě

vodík Díky své velké reaktivitě se v přírodě setkáváme pouze se sloučeninami sodíku. Ve všech svých sloučeninách se vyskytuje pouze v mocenství Na⁺. Sodík je poměrně bohatě zastoupen na Zemi i ve vesmíru. Předpokládá se, že zemská kůra obsahuje 2,4 – 2,6 % sodíku. Mořská voda obsahuje sodík jako hlavní kation v koncentraci přibližně 10,5 g Na/l. Ve vesmíru se předpokládá výskyt 1 sodíkového atomu na přibližně 800 tisíc atomů vodíku. Vzhledem k vysoké rozpustnosti většiny sloučenin sodíku došlo v průběhu geologických přeměn zemské kůry k vyplavení značné časti sodíku z povrchových vrstev pevninské zemské kůry do oceánských vod. Obecně je právě chlorid sodný NaCl považován za základní složku mořské soli i když se v mořské vodě setkáme prakticky se všemi prvky Mendělejevovy periodické soustavy prvků. Značný obsah sodíkových iontů nalézáme také ve všech podzemních minerálních vodách, které se dostaly do dlouhodobého kontaktu s horninami a sodíkové ionty se do nich vyloužily. Z minerálů, obsažených v zemské kůře je nejznámější sůl kamenná, chemicky chlorid sodný (obr. viz chlor). Ložiska tohoto minerálu mají původ ve vyschlých jezerech a mořích minulých geologických epoch. Příkladem minerálů biogenního původu je chilský ledek, chemicky dusičnan sodný NaNO₃. Sodík patří mezi biogenní prvky a nachází se ve všech buňkách rostlinných i živočišných tkání.

Výroba a využití

Kovový sodík se průmyslově vyrábí elektrolýzou roztaveného chloridu sodného. Materiálem katody je obvykle železo, anoda je grafitová. Dalším produktem této elektrolýzy je plynný chlór, který bývá obvykle ihned dále zužitkován pro chemickou syntézu. V některých případech slouží při elektrolýze jako katoda kovová rtuť, pak je produktem sodíkový amalgám, tady roztok elementárního sodíku ve rtuti. Tato látka nalézá řadu uplatnění především v organické syntéze jako účinné redukční činidlo. Roztavený kovový sodík se často uplatňuje v jaderné energetice jako látka odvádějící teplo vznikající jaderným rozpadem uranu v primárním okruhu jaderného reaktoru. Důvodem je jednak poměrně nízká teplota tání sodíku a především fakt, že sodík při styku s vysoce energetickými neutrony nebo gama paprsky nepodléhá radioaktivní přeměně na nebezpečně beta a gama zářiče s dlouhým poločasem rozpadu. Elementární sodík je mimořádně silné redukční činidlo a bývá proto využíván pro řadu organických syntetických reakcí. Elektrickým výbojem v prostředí sodíkových par o tlaku několika torrů vzniká velmi intenzivní světelné vyzařování. Tento jev nalézá uplatnění při výrobě sodíkových výbojek, se kterými se můžeme prakticky setkat ve svítidlech pouličního osvětlení.

Sloučeniny

V chemických sloučeninách se sodík vyskytuje zásadně a pouze v mocenství Na⁺¹. Mezi sloučeniny zásadního významu patří násleující chemické látky:
- Reakcí s vodíkem vzniká hydrid sodný NaH, který je poměrně silným redukčním činidlem.
- Reakcí sodíku s kyslíkem vzniká peroxid sodný Na₂O₂, který nalézá využití jako energetické oxidační činidlo.
- 2Na + O₂ -> Na₂O₂
- Reakce sodíku s vodou vede ke vzniku velmi silné zásady, hydroxidu sodného NaOH. Je to bezbarvá, hygroskopická, silně leptavá látka, která rozpouští i sklo a porcelán. Je velmi dobře rozpustný ve vodě, při jeho rozpouštění se uvolňuje značné množství tepla a vzniklý roztok se zahřívá. Využívá se např. na výrobu mýdel či léčiv, ale uplatňuje se samozřejmě i v laboratoři (jedná se o základní průmyslovou i laboratorní chemikálii).
- Chlorid sodný NaCl, známý též jako sůl kamenná nebo kuchyňská sůl patří od dávných dob k běžně využívaným chemikáliím. Jako nezbytná součást lidského jídelníčku byla již ve starověku mimořádně cennou surovinou a obchod s ní patřil k velmi výnosným avšak i značně riskantním oborům podnikání. V současné době nalézá NaCl řadu průmyslových uplatnění. V běžném životě se s kuchyňskou solí setkáme nejčastěji mimo kuchyni v zimě na silnicích, kde ji silničáři používají jako prostředek k rozmrazování sněhu a náledí
- Soda neboli uhličitan sodný Na₂CO₃ se používá převážně při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu. Vyrábí se ze solanky (nasycený vodný roztok NaCl) tzv. Solvayovým způsobem, při kterém se do solanky nasycené amoniakem zavádí oxid uhličitý. Vzniká hydrogenuhličitan sodný NaHCO₃, který se dále ve speciálních pecích za teploty 150°C rozkládá na uhličitan sodný, oxid uhličitý a vodu.
- NaCl + H₂O + NH₃ + CO₂ -> NaHCO₃ + NH₄Cl
- 2NaHCO₃ -> Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O
- Jedlá soda nebo také hydrogenuhličitan sodný NaHCO₃ se používá jako součást kypřících prášků do pečiva, k neutralizaci poleptání kyselinou či k neutralizaci žaludečních šťáv při překyselení žaludku. Může se také používat jako náplň do hasicích přístrojů. ---- Category:Chemické prvky Category:Kovy ja:ナトリウム ko:나트륨 simple:Sodium th:โซเดียม

