Významné nekovy uhlík, fosfor, síra

Prezentace na téma: "Významné nekovy uhlík, fosfor, síra"— Transkript prezentace:

1 Významné nekovy uhlík, fosfor, síra

2 Uhlík Výskyt: v čistém stavu – diamant, tuha
velké množství anorganických i organických sloučenin uhličitany: vápenec CaCO3, magnezit MgCO3, dolomit CaMg(CO3)2 uhlí, ropa, CO2 – v atmosféře, ve všech přírodních vodách

3 Výroba koksu: Vysokotepelná karbonizace uhlí Výroba tuhy: Zahříváním práškového koksu a křemene v elektrické peci SiO C  SiC CO SiC  Si(g) + C(grafit) t = 2500°C

4 Výroba sazí: Neúplné spalování kapalných uhlovodíků nebo přírodního plynu Výroba aktivního uhlí: Chemicky: uhlíkatý materiál (piliny, rašelina) se smíchá s hydroxidy, uhličitany nebo sírany alkalických kovů – proběhne oxidace a dehydratace Aktivací plynem: uhlíkatá látka se zahřívá vzduchem nebo vodní parou

5 Vlastnosti uhlíku Fyzikální: 2 allotropické modifikace
izotop C12 + malé množství C13 Diamant: bezbarvé nebo různě zabarvené velmi tvrdé krystaly vysoký bod tání elektricky nevodivý

6 Grafit: vrstevnatá struktura
měkké šupinaté krystaly elektricky a tepelně vodivý černé zabarvení Přeměna tuhy na diamant: t= °C, p=6,5-9 GPA Přeměna diamantu na tuhu: t= °C zahřátí bez přístupu vzduchu

7 Chemické: Diamant: málo reaktivní na CO2 se přemění: při teplotě nad 800°C varem s H2SO4 tavením s dusičnany alkalických kovů varem s K2Cr2O7

8 Grafit: zahřátím na 690°C v kyslíku shoří na CO2 při vysoké teplotě reaguje s: 2 C + H2  C2H2 2 C N2  (CN)2 dikyan 2 C Cl2  C2Cl6 hexachloretan C S  CS2 C Si  SiC

9 Použití uhlíku Grafit: výroba oceli žáruvzdorný materiál mazivo
brzdové obložení tužky

10 Koks: vysoké pece ocelářský průmysl Saze: gumárenství – zpevňování a zesilování pryže, 1 pneumatika - 3kg sazí pigment

11 Aktivní uhlí: v cukrovarnictví – odbarvovač čištění chemikálií a plynů úprava vody katalyzátor

12 Sloučeniny uhlíku CO bezbarvý plyn bez zápachu ve vodě málo rozpustný
redukční činidlo jedovatý – váže se na hemoglobin – vzniká karboxyhemoglobin Vznik : nedokonalým spalováním uhlíku 2 C + O2  2 CO Použití: složka topných plynů generátorový – vzduch přes koks vodní – přes rozžhavený koks se vede pára

13 CO2 bezbarvý, lehce zkapalnitelný plyn
tuhý – suchý led slabé oxidační činidlo-redukuje se silnými redukovadly: CO2 + C  2 CO málo rozpustný ve vodě Výroba: dokonalým spalováním C + O2  CO2 termickým rozkladem uhličitanů CaCO3  CaO + CO2

14 H2CO3 v malém množství vzniká rozpouštěním CO2 ve vodě Uhličitany Většinou s kovy v oxidačním stupni I a II Dobře rozpustné – uhličitany alkalických kovů (kromě Li) Málo rozpustné – ostatní Uhličitany jiných než alkalických kovů se teplem rozkládají (CaCO3, ZnCO3)

15 Hydrogenuhličitany HCO3-
teplem se mění na uhličitany Deriváty kyseliny uhličité Chlorid karbonylu – fosgen COCl2 Bezbarvý, dusivý, velmi jedovatý plyn CO + Cl2  COCl2 Močovina – CO(NH2)2 Rozpustná ve vodě

