Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

S YSTEMATICKÁ ANORGANICKÁ CHEMIE Nepřechodné prvky (pokračování)

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "S YSTEMATICKÁ ANORGANICKÁ CHEMIE Nepřechodné prvky (pokračování)"— Transkript prezentace:

1 S YSTEMATICKÁ ANORGANICKÁ CHEMIE Nepřechodné prvky (pokračování)

2 Kovové prvky p 2 Cín - Vyskytuje se ve třech tuhých modifikacích šedý Sn bílý Sn křehký Sn 13°C161°C Bílý cín - neušlechtilý kov, je však odolný vůči vodě, některým zředěným kyselinám i zásadám. Pokrývá se ochrannou vrstvou SnO 2 (pasivace). Použití - pocínování kovů (tzv. bílé plechy) - výroba slitin - bronzy (Cu + Sn) - pájky (Sn + Pb) - ložiskové kovy (Sn, Pb, Sb, Cu)

3 Olovo Hlavní rudou, v níž se vyskytuje je galenit (PbS), z něhož se získává pražně-redukčním způsobem. Neušlechtilý kov, který se na vzduchu pasivuje vrstvou PbO. Využití- výroba akumulátorových desek, - ochranné kryty proti radioaktivnímu záření, - slitiny (tvrdé olovo, liteřina, Woodův kov...), - barvy a antikorozní nátěry (chromová žluť- PbCrO 4, olověná běloba – 2PbCO 3.Pb(OH) 2, suřík-Pb 3 O 4 ), - antidetonační činidla do benzínu (tetraethylolovo). 2PbO + C = 2Pb + CO 2 2PbS + 3O 2 = 2PbO + 2SO 2

4 P RVKY 15. SKUPINY ( P 3 - PRVKY ) ZZnačka prvku NázevArAr Oxidační číslo Elektro- negativita Teplota tání °C 7NDusík14,01-III, I, II, III, IV,V 3,0– 210,5 15PFosfor30,97-III, III, V2,144,1 (bílý) 33AsArsen74,92-III, III, V2,0817 51SbAntimon121,75-III, III, V2,0630,5 83BiBismut208,98III, V1,8271

5 Charakteristika skupiny Vazebné možnosti Obecné vlastnosti Prvky mají ve valenční sféře pět elektronů z toho tři nepárové na orbitalu p. nsnp - S rostoucím protonovým číslem se projevuje přechod od nekovů ke kovům. - Max. OČ je V, z nižších oxidačních čísel je to především III. S vyšším Z roste stálost nižších oxidačních čísel. - Stabilní oktetové struktury dosáhnou přijetím tří elektronů (ionty X 3- ), nebo vytvořením tří vazeb .

6 Dusík Plynný prvek, bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě a za normálních podmínek nereaktivní, tvořící hlavní složku zemské atmosféry (φ = 78,1%). Laboratorní příprava – termický rozklad NH 4 NO 2. NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O Průmyslová výroba – destilace kapalného vzduchu. Využití - ochranná atmosféra v metalurgii, - syntéza NH 3, HNO 3, dusičnanů … atd., - chladící médium pro kryogenní lázně. Vytváří dvouatomové molekuly N 2 (trojná vazba).

7 Bezkyslíkaté sloučeniny dusíku NH 3 - amoniak: Bezbarvý plyn pronikavého zápachu, toxický, výbušný ve směsi se vzduchem (16-25% NH 3 ), lehce zkapalnitelný a ve vodě dobře rozpustný. Laboratorní příprava: NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 Průmyslová výroba: N 2 + 3H 2 = 2NH 3 Použití: - základní látka pro výrobu dalších dusíkatých sloučenin (HNO 3, dusičnany, amonné soli…), - cirkulační kapalina v chladících zařízeních, - čištění a odmašťování kovů a textilií.