Fosfor

Fosfor je nekovový chemický prvek, poměrně hojně se vyskytující v zemské kůře, který má zároveň důležitou roli i ve stavbě živých organizmů

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Chemická značka P (lat. Phosphorus) Relativní atomová hmotnost: 30,973 amu Atomové číslo: 15 Hustota: 1,823 g/cm³ Teplota tání: 44,1 °C, tj. 317,3 K Teplota varu: 277 °C, tj. 550 K Fosfor je nekovový prvek, vyskytující se v přírodě pouze ve formě sloučenin. V nich se běžně setkáváme s fosforem v mocenství P⁺⁵, ale existují sloučeniny, v nichž se fosfor vyskytuje v mocenství P^-3, P⁺³ i P⁺⁴. Elementární fosfor se vyskytuje ve 3 alotropních modifikacích – bílý, červený a černý fosfor. Historicky byl fosfor poprvé izolován alchymistou Heningem Brandtem v roce 1669 destilací lidské moči. Robert Boyle tento způsob v roce 1680 zdokonalil a v následujících letech připravil oxid fosforečný a kyselinu fosforečnou.

Výskyt v přírodě

V přírodě se setkáme pouze se sloučeninami fosforu (ojedinělý a pochybný nález minerálu fosforu je uváděn z meteoritu nalezeném v Townshipské salině v Kansasu v USA). V zemské kůře se fosfor vyskytuje poměrně hojně, je celkově 11. prvkem v pořadí výskytu a jeho koncentrace se průměrně odhaduje na 1 – 1,2 g/kg. V mořské vodě je jeho koncentrace velmi nízká, pouze 0,07 mg P/l, ve vesmíru připadá na jeden atom fosforu pouze přibližně 3 000 000 atomů vodíku. Nedůležitějším minerálem s obsahem fosforu je směsný fosforečnan vápenatý apatit, jehož složení lze vyjádřit jako: Ca₅(PO)₄)₃(OH, F, Cl). Apatit slouží jako základní surovina pro výrobu fosforu a především jeho sloučenin. Hlavní oblasti těžby leží v Rusku (poloostrov Kola), Maroku a v USA. Dalšími minerály s obsahem fosforu jsou např. fosforit Ca₃(PO)₄)₂ nebo fluoroapatit Ca₃(PO)₄)₂F. Dále se fosfor vyskytuje ve všech živých organizmech na Zemi, je především uložen v kostech a zubech, ale je složkou důležitých organických molekul jako DNA a RNA, energetických přenašečů (ADP, ATP) a je obsažen ve většině tuků, neboli lipidů.

Výroba, vlastnosti a využití

Základem průmyslové výroby elementárního fosforu je redukce fosforečnanů koksem (uhlíkem) za přítomnosti křemenného písku podle rovnice: : 2Ca₃(PO)₄)₂ + 6SiO₂ + 10C → P₄ + 6CaSiO₃ + 10CO Fosfor za vysoké teploty v tavenině těká jako molekula P₄ a je zachycován po kondenzaci ve vodě jako bílý fosfor. Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé na alotropní formě, ve které se fosfor právě vyskytuje.
- Bílý fosfor je měkký, značně toxický a na vzduch samovznětlivý. Ve tmě jeho páry fosforeskují (samovolně vydávjí slabě světelné záření). Pro dlouhodobější uchovávání musí být ponořen ve vodě, která zabrání jeho samovolnému vzplanutí. Je nerozpustný ve vodě, ale dobře se rozpouští v sirouhlíku CS₂.
- Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké popáleniny a zároveň je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je ponoření do vody). Dnes jsou tyto bestiální zbraně přísně zakázány.
- Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes o při výrobě jedovatých nástrah na krysy a jiné hlodavce.
- Červený fosfor vzniká zahřátím bílého fosforu na 250ºC v uzavřené nádobě pod tlakem v inertním prostředí. Červený fosfor je na vzduch neomezeně stálý, má teplotu tání 597 °C a není jedovatý.
- Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další.
- Černý fosfor je velmi stálý a svými fyzikálními vlastnostmi připomíná spíše kovy. Má kovový lesk, je tepelně i elektricky dobře vodivý. Vzniká zahříváním červeného fosforu pod tlakem na teploty přes 400 ºC.

Slitiny

Elementární fosfor se v menším množství přidává do slitin kovů pro úpravu jejich fyzikálních vlastností. Jeho přítomnost ve slitinách značně zvyšuje tvrdost výsledného produktu. Významné je legování fosforu do stříbrných pájek a bronzů, ale i některých speciálních ocelí.