16 Karbidy Iontové: obsahují acetylidový anion C22- M2IC2, MIIC2, M2III(C2)3 Příprava: kov + uhlík oxid kovu + C CaO + 2C  CaC2 + CO kov + C2H2 oxid kovu + C2H2 Vodou se rozkládají: CaC H2O  Ca(OH)2 + C2H2 Mg2C3 + 4 H2O  2 Mg(OH)2 + CHC-CH3 trikarbid hořčíku

17 Kovalentní Be2C, Al4C3, SiC, B4C C4- SiC a B4C jsou chemicky velmi odolné a mimořádně tvrdé Intersticiální Atomy uhlíku jsou vsunuté do mezer mezi atomy kovů v krystalové mřížce Vznikají zahříváním práškového kovu s C Mají kovové vlastnosti, C způsobuje zvýšení soudržnosti

18 Karbidy skupiny Fe Přechod mezi iontovými a intersticiálními Cr3C2, Mn3C, Fe3C, Co3C, Ni3C Sloučeniny uhlíku s halogeny CF4 - tetrafluormetan, fluorid uhličitý bezbarvý plyn

19 CCl4 – tetrachlormetan bezbarvá kapalina narkotických účinků nehořlavá nerozpustná ve vodě rozpouštědlo světlem se rozkládá používá se do hasících přístrojů

20 Freony – dříve: chladící kapaliny hnací plyny do sprejů CFCl3, CF2Cl2, CF3Cl

21 Sirouhlík – CS2 Bezbarvá aromatická kapalina, ve vodě nerozpustná, rozpustná v alkoholu, etheru a benzenu, dobře rozpouští tuky Rozkládá se vodní parou CS2 + 2 H2O  CO2 + 2 H2 S Na vzduchu se lehce zapaluje CS O2  CO2 + 2 SO2 Příprava: Rozžhavený C S(g)  CS2 Použití: výroba viskózových vláken

22 Kyanovodík HCN bod varu 25,6°C ve vodě dobře rozpustný prudký jed CO + NH3  H2O + HCN (700°C, Al2O3) 2 AgCN + H2S  Ag2S + 2 HCN

23 Kyanidy Alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou ve vodě rozpustné Kyanidy těžkých kovů (kromě Hg) jsou ve vodě nerozpustné Příprava NaCN: 2 NaNH2 + C  Na2CN H (t) amid sodný kyanamid sodný Na2CN2 + C  2 NaCN

24 Dikyan (CN)2 NC-CN Bezbarvý, jedovatý, štiplavý plyn Vznik: 2 AgCN  (CN) Ag Hg(CN)2  Hg + (CN)2 Kyselina kyanatá H-O-CN HOCN nitril kyseliny uhličité

25 Kyselina izokyanatá HNCO
Izokyanatan rtuťnatý – třaskavá rtuť Hg(NCO)2 Rodanovodík HSCN H-S-CN Bezbarvá olejovitá kapalina Rodanidy – thiokyanatany M-S-CN

26 Fosfor Výskyt nepříliš rozšířený v podobě fosforečnanů
apatit Ca3(PO4)2 fosforit–jemně vláknitý apatit fluoroapatit 3Ca3(PO4)2.CaF2 chloroapatit 3Ca3(PO4)2.CaCl2 hydroxyapatit 3Ca3(PO4)2.Ca(OH)2

27 Výroba fosforu Z Ca3(PO4)2 v elektrické peci vzniká bílý fosfor
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C  6CaSiO3 + P4 + 10CO vzniká bílý fosfor

28 Vlastnosti fosforu 3 allotropické modifikace Bílý fosfor
bezbarvá nebo bílá, měkká, krystalická látka téměř nerozpustný ve vodě rozpustný v CS2, SCl, PCl3 mimořádně jedovatý DL=0,15g tvořen molekulami P4 světélkuje samozápalný (uchovává se pod vodou) reaktivní

29 Červený fosfor vzniká zahříváním bílého v inertní atmosféře (katalyzátor jod, síra nebo UV) barva tmavočervená až hnědá obchodní preparát=amorfní Pn méně reaktivní než bílý nejedovatý

30 Černý fosfor vzniká zahříváním bílého pod vysokým tlakem (1200MPa) nebo bez tlaku při 370°C s katalyzátorem – Hg krystalická tmavošedá látka kovový lesk dobrá tepelná a elektrická vodivost chemicky nejméně reaktivní

