Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

ZÁKLADNÍ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY Vodík Kyslík. VODÍK 1 s 1 ZnačkaH Mezinárodní názevhydrogenium Protonové číslo1 Molová hmotnost1 g mol –1 Elektronová.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "ZÁKLADNÍ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY Vodík Kyslík. VODÍK 1 s 1 ZnačkaH Mezinárodní názevhydrogenium Protonové číslo1 Molová hmotnost1 g mol –1 Elektronová."— Transkript prezentace:

1 ZÁKLADNÍ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY Vodík Kyslík

2 VODÍK 1 s 1 ZnačkaH Mezinárodní názevhydrogenium Protonové číslo1 Molová hmotnost1 g mol –1 Elektronová konfigurace1 s 1 Elektronegativita2,1 Oxidační čísla Teplota varu – 1, 0, 1 – 252,8 °C

3 Střední hodnota elektronegativity (schopnost vystupovat v oxidačních stavech +I, nebo –I) Výskyt vodíku: 9. místo v pořadí zastoupení prvků na Zemi, w  1 %. Elementární vodík – ve vysokých vrstvách atmosféry. Vázaný vodík ve vodě a v organických sloučeninách. Fyzikální vlastnosti vodíku: Bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, obtížně zkapalnitelný. Má nejmenší atom i molekulu (H 2 ), je to nejlehčí plyn (cca 14x lehčí, než vzduch). Svými vlastnostmi se ze všech plynů nejvíc blíží ideálnímu plynu. Dva izotopy – 2 H Deuterium D a 3 H Tritium T.

4  Mezi výrazně polárními molekulami HF, HCl a H 2 O vzniká významná mezimolekulární vodíková vazba, která vede ke zvýšení teploty tání a varu. Chemické vlastnosti vodíku:  Reaktivní prvek (za zvýšené teploty). S nekovy reaguje bouřlivě po iniciaci, např.: H 2 + F 2 = 2 HF (explozivně, při -200 °C, v temnu) H 2 + Cl 2 = 2 HCl (explozivně, při ozáření) 2 H 2 + O 2 = 2 H 2 O (explozivně, při zapálení)  Oxidační vlastnosti: 2 Na + H 2 = 2 NaH  Redukční vlastnosti: CuO + H 2 = Cu + H 2 O  Při odevzdání elektronu zůstává částice H + (proton). Ve vodném roztoku vzniká částice H 3 O + (protolýza).

5 Katalytickou reakcí zemního plynu, obsahujícího až 90% CH 4 (t = 1100 K) s vodní parou a následnou konverzí (viz výše). Laboratorní příprava vodíku: Elektrolýzou vody (H 2 se uvolňuje na katodě) 2 H 3 O e - = 2 H 2 O + H 2 Rozpouštěním neušlechtilých kovů v neoxidující kyselině (HCl) Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 (g) Výroba vodíku: Katalytickou konverzí (t = 670 K) vodního plynu (směs CO a H 2 ), který vznikne rozkladem vodní páry na žhavém koksu. 1. C(s) + H 2 O(g) = CO + H 2 (vznik vodního plynu) 2. CO + H 2 O(g) = CO 2 + H 2 (konverze – přeměna CO) CH 4 + H 2 O(g) = CO + H 2

6 Vodík se dodává pod tlakem 15 MPa v ocelových lahvích s červeným pruhem. Použití vodíku  k syntéze amoniaku,  k výrobě syntetického benzinu,  k redukcím a hydrogenacím,  k plnění balónů a vzducholodí,  kyslíkovodíkový plamen – k autogennímu svařování a řezání kovů (t = °C),  kapalný H 2 spolu s kyslíkem k pohonu raketových motorů – palivové články. LZ Graf Zeppelin