Sloučeniny

Fosfor se vyskytuje ve velké řadě různých anorganických i organických sloučenin. Z řady anorganických sloučenin mají z hlediska praktického využití největší význam:
- Kyselina fosforečná H₃PO₄ je poměrně silnou trojsytnou minerální kyselinou. Vyrábí se spalováním elementárního fosforu v přítomnosti vodní páry. Koncentrovaná kyselina fosforečná je těžká, viskosní kapalina s velmi vysokým bodem varu. Tvoří celkem 3 řady solí - fosforečnany (PO₄)^3-, hydrogenfosforečnany (HPO₄)^2- a dihydrogenfosorečnany (H₂PO₄)^-.
- Převážná část vytěžených fosfátů (fosforečnanů) nalézá uplatnění jako průmyslová hnojiva. Nejvíce používaná jsou přitom vápenato-fosfátová hnojiva, např. široce používaný Superfosfát má za základ dihydrogenfosforečnan vápenatý Ca(H₂PO₄)₂, který je vodou dobře rozpustný a rychle se vstřebává do půdy. Hydrogenfosforečnan vápenatý CaHPO₄ je označuje trojitý superfosfát, je méně rozpustný a do půdy přechází postupně po delší dobu. Samotný fosforečnan vápenatý Ca₃(PO₄)₂ je vodě prakticky nerozpustný s louží jako surovina pro výrobu výše jmenovaných hnojiv: :Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
- Vápenaté a sodné fosforečnany se přidávají do zubních past. Slouží jako součást odrezovacích roztoků pro odstraňování korozních produktů z povrchu železných konstrukcí, protože velmi snadno reagují s oxidem železitým.
- Sodné soli kyseliny fosforečné se uplatňují jako součást prášků na praní nebo prostředků na mytí nádobí v automatických myčkách pro změkčení vody (Na₃ PO₄), dále v potravinářství při výrobě sýrů a nakládání šunky Na₂HPO₄. Jejich přítomnost ve vodě má také antikorozivní účinky a přidávají se do cirkulačních vod pro vytápění (ústřední topení, průmyslové vyhřívací okruhy).
- Fosforečnany amonné (NH₄)₂HPO₄ a NH₄H₂PO₄ slouží v zemědělství jako velmi účinná hnojiva. Přidávají se také jako samozhášecí přísada do celulózy s cílem zmenšit hořlavost výsledných výrobků (divadelní kulisy).
- Oxid fosforečný se vyskytuje ve formě dvouatomových molekul jako P₄O₁₀. Reakcí s vodou vznikají různé formy fosforečných kyselin. V praxi se používá pro sušení plynů, protože velmi ochotně a rychle absorbuje i stopy vodních par.
- Sloučeniny s vodíkem jsou jedovaté a značně reaktivní. Fosfan PH₃ je jedovatý plyn se zápachem po česneku, difosfan P₂H₄ je samozápalná kapalina. ---- Category:Chemické prvky Prvky v mineralogii ja:リン ko:인 th:ฟอสฟอรัส

Fluor

Fluor je značně toxický, nazelenalý plyn, chemický mimořádně reaktivní, vyznačuje se největší elektronegativitou ze všech prvků periodické soustavy. Je nejlehčím prvkem z řady halogenů. Fluor je extrémně reaktivní plyn, který se ochotně až explozivně slučuje s téměř všemi prvky. Je proto velmi obtížné jej připravit v elementární podobě. Poprvé se to podařilo až roku 1886 Henrimu Moissanovi, přestože ve formě svých sloučenin (apatit, kyselina fluorovodíková) byl znám chemikům již od 16. století.

Výskyt v přírodě

16. století Na Zemi je fluor přítomen pouze ve formě sloučenin, a to v nepříliš velkém množství. Z minerálů jsou nejvýznamnější fluorit (kazivec) – fluorid vápenatý CaF₂ a kryolit – hexafluorohlinitan sodný Na₃AlF₆. V zemské kůře je fluor přítomen v koncentraci 200–600 ppm (mg/kg). Voda oceánů obsahuje pouze přibližně 1 mg F/l. Ani ve vesmíru není fluor příliš bohatě zastoupen. Předpokládá se, že na jeden atom fluoru připadá přes 30 milionů atomů vodíku.

Sloučeniny fluoru

Ve všech svých sloučeninách vystupuje fluor výlučně jako záporně jednomocný F¹⁻.

Anorganické sloučeniny

Jedinou kyselinou fluoru je kyselina fluorovodíková HF. V zředěných vodných roztocích se chová jako poměrně slabá kyselina, avšak koncentrovaná je téměř stejně silná jako kyselina sírová. Molekula HF je velmi malá a stává se, že při neopatrném potřísnění kůže difunduje kyselina fluorovodíková tkáněmi až ke kostem, které chemicky napadá a neopatrný chemik pocítí po několika hodinách velmi nepříjemnou a úpornou bolest kosti. Se všemi kovy tvoří kyselina fluorovodíková soli fluoridy. Velká většina z nich je ve vodě snadno rozpustná s výjimkou fluoridu hlinitého a fluoridů lanthanoidů, čehož se využívá v analytické chemii i v průmyslovém měřítku k separaci těchto látek ze směsi s ostatními kovy. Protože fluor jako jediný vykazuje větší elektronegativitu než kyslík, tvoří s ním několik fluoridů, v nichž se kyslík vyskytuje v mocenství O¹⁺. Podobně dokáže jako jediný vytvářet nestálé sloučeniny s vzácnými plyny kryptonem, xenonem a radonem.

Organické sloučeniny

Organické sloučeniny fluoru se v přírodě téměř nevyskytují a jsou výsledkem chemické syntézy. Nejznámější z nich je patrně polymerní polytetrafluorethylen (Teflon) o vzorci F-(-CF₂-)_2n-F. Jde vlastně o polymerní uhlovodík, v němž jsou všechny atomy vodíku nahrazeny fluorem. Další známou skupinu organických sloučenin tvoří freony. Mezi ně patří řada plynných nebo kapalných látek, které obsahují jeden až pět atomů uhlíku a jejichž vodíkové atomy jsou substituovány fluorem, chlorem a někdy také bromem. Bývají též označovány zkratkou CFC (z angl. chlorofluorocarbon).

Výroba

Výroba plynného fluoru je technicky značně obtížná a vzhledem k reaktivitě volného fluoru i poměrně riziková. Základem procesu je elektrolýza taveniny kyselého fluoridu draselného syceného plynným fluorovodíkem. Obtížné je však i následné uchování vyrobeného fluoru; obvykle se používají kovové tlakové nádoby pokryté vrstvou teflonu. Obvykle se však výroba koncipuje tak, aby byl vyrobený fluor co nejrychleji spotřebován přímo na místě výroby, např. při následné organické syntéze.

