Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Významné plyny. Dusík Výskyt: Volný: v atmosféře – 79% obj. Vázaný: anorganické sloučeniny - dusičnany organické sloučeniny – bílkoviny.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Významné plyny. Dusík Výskyt: Volný: v atmosféře – 79% obj. Vázaný: anorganické sloučeniny - dusičnany organické sloučeniny – bílkoviny."— Transkript prezentace:

1 Významné plyny

2 Dusík Výskyt: Volný: v atmosféře – 79% obj. Vázaný: anorganické sloučeniny - dusičnany organické sloučeniny – bílkoviny

3 Výroba dusíku Destilací kapalného vzduchu

4 Vlastnosti dusíku Fyzikálníbezbarvý plyn tvoří dvouatomové molekuly ve vodě se rozpouští méně než kyslík

5 Chemické N  N - velká energie vazby, proto je chemicky inertní chemické přeměny dusíku vyžadují velmi vysoké teploty nebo katalyzátor atomový dusík je velmi reaktivní, při normální teplotě reaguje s S, P, Hg atd.

6 Použití dusíku Inertní atmosféra Výroba amoniaku

7 Sloučeniny dusíku Amoniak NH 3 bezbarvý plyn charakteristického štiplavého zápachu vysoký bod varu a tání způsobují vodíkové můstky dobře rozpustný ve vodě - vodíkové můstky mezi NH 3 a vodou

8 nejčastěji se chová jako zásada NH 3 + HCl  NH Cl - zápalný, hoří v kyslíku žlutým plamenem 4 NH O 2  2 N H 2 O směs amoniaku se vzduchem(16-27%) je výbušná reaguje se vzduchem s katalyzátorem –Pt 4 NH O 2  4 NO + 6 H 2 O

9 Výroba amoniaku: 1. ze syntézního plynu při 30MPa N H 2  2 NH 3 (katal. Fe) 2.Izolace ze čpavkových vod z koksáren Použití amoniaku výroba kyseliny dusičné hnojiva soda

10 Salmiak NH 4 Cl elektrolyt v bateriích NH 4 NO 3 s vápencem LAV hnojiva s dolomitem LAD výbušnina – rozklad NH 4 NO 3  N 2 O + 2 H 2 O

11 NH 4 S v analytické chemii 2 NH 3 + H 2 S  (NH 4 ) 2 S

12 Amidy M I NH 2 Vznik: zahřátý alkalický kov + amoniak 2 Na + 2 NH 3  2 NaNH 2 + H 2 Bezbarvé krystalické látky AgNH 2 – explozívní NaNH 2 – k výrobě kyanidu sodného 2 NaNH 2 + C  Na 2 CN H 2 Na 2 CN 2 + C  2 NaCN kyanamid sodný

13 Imidy M 2 I NH Li 2 NH, CuNH, PbNH Nitridy M 3 I N vznik:kov + dusík kov, oxid kovu, chlorid kovu + NH 3

14 Hydrazin NH 2 NH 2 Bezbarvá na vzduchu dýmající kapalina, mísitelná s vodou 2 NH 3 + NaClO  NH 2 NH 2 + NaCl + H 2 O Ve vodném roztoku se rozpadá 3 N 2 H 4  4 NH 3 + N 2 Azoimid – kyselina dusíkovodíková HN 3 Bezbarvá, jedovatá, zapáchající kapalina

15 Chlorderiváty amoniaku Monochloramin NH 2 Cl Dichloramin NHCl 2 Trichloramin NCl 3 Nestálé, výbušné, rozkládají se vodou NH 2 Cl + H 2 O  NH 3 + HClO Hydroxylamin NH 2 OH Bezbarvá, krystalická látka, ve vodě dobře rozpustná, mimořádně nestálá

16 Oxidy dusíku N 2 O - bezbarvý, nasládlý plyn Vznik:NH 4 NO 3  N 2 O + 2 H 2 O (vyšší t) Na lehké narkózy – rajský plyn NO - bezbarvý plyn Výroba:4 NH O 2  4 NO + 6 H 2 O Vzniká: 3 Cu + 8 HNO 3  3 CU(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O Oxiduje se vzdušným kyslíkem 2 NO + O 2  2 NO 2