7 d) Kovové hydridy – s většinou d-prvků a f-prvků, netěkavé, tmavé, tuhé, elektricky vodivé látky. Nestechiometrické - mají charakter tuhých intersticiálních roztoků - (PdH <1, UH 3, HoH 3, Th 4 H 15 …) Binární sloučeniny vodíku - hydridy a) Iontové (solné) hydridy – s prvky 1. a 2. skupiny (mimo Be a Mg). Jen v těchto hydridech je oxidační číslo vodíku –I. Silná redukční činidla. b) Molekulové hydridy – s prvky 14. – 17. skupiny, kromě H 2 O a HF jsou všechny plynné. c) Polymerní hydridy – s prvky 12. a 13. skupiny + Be a Mg, tuhé látky s atomy navzájem propojenými kovalentními a vodíkovými vazbami. Be H H H H H H … …

8 KYSLÍK Značka O Mezinárodní název Oxygenium Protonové číslo 8 Molová hmotnost 15,999 g mol -1 Elektronová konfigurace He, 2 s 2 2 p 4 Elektronegativita3,5 Oxidační čísla Teplota varu – 2, – 1, 0, +2 – 183,0 °C 1s 2 2s 2 2p 4

9  pronikavý zápach,  je značně jedovatý,  je jedním z nejsilnějších oxidačních činidel. Používá se např. k dezinfekci vody. Výskyt kyslíku:  nejrozšířenější prvek na Zemi,  nejdůležitější biogenní prvek,  volný ve vzduchu (20,9%),  vázaný ve vodě a oxidických sloučeninách. w = cca 50%. Fyzikální vlastnosti kyslíku:  bezbarvý plyn bez chuti a zápachu,  obtížně zkapalnitelný,  málo rozpustný ve vodě (32 mg/dm 3, n.p.) Ozón O 3

10 Kyslík se dodává v ocelových lahvích, plněných na tlak 15 MPa, označených modrým pruhem. Laboratorní příprava kyslíku: termickým rozkladem látek bohatých na kyslík, nebo peroxidů např.: 2 KMnO 4 = K 2 MnO 4 + O 2 + MnO 2 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 elektrolýzou vody (vylučuje se na anodě): 4 OH – - 4 e – = 2 H 2 O + O 2 Výroba kyslíku: frakční (postupnou) destilací zkapalněného vzduchu, založenou na rozdílných teplotách bodu varu jednotlivých složek vzduchu.

11 Chemické vlastnosti kyslíku:  velmi reaktivní prvek, s výjimečnými oxidačními vlastnostmi  exotermická reakce s atmosférickým O 2 – hoření,  kyslík má vysokou elektronegativitu,  téměř se všemi prvky dává oxidy, Kyslík může vytvářet dvojné (O 2, CO 2 ), výjimečně i trojné vazby (CO). Použití kyslíku  k intenzifikaci metalurgických procesů,  kyslíkovodíkový plamen ke svařování a řezání kovů,  do dýchacích přístrojů, v lékařství,  v laboratořích k oxidaci a spalování,  kapalný O 2 spolu s H 2 k pohonu raketových motorů.

12 Oxidy Binární sloučeniny kyslíku - vždy s oxidačním číslem kyslíku –II. V přírodě se často vyskytují jako kovové rudy. Vznik:  přímou syntézou prvků (např. hořením) S + O 2 = SO 2  termickým rozkladem kyslíkatých látek CaCO 3 = CaO + CO 2 Nejdůležitější charakteristiky oxidů – strukturní typ, acidobazický charakter, termická stabilita. kyselina hydroxid vzájemná reakce sůl oxid + voda Představují základ chemického systému. Jejich reakcí s vodou vznikají oxokyseliny a hydroxidy:

13 Dělení oxidů podle struktury  Iontovou strukturu mají – oxidy s-prvků, např. Na 2 O, CaO, – oxidy prvků 3. skupiny vč. lanthanidů, např. La 2 O 3, Sc 2 O 3 – oxidy d-prvků v oxidačním čísle II, např. MnO, FeO Krystalické látky s vysokou teplotou tání a jsou zásadotvorné. Struktura se vyznačuje pravidelným střídavým uspořádáním opačně nabitých iontů v krystalové mřížce. Střídavě uspořádané ionty K + a O 2- ve struktuře oxidu draselného (K 2 O).