Využití

Elementární fluor se používá jako surovina v chemickém průmyslu. V 50. letech 20. století se uvažovalo o využití kapalného fluoru nebo jeho směsi s kapalným kyslíkem jako okysličovadla v kapalinových raketových motorech vzhledem k vyššímu dosahovanému specifickému impulsu. Problény s výrobou a skladováním, spolu s jeho nebezpečím pro obsluhu, vedly k tomu, že tato myšlenka byla brzy opuštěna. Přesto v tehdejším SSSR byly postaveny a vyzkoušeny prototypy motorů pracujících s touto pohonnou látkou. Většího praktického uplatnění než čistý fluor dosahují jeho sloučeniny:

Anorganické sloučeniny fluoru

- Kyselina fluorovodíková HF leptá a rozpouští sklo a uplatňuje se proto ve sklářském průmyslu i při chemických rozkladech odolných silikátových hornin. Reakce čistého křemíku s fluorovodíkem se využívá v polovodičovém průmyslu k řízenému odleptávání určených vrstev křemíkové matrice.
- Kryolit Na₃AlF₆ podstatně snižuje bod tání oxidu hlinitého (bauxitu) a je cennou přísadou při elektrolytické výrobě hliníku.
- Hexafluorid uranu UF₆ je poměrně snadno těkavá sloučenina a již od druhé světové války slouží při metodě difusní separace jako jeden z postupů pro oddělování izotopů uranu ²³⁵U a ²³⁸U.
- Přestože fluor není klasickým biogenním prvkem, je známo, že jeho příjem je nezbytný především pro vývoj zdravých ů. Některé zubní pasty jsou proto záměrně dotovány zvýšeným obsahem fluoridů. Kromě toho byly činěny pokusy o umělé zvyšováni obsahu fluoru v pitné vodě s poměrně diskutabilními výsledky.

Organické sloučeniny fluoru

ů Uhlovodíky, v nichž jsou atomy vodíku kompletně nahrazeny atomy halogenů, se vyznačují mimořádnou chemickou stabilitou a nejsou prakticky vůbec toxické.
- Polymer, známý pod obchodním názvem teflon, je mimořádně chemicky a tepelně odolný. Má velmi mnohostranné využití od pokryvání povrchu kuchyňského nádobí po výrobu odolných chemických aparatur pro práci s agresivními médii, nádob pro uchovávání silných kyselin a reaktivních organických sloučenin. Dobrých elektrických izolačních vlastností a tepelné odolnosti teflonu využívá elektrotechnický průmysl. Z teflonu se vyrábějí velmi odolná těsnění pro průmyslové účely i využití v domácnostech.
- Skupina chlorfluorouhlovodíků, souhrnně označovaných jako freony, dosáhla v posledních několika desetiletích masového uplatnění především těchto oborech:
- chladírenská technika, kde nahradily dříve používaný toxický amoniak nebo oxid siřičitý. Dodnes jsou freony chladícím médiem desítek milionů chladniček i automobilových a bytových klimatizačních jednotek po celém světě;
- výroba přenových hmot (pěnový polystyren, pěnový polyuretan apod.), kde se využívala jako pěnicí činidlo;
- 'hnací náplň do sprejů, především pro svoji zdravotní nezávadnost a nehořlavost.
- :Dnes se však z ekologických důvodů produkce freonů celosvětově snižuje.
Vliv freonů na životní prostředí
Po dlouhou dobu se věřilo, že inertní vlastnosti freonů jsou zárukou jejich bezproblémového masového nasazení. Teprve v 80. letech 20. století byl při výzkumu stavu ozonové vrstvy zemské atmosféry objeven nepříznivý vliv freonů na obsah ozonu. Bylo zjištěno, že molekuly freonů, které se tepelnou difuzí postupně dostávají do horních vrstev atmosféry, reagují velmi ochotně s přítomným ozonem O₃ za tvorby obyčené molekuly kyslíku O₂. Jedna molekula freonu přitom může zlividoval až několik tisíc molekul ozonu. Ozonová vrstva je přitom nezbytná pro existenci pozemského života, protože chrání zemský povrch před dopadem vysoce energetických fotonů ultrafialového záření ze Slunce. Její oslabování, především v oblasti zemských pólů, dávaji vědci do souvislosti především s masovým využitím freonů v minulých 30 až 40 letech. V současné době proto probíhá intenzivní výzkum s cílem nahradit většinu freonů jinými látkami. Především náplně sprejů se dnes již prakticky plně obejdou bez freonů. V chladírenské technice, která využívá uzavřený cyklus oběhu chladícího média, jsou úniky do atmosféry podstatně nižší. Přesto se i zde hledají jiné, alternativní látky nebo se alespoň využívají takové typy freonů, které mají na ozonovou vrstvu co nejmenší vliv. ---- Kategorie:Chemické prvky ja:フッ素 ko:플루오르 th:ฟลูออรีน

Kyslík

Kyslík je plynný chemický prvek, tvořící 2. hlavní složku zemské atmosféry. Je biogenním prvkem a jeho přítomnost je nezbytná pro existenci většiny živých organizmů na této planetě.

Základní fyzikálně - chemické vlastnosti

Chemická značka O, (lat. Oxygenium) Atomové číslo 8 Relativní atomová hmotnost 15,9994 amu Oxidační čísla kyslíku +I (fluor má větší el. negativitu => ve sloučeninach s fluorem), -I (peroxid - (O₂)^-II), -II (oxid - O^-II ). Hustota 1,429 kg/m³, Teplota tání -218,8 °C, tj. 54,35 K Teplota varu -182,97 °C, tj. 90,18 K Kyslík je velmi reaktivní permanentní plyn, nezbytný pro existenci života na naší planetě. Slučování kyslíku s ostatními prvky se nazývá hoření. Jde prakticky vždy o exotermní reakci, která vede k uvolnění značného množství tepelné a světelné energie. Produkty hoření se nazývají oxidy, dříve kysličníky.