17 N 2 O 3 – nestálý, rozkládá se N 2 O 3  NO + NO 2 Anhydrid kyseliny dusité NO 2 monomer – hnědočervený (bod tání -10,2°C, bod varu 21,15°C) dimer – didusičitý N 2 O 4 (v pevném stavu) Silně jedovatý, při ochlazejí dimerizuje Vznik:2 NO + O 2  NO 2 Nad 150°C disociuje: 2 NO 2  2 NO + O 2

18 N 2 O 5 - bezbarvá, tuhá látka nestálý

19 Kyseliny dusíku Kyselina didusná H 2 N 2 O 2 bílé krystalky, v suchém stavu velmi výbušná Kyselina dusitá HNO 2 Lehce se rozkládá 3 HNO 2  HNO NO + H 2 O Redukční i oxidační činidlo

20 Kyselina dusičná HNO 3 Výroba: 4 NH O 2  4 NO + 6 H 2 O 2 NO + O 2  2 NO 2 3 NO 2 + H 2 O  2 HNO 3 + NO čistá = bezbarvá kapalina s vodou tvoří azeotrop 68,4% většinou zabarvená do žluta až červena – rozpuštěný NO 2 světlem se rozkládá HNO 3 + H 2 SO 4 = nitrační směs Použití: barviva, hnojiva, výbušniny, léčiva, celulózové látky

21 Soli kyselin dusíku DusitanyM I NO 2 Vznik: termickým rozkladem dusičnanů 2 NaNO 3  2 NaNO 2 + O 2 Dusičnany M I NO 3 Vznik: rozpouštěním kovů v kyselině dusičné Použití: hnojiva, výbušniny

22 Lučavka královská HNO 3 : HCl v poměru 1 : 3 Halogenidy nitrosylu NOX = halogenderiváty kyseliny dusité NOF, NOCl, NOBr – fluorid, chlorid, bromid nitrosylu Tetranitrid tetrasíry S 4 N 4 Oranžové, ve vodě nerozpustné krystalky

23 Kyslík Výskyt: volný – v atmosféře 20,8%obj. vázaný – voda -organické sloučeniny -anorganické sloučeniny

24 Výroba kyslíku 1. Frakční destilací kapalného vzduchu 2. Elektrolýzou vody

25 Vlastnosti kyslíku Fyzikální:  bezbarvý plyn  v kapalném a tuhém stavu modrý  ve vodě slabě rozpustný ( s vodou tvoří vodíkové můstky)

26 Chemické:  dvouatomové molekuly  velmi reaktivní  silné oxidační činidlo  kromě halogenů, vzácných plynů a některých ušlechtilých kovů se slučuje přímo se všemi prvky (po iniciaci vyšší t)  silné oxidovadlo i ve vodném roztoku, zejména v kyselém prostředí

27 Ozón O 3 – trikyslík modrý plyn mimořádně jedovatý Vznik:3O 2  2O 3 ( UV ) O 2  2O· O·  O 3 Absorbuje UV záření, má silné oxidační schopnosti Použití:sterilizace vody, čistění vzduchu, bělení olejů a škrobu

28 Oxidy 1. Iontové kyslík je spojen s kovy iontovou vazbou mají vysoké body tání jsou zásadotvorné tvoří je alkalické kovy a kovy alkalických zemin

29 2. Oxidy s nekonečnou atomovou strukturou Kov je vázán s kyslíkem kovalentní vazbou Kovy se střední a vyšší X (X>1,5), některé polokovy a nekovy Většina nereaguje s vodou a ty, které reagují jsou kyselinotvorné (B 2 O 3, Cr 2 O 3 ), některé jsou amfoterní (ZnO, PbO, Al 2 O 3 )

30 3. Molekulové oxidy Prvek je vázán s kyslíkem kovalentní vazbou Tvoří je většina nekovů a kovy ve vysokém oxidačním stupni (Mn 7+, Os 8+ ), As, Sb Kyselinotvorné – anhydridy kyselin př. Mn 2 O 7, CO 2

31 4. Podvojné oxidy 2 typy: ABO 3 - CaTiO 3 AB 2 O 4 - MgAl 2 O 4

32 Příprava oxidů Přímou syntézou za vyšší teploty Termickým rozkladem hydroxidů a oxidů Cu(OH) 2  CuO + H 2 O CaCO 3  CaO + CO 2 Reakcí prvků s vodou C + H 2 O  CO + H 2 Oxidací prvků různými oxidovadly (HNO 3 )