14  Molekulovou strukturu mají – oxidy d-prvků v nejvyšších oxidačních číslech (V – VIII). Mají nízké teploty bodu tání, zahříváním na vyšší teploty se často rozkládají. Jsou kyselinotvorné, např. CrO 3, Mn 2 O 7. – oxidy nekovů (např. SO 3, CO 2, NO X, Cl 2 O 7 …atd.) – většinou se jedná o plynné látky, tvořené jednotlivými molekulami, vzájemně na sebe působícími slabými mezimolekulárními silami.

15  Polymerní strukturu mají oxidy polokovů (SiO 2, B 2 O 3, BeO). Jsou krystalické a vesměs velmi tvrdé. Molekuly jsou vzájemně spojeny kovalentními vazbami a vytvářejí rovinnou, popř. prostorovou síť. Amorfní struktura skelného SiO 2  -křemen (trigonální SiO 2 )

16 Dělení oxidů podle reakce s vodou Acidobazické vlastnosti oxidů – udávají schopnost oxidů tvořit reakcí s vodou kyseliny nebo zásady.  zásadotvorné oxidy – oxidy kovů a polokovů s oxidačním číslem < IV, – často mají iontový charakter, – jejich reakcí s vodou vznikají hydroxidy. např. MnO + H 2 O = Mn(OH) 2 Cr 2 O H 2 O = 2 Cr(OH) 3

17  netečné oxidy – nereagují s vodou a nevytvářejí kyseliny ani zásady. Patří k nim např. CO a N 2 O.  kyselinotvorné oxidy: - oxidy nekovů a oxidy kovů a polokovů s oxidačním číslem > IV. - molekulové látky, jejich reakcí s vodou vznikají oxokyseliny CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 Mn 2 O 7 + H 2 O = 2 HMnO 4  amfoterní oxidy - reagují s kyselinami i zásadami za vzniku solí. - oxidy d- a p-prvků, většinou s oxidačním číslem III a IV. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ]

18 Peroxidy  binární sloučeniny kyslíku, obsahující – O–O –,  formální oxidační číslo kyslíku zde je -1,  peroxidový anion se uvádí ve tvaru O 2 2– nebo O 1–.  peroxidy vznikají náhradou vodíku v H 2 O 2 kovem nebo hořením oxidů kovů 1. a 2. skupiny v kyslíku. H 2 O 2 peroxid vodíkuMgO 2 peroxid hořečnatý Na 2 O 2 peroxid sodný CaO 2 peroxid vápenatý K 2 O 2 peroxid draselnýBaO 2 peroxid barnatý 2 Na 2 O + O 2 = 2 Na 2 O 2 2BaO + O 2 = 2 BaO 2 Prakticky se používá 6 peroxidů:

19 Peroxid vodíku H 2 O 2 – slabá dvojsytná kyselina. Vůči většině látek vystupuje jako oxidační činidlo (přitom se redukuje na vodu): 2 H 2 O 2 = 2 H 2 O + O 2 Namodralá sirupovitá kapalina, fyzikálními vlastnostmi připomínající vodu. Peroxid vodíku je nestálá sloučenina, rozkládající se na vodu a kyslík podle rovnice: Silným oxidačním činidlům jako činidlo redukční (přitom se oxiduje na kyslík): PbO 2 + H 2 O 2 = Pb(OH) 2 + O 2 2KI + H 2 O 2 + H 2 SO 4 = I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Použití - dezinfekce (3% - ní roztok). - odbarvování látek organického původu,

20  nejběžnější a nejdůležitější polární rozpouštědlo,  základní neutrální látka,  chová se jako amfolyt - může být donorem i akceptorem protonů, VODA (H 2 O)  nejdůležitější sloučenina vodíku a kyslíku, nezbytná pro život na Zemi,  pokrývá cca 2 / 3 zemského povrchu v kapalné formě,  je vázána v řadě minerálů a hornin,  je důležitou součástí živých organizmů,  vodní pára je stálou složkou atmosféry. Vlastnosti chemicky čisté vody

21 – menší hustoty ledu (proti H 2 O (l) ), která umožňuje život ve vodě. Voda  molekulová látka,  kovalentní vazby výrazně polární, uplatňuje se mezimolekulární vodíková vazba, ta je příčinou anomálních vlastností vody: – vyššího bodu varu, než mají ostatní hydridy, např. H 2 S, modely molekuly vody vodíková vazba