Výskyt v přírodě

Na Zemi je kyslík velmi rozšířeným prvkem.
- V atmosféře tvoří plynný kyslík 21 objemových %.
- Voda oceánů, které pokrývají 2/3 zemského povrchu je hmotnostně složena z 90 % kyslíku.
- V zemské kůře je kyslík majoritním prvkem, je přítomen téměř ve všech horninách. Jeho obsah je odhadován na 46 – 50 hmotnostních %. 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.

Anorganické sloučeniny

Ve svých sloučeninách se kyslík vyskytuje převážně v mocenství O^2-, výjimečně pak jako O^1- a O¹⁺. Záporně dvojmocný kyslík je přítomen ve velmi široké škále sloučenin. Především jsou to oxidy, vlastnosti jednotlivých sloučenin jsou detailněji popsány v kapitolách příslušných jednotlivým prvkům. Kyslík je přítomen ve většině anorganických kyselin a jejich solí. Z těch nejdůležitějších je možno jmenovat uhličitany (CO₃)^2-, křemičitany (SiO₃)^2-, sírany (SO₄)^2-, dusičnany (NO₃)^- a fosforečnany (PO₄)^3-. Alkalické sloučeny hydroxidy se vyznačují přítomnosti skupiny -OH. Mezi nejnámější patří louh sodný NaOH, draselný KOH a vápenatý, hašené vápno Ca(OH)₂. Ve valenci O^1- vystupuje kyslík v peroxidech, nejznámější z nich je bezesporu peroxid vodíku H₂O₂. Tato kapalná sloučenina má silné oxidační účinky a v praxi se používá ve formě svých vodných roztoků v medicíně pro desinfekci a v chemii jako oxidační činidlo. Peroxid sodný Na₂O₂ je pevná, hygroskopická látka, která nachází uplatnění jako velmi energetické oxidační činidlo. Pouze fluor vykazuje větší elektronegativitu než kyslík a tvoří s ním několik fluoridů, v nich se kyslík vyskytuje v mocenství O¹⁺. Všechny fluoridy kyslíku jsou značně nestálé, přesto však existuje reálná možnost jejich využití jako raketového paliva.

Organické sloučeniny

Kyslík se vykytuje ve velkém množství organických látek. Řada těchto sloučenin součástí všech živých organizmů, protože kyslík patří mezi základní biogenní prvky. Základní skupiny organických sloučeni s obsahem kyslíku jsou:
- alkoholy, obsahující skupinu C-OH
- fenoly, které skupinu -OH mají připojenu k aromatickému jádru
- ethery, obsahující skupinu C-O-C
- peroxidy,obsahující skupinu C-O-O-C
- aldehydy,obsahující skupinu HC=O
- ketony, obsahující skupinu C-CO-C
- karboxylové kyseliny, obsahující skupinu -COOH
- estery,obsahující skupinu R-C-OOR
- z heterocyklických sloučenin je možno unést např. furan: Soubor:Furan.gif

Výroba a využití

Soubor:Furan.gif Kyslík se praktiky výlučně vyrábí destilací zkapalněného vzduchu. Vyrobený kyslík se uchovává buď ve zkapalněném stavu ve speciálních Dewarových nádobách (viz obrázek) nebo plynný v ocelových tlakových lahvích. Vzhledem k vysoké reaktivitě čistého kyslíku je nezbytné, aby se nedostal do přímého kontaktu s organickými látkami. Proto se všechny součásti aparatury pro uchovávání a manipulaci s kapalným nebo stlačeným kyslíkem nesmí mazat žádnými organickými tuky nebo oleji.
- V medicíně se čistý kyslík používá při operacích a traumatických stavech pro podporu pacientova dýchání. Směsi kyslíku s inertními plyny slouží potápěčům k potlačení kesonové nemoci při ponorech do velkých hloubek. Také vysokohorští horolezci se v nutných případech uchylují k dýchání čistého kyslíku a piloti stíhacích letadel jsou vybaveni směsmi stlačených plynů, jejichž základní složkou je kyslík.
- Při hoření směsi kyslíku s vodíkem lze dosáhnout teploty přes 3 000 °C. Proto se kyslíko-vodíkový plamen využívá k řezání oceli a tavení kovů s vysokým bodem tání, např. platinových kovů.
- Základním požadavkem při výrobě oceli je odstranit z železa uhlík. Tzv. Bessemerův způsob výroby spočívá ve vhánění čistého kyslíku do roztaveného železa v konvertoru. Při vysoké teplotě taveniny dojde k oxidaci přítomného grafitického uhlíku na plynné oxidy, které z taveniny vytěkají.
- Kapalný kyslík přes svoji rizikovost stále často slouží jako palivo raketových motorů při startech kosmických lodí.

Ozon

Kromě obvyklých dvouatomových molekul O₂ se kyslík vyskytuje i ve formě tříatomové molekuly jako ozon O₃. Za normálních podmínek je to 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.

Výroba a využití

Poměrně snadno lze připravit ozon tichým elektrickým výbojem v atmosféře čistého kyslíku. Vzniká tak směs kyslíku s ozonem, kde podíl O₃ dosahuje obvykle 10%. Čistý ozon lze pak připravit frakční destilací této plynné směsi. Praktické využití ozonu je dáno jeho silnými oxidačními účinky.
- V medicíně slouží ke sterilizaci nástrojů. Poněkud diskutabilní jsou účinky dnes poměrně populární ozonové terapie, která by podle svých zastánců měla vést k regeneraci buněk a tkání. Odpůrci této metody poukazují na možná rizika podobných omlazovacích kůr, daná především vysokou reaktivitou i toxicitou ozonu.
- Baktericidní účinky ozonu slouží k desinfekci pitné vody namísto dříve hojně využívané dezinfekce vody plynných chlorem nebo chlornanem.
- Silné oxidační účinky ozonu se velmi často využívají v papírenském průmyslu k bělení celulózy pro výrobu papíru.