33 Vlastnosti oxidů Maximální oxidační stupeň odpovídá číslu skupiny Oxidy kovů mohou mít nestechiometrické složení Oxidy málo elektronegativních kovů jsou termicky stálé-mají pevné mřížky Oxidy krátkých period s charakteristickým oxidačním číslem jsou bezbarvé Oxidy dlouhých period jsou barevné

34 Voda Je kapalná díky H-můstkům Polární rozpouštědlo-vytváří hydratační obal Krystalická voda-zabudovaná do krystalů

35 Úprava vody Pitná voda 1. sedimentace větších částic 2. koagulace Al 2 (SO 4 ) 2.18H 2 O  hydrolýza  Al(OH) 3 – gel 3. filtrace pískovými filtry 4. dezinfekce chlorem (zápach se odstraní na aktivním uhlí) nebo ozónem Cl 2 + H 2 O  HClO + HCl 2 HClO  2 HCl + O 2

36 Chemické změkčování vody destilace – drahé – léčiva, laboratoře Přechodná tvrdost vody – způsobena hydrogenuhličitany kovů s vyšším oxidačním číslem než I (Ca 2+, Mg 2+ ) 1.Chemicky: Ca(OH) 2 + Ca(HCO 3 ) 2  2 CaCO 3 + 2H 2 O 2. Zahřátím 2 Ca(HCO 3 ) 2  CaCO 3 + CO 2 + H 2 O  filtrace

37 Trvalá tvrdost – způsobena sírany Odstranění: 1.Sodou nebo NaOH CaSO 4 + Na 2 CO 3  CaCO 3 + Na 2 SO 4 2.Pomocí Na 3 PO 4 3 CaSO Na 3 PO 4  Ca 3 (PO 4 ) Na 2 SO 4 3.Pomocí Na 5 P 3 O 10 – tvoří se komplex

38 Odstranění solí Fe 2+, Mn 2+ Provzdušňováním 2 Fe(HCO 3 ) 2 +½ O 2 +H 2 O  2 Fe(OH) 3 + 4CO 2 Mn(HCO 3 ) 2 +1/2O 2 + H 2 O  Mn(OH) CO 2 Ionexy – katexy a anexy

39 Peroxid vodíku H 2 O 2 Nestabilní, sirupovitá, bezbarvá kapalina, rozkládá se 2 H 2 O 2  2 H 2 O + O 2 3% roztok = perhydrol – desinfekční a bělící prostředek, silné oxidovadlo V laboratoří – 30% Výroba: elektrolýzou koncentrované H 2 SO 4 2 H 2 SO 4  H 2 + H 2 S 2 O 8 (peroxodisírová) H 2 S 2 O H 2 O  H 2 O 2 +2 H 2 SO 4

40 Vodík Výskyt: Vázaný: ve vodě v organických sloučeninách Volný:převládající prvek ve vesmíru – plynný obal Slunce i stálic, v mlhovinách

41 Výroba vodíku 1.Rozklad nasycených uhlovodíků z ropy a plynu parciální oxidace 2 CH 4 + O 2  2CO + 4 H 2 parní reformování CH 4 + H 2 O (q)  CO + 3H 2 2. Reakce vodní páry se žhavým koksem H 2 O(g) + C(s)  CO + H 2 3.Elektrolýza vody

42 Vlastnosti vodíku Fyzikální vlastnosti: bezbarvý plyn bez zápachu nejlehčí ze všech plynů dvouatomové, velmi malé molekuly není příliš reaktivní

43 Chemické vlastnosti při vyšších teplotách 2 K(l) + H 2 (g)  2 KH(s) (250°C) S(l) + H 2 (g)  H 2 S(g) (400°C) Po iniciaci jiskrou, plamenem nebo ozářením 2 H 2 + O 2  2 H 2 O Cl 2 + H 2  2 HCl V přítomnosti katalyzátorů na bázi aktivního Fe N H 2  2 NH 3 (30 MPa) CO + 2 H 2  CH 3 OH (ZnO, Cr 2 O, 400°C,30MPa)

44 Použití vodíku výroba amoniaku a methanolu odstraňování sirných sloučenin z ropy a produktů destilace uhlí k hydrogenacím palivo (topné plyny) raketové palivo