22 Přírodní vody Podle původu - vody srážkové, Obsahují:  kationty : Ca 2+, Mg 2+, Na +, K +, event. Fe 2+  anionty SO 4 2–, HCO 3 – a Cl –  přítomnost dalších iontů (zejména NH 4 +, NO 3 –, NO 2 – ) svědčí o znečištění a často i závadnosti vody,  dalšími nebezpečnými kontaminanty jsou ionty těžkých kovů (zejména As 3+ ), organické látky (PAU, NEL). - vody povrchové (stojaté i tekoucí), - vody podzemní. Druhy vod Podle vzniku a použití dělíme vodu na přírodní, pitnou, užitkovou a odpadní.

23 Tvrdost vody  Tvrdost vody je dána přítomností iontů Ca 2+, Mg 2+.  Nerozpustné sírany a uhličitany těchto kovů se vylučují jako kotelní kámen. Rozlišujeme tvrdost: - karbonátovou (přechodnou), způsobenou Ca(HCO 3 ) 2 a Mg(HCO 3 ) 2, které lze varem převést na nerozpustné CaCO 3 a MgCO 3 a posléze odstranit filtrací. - nekarbonátovou (stálou), způsobenou zejména CaSO 4 a MgSO 4, které se varem nerozkládají. Celková tvrdost je součtem stálé a přechodné tvrdosti, udává se v mmol Ca 2+ a Mg 2+ /dm 3.

24 Druhy vod podle tvrdosti Druh vodyCelková tvrdost měkkádo 1 mmol.dm -3 středně tvrdá1 – 1,5 mmol.dm -3 tvrdá1,5 – 3 mmol.dm -3 velmi tvrdánad 3 mmol.dm -3 Pitná voda má mít tvrdost 1,5 – 2,1 mmol/dm 3.

25  Katexy zachycují ionty Ca 2+ a Mg 2+.  Anexy zachycují anionty SO 4 2–, HCO 3 – a Cl –. Změkčování vody – odstranění tvrdosti:  Dekarbonizací – varem vody (jen přechodná tvrdost) a filtrací Ca(HCO 3 ) 2 = CaCO 3 (s) + CO 2 + H 2 O  Srážením – převedením na nerozpustné sloučeniny a filtrací CaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 (s) + Na 2 SO 4 3 MgCl Na 3 PO 4 = Mg 3 (PO 4 ) 2 (s) + 6 NaCl  Pomocí iontoměničů – ionexů. Polymerní gely nebo pryskyřice, mající aktivní centra schopná zachycovat ionty z roztoku a uvolňovat do něj disociací své vlastní ionty.

26 Technologie úpravy povrchových vod 1.Sedimentace – usazování hrubých částic v nádržích. Odkalovací nádržDorrův hřeblový usazovák s obvodovým náhonem pro čištění odpadních vod (schéma).

27 Pro zvláštní účely: Destilace (pro chemické účely). Odplyňování – pro parní kotle. 2. Čiření – sorbování jemných koloidních částic na vločkách Al(OH) 3,nebo Fe(OH) 3 a následná sedimentace. 3. Filtrace přes pískové filtry – odstranění posledních nečistot. 4. Dezinfekce - chlorem, UV-zářením nebo ozónem – odstranění bakterií a choroboplodných zárodků. Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Ca(HCO 3 ) 2 = 3CaSO 4 + 2Al(OH) 3 (s) + 6CO 2 Vznik vločkovitého mraku hydroxidu hlinitého: Vzniklý hydroxid částečně disociuje za tvorby komplexních iontů – např. [Al(OH) 4 ] -, [Al(H 2 O) 6 ] 3+, mající díky svému elektrickému náboji výraznější sorpční vlastnosti


Stáhnout ppt "ZÁKLADNÍ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY Vodík Kyslík. VODÍK 1 s 1 ZnačkaH Mezinárodní názevhydrogenium Protonové číslo1 Molová hmotnost1 g mol –1 Elektronová."

Podobné prezentace


Reklamy Google