Ozonová vrstva

ozon Mimořádně významnou roli pro pozemský život hraje tzv. ozonová vrstva atmosféry. Je to část stratosféry ve výšce 25 – 35 km nad zemským povrchem, v níž se nachází značně zvýšený poměr ozonu vůči běžného dvouatomovému kyslíku. K nárůstu obsahu ozonu zde dochází při střetu molekul kyslíku s fotony ultrafialového slunečního záření. Při střetu dojde k rozštěpení molekuly na dva atomy, které ihned reagují s okolními molekulami O₂ za vzniku ozonu. Molekula ozonu snadno absorbuje energii jiného UV-fotonu a výsledkem je snížení energie procházejícího ultrafialového záření. Kdyby zmíněné UV paprsky prošly na zemský povrch bez ztráty energie v ozonové vrstvě, byly by mimořádně nebezpečné pro pozemské organizmy, protože vysoká energie fotonů vede ke vzniku různých typů rakovinných nádorů kůže a poškození zraku. V současné době je často diskutována otázka vlivu lidské činnosti na stav ozonové vrstvy. Je prokázáno, že přítomnost organických halogenovaných sloučenin nebo samotných halogenů fluoru, chloru a bromu blokuje reakce vedoucí ke vzniku ozonu, protože halogenové atomy přednostně reagují s atomárním kyslíkem i s molekulami ozonu. Monitorováním obsahu ozonu z družic bylo zjištěno, že především v oblasti zemských pólů dochází v posledních letech k značnému poklesu obsahu ozonu. Zároveň byl zaznamenán nárůst případů rakoviny kůže a zrakových onemocnění v oblasti blízkých především jižnímu pólu (Nový Zéland, Patagonie). Světové společenství se na základě těchto pozorování rozhodlo pro radikální omezení používání těkavých organických chemikálií s obsahem halogenů, především freonů, sloučenin s vysokým obsahem fluoru a chloru v organické molekule (tzv. Montrealský protokol). Freony se používají především jako inertní tlaková náplň sprejů a chladící médium v chladničkách a klimatizačních jednotkách. Podle posledních měření se zastavil nárůst koncentrace těchto chemikálií ve stratosféře. Teprve následující desetiletí ukáží, zda se redukcí používání freonů podaří zastavit oslabování síly ozonové vrstvy.

Přízemní ozon

Opakem životu prospěšného ozonu ve startosféře je přízemní ozon, vyskytující se těsně nad zemským povrchem. Tento plyn je lidskému zdraví nebezpečný, působí dráždění a nemoci dýchacích cest, zvyšuje riziko astmatických záchvatů, podráždění očí a bolesti hlavy. Zvýšený vznik přízemního ozonu pozorujeme především za horkých letních dnů v lokalitách s vysokou koncentrací výfukových plynů automobilových motorů, kde dochází k růstu obsahu oxidů dusíku a plynných uhlovodíků ve vzduchu. Tento jev se souhným názvem označuje jako suchý smog, podle místa svého častého výskytu také jako losangelský smog. V posledních letech jsou všechny osobní automobily vybaveny katalyzátory, které přeměňují oxidy dusíku na inertní plynný dusík a toxický oxid uhelnatý na relativně neškodný CO₂. Zavedením těchto opatření se podařilo snížit koncentraci přízemního ozonu ve velkých půmyslových centrech o několik desítek procent. Elektronová konfigurace: 1s², 2s², 2p⁴. ---- Kategorie:Chemické prvky als:Sauerstoff ja:酸素 ko:산소 ms:Oksigen simple:Oxygen th:ออกซิเจน

Vodík

Vodík je nejlehčí a nejjednodušší plynný chemický prvek, tvořící převážnou část hmoty ve vesmíru.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti

Vodík je bezbarvý, lehký plyn, bez chuti a zápachu. Je značně reaktivní, především s kyslíkem a halogeny se slučuje velmi bouřlivě i když pro spuštění této reakce je nutná inicializace (např. jiskra, která zapálí kyslíko-vodíkový plamen). Vodík vytváří sloučeniny se všemi prvky periodické tabulky s výjimkou vzácných plynů. Vodík je schopen tvořit zvláštní typ chemické vazby, nazývaný vodíková vazba nebo také vodíkový můstek, kdy vázaný atom vodíku vykazuje afinitu i k dalším atomům, s nimiž není poután klasickou chemickou vazbou. Mimořádně silná je vodíková vazba s atomy kyslíku, což vysvětluje anomální fyzikální vlastnosti vody (vysoký bod varu a tání atd.). Objevil jej roku 1766 Angličan Henry Cavendish.

Výskyt v přírodě

Elementární vodík je na Zemi přítomen jen vzácně. Plynný vodík se v našem prostředí vyskytuje ve formě dvouatomových molekul H₂, je však známo, že v mezihvězdném prostoru je přítomen z převážné části jako atomární vodík H. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává. Elementární vodík je však jednou z podstatných složek zemního plynu, vyskytuje se i v ložiscích uhlí. Ze sloučenin je nejvíce zastoupena voda, která jako moře a oceány pokrývá 2/3 zemského povrchu. Další významný zdroj vodíku představují organické sloučeniny. Vodík patří společně s uhlíkem, kyslíkem a dusíkem mezi tzv. biogenní prvky, které tvoří základní stavební kameny všech živých organizmů. Díky tomu se vodík vyskytuje prakticky ve všech sloučeninách tvořících nejvýznamnější surovinu současné energetiky a organické chemie – ropu. Vodík je základním stavebním prvkem celého vesmíru, vyskytuje se jak ve všech svítících hvězdách, tak v mezigalaktickém prostoru. Podle současných měření se podílí ze 75 % na hmotě a dokonce z 90 % na počtu atomů přítomných ve vesmíru.