45 Sloučeniny vodíku Hydridy 1. Solné hydridy (iontové) H 2 + kovy I.A a II.A skupiny + další kovy s nízkou elektronegativitou Vznik: plynný vodík + páry, tavenina nebo prach kovuNa(l) + H 2 (g)  2 NaH (s) bílé, velmi reaktivní CaH H 2 O  Ca(OH) H 2

46 2. Polymerní hydridy atomy prvku jsou vázány s atomy vodíku kovalentní vazbou – Be, Mg, B, Al, prvky skupiny Ga + Zn 3. Hydridy kovového typu Mezi atomy kovu a vodíkem jsou vazby kovového typu H + prvky podskupiny Cr, Fe, Co, Ni = intersticiální slitiny (H mezi atomy kovu)

47 Přechodné hydridy Vazby přechodného charakteru mezi kovovou a iontovou vazbou Tvoří je prvky podskupiny Sc, Ti, V, lanthanoidy a aktinoidy Netvoří přesně definované sloučeniny TiH 1,75 VH 0,71

48 Molekulové hydridy Atomy prvku a vodíku jsou vázané kovalentní vazbou Tvoří je C, Si, podskupina Ge, N, P, podskupina As, O, S, Se a halogeny CH 4 NH 3 PH 3 H 2 O H 2 O 2

49 Chlor Výskyt: kamenná sůl NaCl KCl, MgCl 2 soli chloru jsou rozpuštěny v přírodních vodách v mořské vodě, v lidském těle

50 Výroba a příprava chloru Cl:oxidací HCl (pomocí KMnO 4, K 2 Cr 2 O 7, MnO 2 ) 16 HCl + 2 KMnO 4  5 Cl MnCl KCl + 8 H 2 O z chlorového vápna Ca(ClO) HCl  2 HClO + CaCl 2 HClO + HCl  Cl 2 + H 2 O elektrolýzou solanky nebo taveniny NaCl

51 Vlastnosti chloru žlutozelený plyn dobře tvoří Cl - nereaguje s kyslíkem a dusíkem na vzduchu je stálý s vodíkem reaguje po iniciaci I:Cl 2  (UV) Cl· + Cl· P:Cl· + H 2  HCl + H· H· + Cl 2  HCl + Cl· T:H· + ·H  H 2 Cl· + Cl·  Cl 2 H· + Cl·  HCl

52 s kovy I.A a II.A skupiny reaguje explozívně je prudce jedovatý leptá sliznice

53 Použití chloru Cl:chlorace vody Cl 2 + H 2 O  HCl +HClO HClO  HCl+ O: - biradikál ničí baktérie organické reakce – chlorace výroba plastů, rozpouštědel, insekticidů, chlorovodíku

54 Sloučeniny chloru Chloridy KCl draselné hnojivo Oxidy Cl 2 O žlutočervený plyn, rozkládá se zahřátím výbuchem ClO 2 zelenožlutý plyn, nestálý, snadno vybuchuje Cl 2 O 6 tmavočervená, olejovitá kapalina Cl 2 O 7 bezbarvá, olejovitá kapalina

55 Kyslíkaté kyseliny chloru HClO Cl 2 + H 2 O  HClO + HCl Velmi nestálá, zahříváním nebo světlem se rozkládá na O 2 + Cl 2 + HClO 3 silné oxidační činidlo Chlornany NaClO a KClO – bělící a dezinfekční prostředky Ca(ClO) 2 - chlorové vápno 2 Cl 2 + Ca(OH) 2  Ca(ClO) HCl

56 HClO 2 – velmi nestálá HClO 3 – nestálá 4 HClO 3  2 HClO 4 + 3/2 O Cl 2 + H 2 O Chlorečnany – s různými hořlavými látkami tvoří prudce výbušné směsi KClO 3 – travex 6 KOH + 3 Cl 2  5 KCl + KClO H 2 O

57 HClO 4 silné oxidační účinky nejsilnější anorganická kyselina Chloristany KClO 4 – vzniká rozkladem chlorečnanu KClO 3  KClO 4 + KCl


Stáhnout ppt "Významné plyny. Dusík Výskyt: Volný: v atmosféře – 79% obj. Vázaný: anorganické sloučeniny - dusičnany organické sloučeniny – bílkoviny."

Podobné prezentace


Reklamy Google