31 Přírodní izotop fosforu 31P
Radioizotopy 32P, 34P Použití fosforu: bílý – výroba H3PO4 červený - škrtátka

32 Sloučeniny fosforu PH3 - fosfan, fosfin
bezbarvý, jedovatý, odporně páchnoucí plyn příprava: rozkladem fosfidů vodou nebo zředěnými kyselinami Ca3P2 + 6 H2O  3 Ca(OH)2 + 2 PH3 2 AlP + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 2 PH3 Má silné redukční účinky PH3 + 2 O2  H3PO4 PH3 +4 Cl2  PCl HCl

33 Difosfan P2H4 - bezbarvá kapalina
Fosfidy – sloučeniny fosforu s méně elektronegativním prvkem Př. Li3P, TiP2 PX3 X = F, Cl, Br, I Vodou se rozkládají PCl3 + 3 H2O  H3PO3 + 3 HCl

34 PX5 X = F,Cl, Br, I PCl5 + H2O  POCl3 + 2 HCl POCl3 + 3 H2O  H3PO4 + 3 HCl P4O6 bílá krystalická látka velmi jedovatý Vznik: P4 + 3 O2  P4O6 Rozkládá se zahříváním: Ve studené vodě: P4O6 + 6 H2O  4 H3PO3 V teplé vodě: P4O6 + 6 H2O  PH3 + 3 H3PO4

35 P4O10 Vzniká spalováním fosforu v nadbytku suchého vzduchu P O2  P4O10 Bílá látka, dehydratačních schopností Použití: sušení plynů a kapalin

36 Kyseliny fosforu Kyselina fosforná - H3PO2 Jednosytná, silná Vznik:
P4 + 4 NaOH + 4 H2O  4 NaH2PO2 + 2H2 4 NaH2PO2 + 2H2SO4  4 H3PO2 + 2 Na2SO4

37 Kyselina fosforitá H3PO3
Dvojsytná Silné redukční činidlo Vznik: hydrolýzou PCl3 PCl H2O  H3PO HCl

38 Kyselina tetrahydrogendifosforičitá H4P2O6
Čtyřsytná kyselina Vznik:pomalou oxidací bílého fosforu vzdušným kyslíkem

39 Kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4 Trojsytná Výroba: Termická–čistá:
P4 + 5 O2  P4O10 P4O H2O  4 H3PO4 Extrakční –surová: 3Ca3(PO4)2.CaF2 + H2SO4 6 H3PO4+ 10 CaSO4+2 HF Bezbarvé krystalky, rozpustné ve vodě, v prodeji 85-90% sirupovitý roztok

40 Kyselina tetrahydrogendifosforečná
H4P2O7 Krystalická, čtyřsytná

41 Kyselina hydrogenfosforečná – HPO3 metafosforečná
Konečný produkt dehydratace H3PO4 Sklovitá, tvrdá látka Fosforečnany M3IPO4 Nerozpustné, účinkem silných kyselin se mění na rozpustné dihydrogenfosforečnany Ca3(PO4)2 +2H2SO4 Ca(H2PO4)2+ 2 CaSO4 superfosfát

42 Síra Výskyt: volná vázaná sulfidy, sírany Glauberova sůl Na2SO4.10 H2O
sádrovec CaSO4. 2 H2O baryt BaSO4 pyrit FeS2 sfalerit ZnS rumělka HgS galenit PbS chalkozín Cu2S chalkopyrit CuFeS2

43 Těžba síry Do podzemí se vhání horká vodní pára, síra se roztaví, zkapalněná síra se vytlačí na povrch teplým stlačeným vzduchem Jako vedlejší produkt vzniká síra při odsíření: H2S – Clausův dvoustupňový způsob 2 H2S + 3 O2  2 H2O + 2 SO2 2 H2S + SO2  3 S + 2 H2O SO2 SO2 + C  CO2 + S

44 Vlastnosti síry Formy: Tuhá – modifikace α a β Amorfní:
sirný květ – vzniká rychlým ochlazením par plastická síra – vzniká nalitím roztavené síry do vody