Sloučeniny

- Reakce vodíku s kyslíkem se nazývá hoření a jejím produktem je voda, H₂O. Další sloučeninou těchto prvků je peroxid vodíku, H₂O₂, látka se silnými oxidačními účinky.
- S dusíkem tvoří čpavek neboli amoniak, NH₃, a hydrazin, N₂H₄.
- Atom vodíku je složkou každé kyseliny. Ve vodě se odštěpuje jako ion H⁺ a následně vytvoří oxoniový kation H₃O⁺.
- V mocenství H⁻ tvoří vodík sloučeniny s kovy, nazývané hydridy.
- Jako jeden ze základních kamenů všech organických molekul je přítomný ve všech tkáních živých organizmů této planety.
- Zajímavou vlastností vodíku je jeho schopnost rozpouštět se v některých kovech, např. v palladiu.

Výroba a využití

Průmyslově se dnes vodík vyrábí elektrolýzou vody nebo rozkladem zemního plynu. Hlavní využití elementárního vodíku:
- V chemickém průmyslu je vodík hydrogenačním činidlem, sloužícím k sycení násobných vazeb organických molekul, např. při ztužování rostlinných olejů.
- Redukčních vlastností plynného vodíku se někdy využívá v metalurgii k získávání kovů z jejich rud. Tento proces je ovšem nasazován pouze tehdy, kdy nelze využít běžnější redukční činidla, jako např. koks nebo dřevěné uhlí. Je to jednak kvůli poměrně vysoké ceně vodíku, ale především s ohledem na riziko možného výbuchu vodíku při kontaminaci prostředí kyslíkem nebo vzduchem za vysoké teploty.
- Vodík jako zdroj energie přestavuje pravděpodobně budoucnost energetiky i dopravy. Při spalování vodíku vzniká vedle značného energetického zisku pouze ekologicky naprosto nezávadná voda. Automobilové motory na bázi spalování plynného vodíku jsou v současné době předmětem intenzivního výzkumu předních světových výrobců motorů.
- Významnou novinkou posledních několika let je zdokonalení a zlevnění palivového článku. V tomto energetickém zařízení dochází k přímé přeměně energie chemické reakce vodíku s kyslíkem na elektrickou energii. Jako paliva se přitom používá plynného vodíku, kyslík je dodáván z atmosféry jako při normálním hoření. Účinnost tohoto procesu dosahuje v současné době hodnoty 60 %, což je podstatně více než bychom dosáhli spalováním vodíku a následným využitím vzniklého tepla pro výrobu elektrické energie. Nevýhodou současných palivových článků je stále ještě jejich vysoká cena a fakt, že proces je doposud značně citlivý vůči katalytickým jedům a vyžaduje proto použití velmi čistých chemikálií. Proto se palivové články už od šedesárých let 20. století využívají především v kosmických technologiích, kde uvedené nevýhody nejsou příliš významné. 20. století]
- Hoření, neboli reakce kyslíku s vodíkem je silně exotermní a lze při ní dosáhnout teplot přes 3 000 °C. Toho se běžně využívá při svařování nebo řezání kyslíko-vodíkovým plamenem nebo v metalurgickém průmyslu při zpracování těžko tavitelných kovů.
- Mimořádně nízké hustoty plynného vodíku se dříve využívalo v letectví k plnění vzducholodí a balónů. Jak však zlevňovala [http://pearl1.lanl.gov/periodic/elements/2.html] výroba hélia, byl vodík opouštěn a zůstával jen jako východisko z nouze v nacistickém Německu, kam byl vývoz amerického hélia embargován. Katastrofa vzducholodi Hindenburg v roce 1937, která shořela při přistání s několika desítkami obětí, éru vodíkem plněných dopravních prostředků lehčích než vzduch definitivně skončila.

Izotopy vodíku

Vodík má 3 izotopy:

Vodík

Klasický atom vodíku (někdy nazývaný protium), tvořený jedním protonem a jedním elektronem. Tento izotop je nejjednodušší atom ve vesmíru a tvoří jeho převažující část.

Deuterium

Atom s jádrem ²H, který obsahuje v jádře jeden proton a jeden neutron a od běžného vodíku se liší především atomovou hmotností, která činí 2,01363 amu, se označuje jako deuterium. Někdy mu bývá přiřazována i chemická značka D, přestože se nejedná o jiný prvek. Deuterium je stabilní izotop, který nepodléhá radioaktivní přeměně. V přírodě se běžně vyskytuje namísto lehkého vodíku. V průměru připadá na jeden atom deuteria 7 000 atomů normálního vodíku. Ve spojení s kyslíkem tvoří deuterium tzv. těžkou vodu, D₂O. Tato sloučenina má významné využití v jaderném průmyslu. Je velmi účinným moderátorem, tedy látkou zpomalující rychlost neutronů. Této vlastnosti se již od druhé světové války využívá v určitém typu jaderných rektorů k přípravě plutonia z uranu. Německá armáda se za druhé světové války intenzivně snažila vyvinout jadernou bombu na bázi plutonia. V norském Rjukanu existoval průmyslový komplex společnosti Norsk Hydro, vyrábějící těžkou vodu. Spojenci tento komplex zničili operací zvláštních jednotek (bombardování po jeho opravě způsobilo těžké ztráty na životech místních obyvatel, ale továrnu poškodilo jen mírně), přesto se však nacistům podařilo vyrobit dostatečné množství těžké vody pro další experimenty s jadernou zbraní. Dnes je deuterium využíváno také jako účinný stopovač biochemických reakcí. Pokud je na počátku výzkumu distribuce určité sloučeniny v organizmu použita látka, která má atomy vodíku nahrazeny deuteriem, lze vysledovat její cestu biochemickou přeměnou analýzou všech možných vzniklých produktů.

Tritium

uranu Jako tritium se označuje vodík ³H, který má jádro složeno z jednoho protonu a 2 neutronů a bývá někdy označován chemickou značkou T. Jeho atomová váha má hodnotu 3,01605 amu. Na rozdíl od deuteria je jádro tritia nestabilní a rozpadá se s poločasem rozpadu 12,4 roku za vyzáření pouze málo energetického beta záření. V přírodních podmínkách vzniká tritium především v horních vrstvách atmosféry při kolizi kosmického záření s jádrem atomu deuteria. Uměle je tritium získáváno v těžkovodních jaderných reaktorech při výrobě plutonia z přírodního uranu. Tritium slouží přitom jako jedna ze složek náplně ternonukleární bomby, doposud nejničivějšího destrukčního prostředku, jaký druh Homo sapiens vyrobil. Tritium je také jedním ze základních meziproduktů jaderné fúze, která je pokládána za energetický zdroj všech hvězd v pozorovatelné části vesmíru. Kategorie:Chemické prvky ---- ja:水素 ko:수소 ms:Hidrogen simple:Hydrogen th:ไฮโดรเจน

Minerál

Minerál (nerost) je prvek nebo chemická sloučenina, která je za normálních podmínek krystalická a která vznikla jako produkt geologických procesů. V přírodě je známo kolem 4200 minerálů. Existují některé výjimky, které definici minerálu porušují, přesto jsou ale za minerály tradičně pokládány. Za minerály tedy považujeme mimo jiné i:
- Rtuť, (která je za normálních podmínek kapalná)
- Některé amorfní látky (např. opály)
- Látky obdobné pozemským minerálům, ale pocházející z jiných kosmických těles (Měsíc, Mars, meteority)
- Biogenní materiály, pokud se na jejich formování podílely geologické procesy (např. minerály guana). Naopak za minerály nepovažujeme:
- Vodu v kapalném stavu (led je obvykle řazen mezi minerály), atmosférické plyny atd.
- Ropu a nekrystalické bitumenní látky (např. uhlí),
- Antropogenní (člověkem vytvořené) materiály, - geologickými procesy modifikované antropogenní materiály,
- Látky vzniklé zásahem člověka do přírody (např. produkty hoření uhelných hald), ale naopak za nerosty považujeme látky vzniklé přeměnou materiálu hald dolů, na stěnách důlních děl atd
- Biogenní materiály, pokud nejsou modifikovány geologickými procesy (žlučové kameny, schránky měkkýšů apod.),
- Směsi minerálů
- Horniny. Jsou to obvykle mechanické směsi různých minerálů (např. žuly se skládají z křemene, živců, slíd a dalších minerálů). Výjimkou jsou monominerální horniny, jež jsou tvořeny jen jedním minerálem (např. mramor se skládá pouze ze zrn kalcitu).

Podívejte se také na

- Systematická mineralogie Kategorie:Minerály ja:鉱物 simple:Mineral th:แร่

Kategorie:Fosforečnany

Kategorie:Minerály

Logogrifo

Vorto > Logogrifo ---- Logogrifo estas enigmo, ĉe kiu oni devas laŭ proponitaj difinoj diveni je pluraj vortoj prezentantaj samajn literojn en diversaj aranĝoj (ekzemple kelo, kleo, leko), aŭ interdiferencantaj per po unu aldonita letero (no', eno, Leno, pleno, spleno, aspleno, taspleno). Logogrifo ankaŭ povas esti nekomprenebla frazo. ---- Vidu ankaŭ: anagramo - palindromo - ĉiuliteraĵo

hotels Amsterdam london cheap hotel aminokwasy edinburgh hotel kalorie

:: RELATED NEWS ::

Grand Game (The Price is Right pricing game)
Grand Game is a pricing game on the American television game show, "The Price is Right." It is played for a cash prize of $10,000, and uses grocery items.

Gameplay

The contestant is given $1 ($2 on primetime specials) and shown six grocery items and a "target price." Four of the items are below the target price, while two are higher. One at a time, the contestant selects items whose p

John Belchier
John Belchier (1706 - February 6, 1785) was a British surgeon. Belchier was surgeon at Guy's Hospital from 1736 to 1768. He was awarded the Copley Medal by the Royal Society in 1737. Belchier, John

Kim Seung-kew
Kim Seung-kew (also Kim Seung-gyu; hangul:김승규; hanja:金昇圭) is South Korean Minister of Justice and became head of the National Intelligence Service on July 5 2005. Category:South Korean politicians

Kim Seung Kew
Kim Seung-kew (also Kim Seung-gyu; hangul:김승규; hanja:金昇圭) is South Korean Minister of Justice and became head of the National Intelligence Service on July 5 2005. Category:South Korean politicians

Foreign Minister of the Netherlands
This page lists the ministers of Foreign Affairs of the Netherlands since 1940.
- Eelco Nicolaas van Kleffens 1940-1945
- Jan Herman van Royen 1945-1946
- Carel Godfried Willem Hendrik baron van Boetzelaer van Oosterhout 1946-1948
- Dirk Stikker 1948-1951
-

Richmond parks and open spaces
The London Borough of Richmond upon Thames lies to the south west of the conurbation. A large part of the borough is taken up with parks and open spaces, including some which attract both domestic and international tourism such as Richmond Park, Bushy Park, Kew Gardens, and Hampton Court Park; because

Teddy Mitchell

This article is being considered for deletion in accordance with Wikipedia's deletion policy .
Please share your thoughts on the matter at this article's

Alexander the Great (movie)
Alexander the Great was a 1956 movie starring Richard Burton, who played as Alexander the Great. The movie was directed by Robert Rossen.

Plot

The plot of the movie is about an epic that follows the life of Alexander the Great, the Macedonia