45 Fyzikální: tuhá 2 modifikace S8- α, β – liší se krystalovou mřížkou žlutá tuhá látka nevede teplo ani elektřinu ve vodě se nerozpouští rozpouští se v CS2, CCl4 a nepolárních rozpouštědlech taje při 119°C do 160°C – žlutá kapalina – polymerní Sn nad 160°C hnědne a zvyšuje se viskozita nad 190°C viskozita klesá bod varu 445 °C

46 Chemické vlastnosti: poměrně reaktivní slučuje se téměř se všemi prvky mimořádně snadno reaguje s Cu, Ag a Hg za vyšší teploty reaguje s kyslíkem a vodíkem S + O2  SO2 S + H2  H2S

47 Použití síry Výroba kyseliny sírové Preparáty na ničení škůdců Zápalky
Sirouhlík Vulkanizační činidlo při výrobě pryže

48 Sloučeniny síry Sulfan – H2S – sirovodík
Bezbarvý plyn, zapáchá po zkažených vejcích, prudce jedovatý, lehce kondenzuje, ve vodě rozpustný Vznik: H2 + S  H2S Má redukční schopnosti Cl2 + H2 S  2 HCl + S 2 HNO3 + 3 H2S  3 S + 2 NO + 4 H2O S kovy vznikají sulfidy:2Ag+H2S  Ag2S + H2

49 Sulfidy S + prvky s nižší elektronegativitou Pražením na vzduchu přecházejí na oxidy 4 FeS O2  8 SO2 + 2 Fe2O3 SO2 Bezbarvý plyn, ostrého dráždivého zápachu, lehce zkapalnitelný, velmi reaktivní Vznik: S + O2  SO2

50 Oxid sírový SO3 Plynný: jednoduché molekuly Ochlazením kondenzuje na trimér (SO3)3 – bod tání 16,8°C, bod varu 44,8°C Časem samovolně přechází na hedvábné jehličky (SO3)x Vznik: 2 SO2 + O2  2 SO3 (V2O5 + V2O4)

51 Kyseliny síry Kyselina siřičitá H2SO3 Soli: hydrogensiřičitany HSO3-
vznik: 2 NaOH + SO2  Na2SO3 + H2O siřičitany SO32-

52 Kyselina sírová H2SO4 Výroba: Kontaktním způsobem: S + O2  SO2 2 SO2 + O2  2 SO3 (V2O4 + V2O5) SO3 + H2O  H2SO4 Nitrózový způsob 2 NO + O2  2 NO2 (NO = katalyzátor) NO2 + SO2 + H2O  H2SO4 + NO Bezbarvá, olejovitá kapalina, dobře mísitelná s vodou,silné oxidační a dehydratační schopnosti(způsobuje uhelnatění organických látek)

53 Použití kyseliny sírové:
Výroba hnojiv Papírenský a textilní průmysl Organické výrobky Soli kyseliny sírové: Sírany: SO42- Hydrogensírany: HSO4-

54 Kyselina disírová H2S2O7–dříve pyrosírová
SO3 + H2SO4 H2S2O7 (1 : 1) Kyselina trisírová 2 SO3 + H2SO4 H2S3O10 Kyselina tetrasírová 3 SO3 + H2SO4 H2S4O13 Oleum = oxid sírový v kyselině sírové

55 Peroxokyseliny Peroxodisírová H2S2O8
Vzniká elektrolýzou kyseliny sírové Peroxosírová H2SO5 Tuhá krystalická látka

56 Kyselina chlorsírová HSO3Cl
SO3 + HCl  HSO3Cl Kyselina thiosírová H2S2O3 Velmi nestálá, soli thiosírany S2O32- Kyselina dithioničitá H2S2O4 Síra má oxidační číslo SIII

57 Kyselina dithionová H2S2O6
Oxidační číslo SV

58 Polythionové kyseliny Obecný vzorec H2SxO6 X = 3,4,5,6
Kyselina trithionová H2S3O6 Kyselina tetrathionová H2S4O6 Kyselina pentathionová H2S5O6

59 Halogenidy kyslíkatých kyselin
Halogenidy kyseliny siřičité H2SO3 SOF2, SOCl2, SOBr2 dichloridoxid siřičitý (dichlorid thionylu) Halogenidy kyseliny sírové H2SO4 SO2F2, SO2Cl2 Dichloridoxid sírový Dichlorid sulfurylu