8 Kyslíkaté sloučeniny dusíku oxidy (NO x ) – s kyslíkem vytváří dusík pět oxidů (N I -N V ) N 2 O (oxid dusný) - nasládlý plyn,narkotických účinků (rajský plyn) NO (oxid dusnatý) - bezbarvý, prudce jedovatý plyn, vyráběný katalytickou oxidací amoniaku kyslíkem. NO 2 (oxid dusičitý) - červenohnědý plyn, dimerizující (N 2 O 4 ), rozpustný ve vodě za vzniku dvou kyselin: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O Na vzduchu se ihned oxiduje kyslíkem: 2NO + O 2 = 2 NO 2

9 Výroba - dříve: HNO 3 – kyselina dusičná: bezbarvá kapalina, na vlhkém vzduchu dýmá, dodávána v 68% roztoku (koncentrovaná HNO 3 ). 2NaNO 3 + H 2 SO 4 = 2HNO 3 + Na 2 SO 4 - dnes: NH 3 NO NO 2 HNO 3 N2N2 Vlastnosti - silná jednosytná kyselina s oxidačními (rozpouštění kovů) a nitračními účinky. Použití - cca 80% - výroba dusičnanů a dusíkatých hnojiv (zejména NH 4 NO 3 ) >15% - oxidace a nitrace v organické chemii (plasty, barviva, výbušniny)

10 Fosfor Nekovový prvek, v přírodě se vyskytující pouze ve formě sloučenin (minerály fosforit a apatit). Vytváří tři alotropické modifikace – bílý, červený a černý fosfor. Bílý fosfor – tvoří molekuly P 4 – měkká, nažloutlá látka, značně jedovatá a na vzduchu samovznětlivá. Červený fosfor – má řetězcovou strukturu P n. Vzniká zahřátím bílého fosforu na 250°C v inertní atmosféře Černý fosfor - černá krystalická, elektricky vodivá látka. Využívá se při výrobě polovodičů. 2 Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6 SiO 2 + 10 C = P 4 (g) + 6 CaSiO 3 + 10 CO Není rozpustný ve vodě ani jedovatý – výroba zápalek. Vyrábí se v elektrických pecí z apatitu (1867):

11 Sloučeniny fosforu PH 3 (fosfan) - obdoba amoniaku - je však jen slabě zásaditý, méně stálý a těkavější, - bezbarvý, odporně páchnoucí, jedovatý plyn, - silné redukční činidlo. P 4 O 10 (oxid fosforečný) – vyrábí se spalováním bílého fosforu v přebytku vzduchu. Při osvětlení zeleně fosforeskuje. H 3 PO 4 (kyselina trihydrogenfosforečná) – vytváří tři řady solí - (PO 4 ) 3-, (HPO 4 ) 2-, (H 2 PO 4 ) - Prudce reaguje s vodou za vzniku řady fosforečných kyselin. Ca(H 2 PO 4 ) 2 + CaSO 4.2H 2 O – hnojivo superfosfát. P 4 O 10 H 4 P 4 O 12 2H 4 P 2 O 7 4H 3 PO 4 +2H 2 O

12 P RVKY 16. SKUPINY ( P 4 - PRVKY ) ZZnačka prvku NázevArAr Oxidační číslo Elektro- negativita Teplota tání (°C) 8OKyslík 15,99-II, (-I), +II3,5 –218 16SSíra 32,07-II, (-I), II, IV, VI 2,6119 34SeSelen 78,9-II, IV, VI2,4217 52TeTellur 127,6-II, II, IV, VI 2,1450 84PoPolonium(208,98)-II, II, IV, (VI) 2,0254

13 Charakteristika skupiny Vazebné možnosti Obecné vlastnosti Ve valenční sféře mají šest elektronů z toho dva nepárové na orbitalech np. nsnp - S vyšším protonovým číslem vzrůstá kovový charakter prvků, klesá síla kyslíkatých i bezkyslíkatých kyselin. - Jsou součástí hlavních rudných minerálů – chalkogeny (prvky rudotvorné). - Chybí jim dva elektrony k dosažení stabilní oktetové elektronové konfigurace (tvorba aniontů X 2- ).

14 Síra Elementární síra – vulkanického, nebo biologického původu. - kosočtverečná - jednoklonná - amorfní formy síry - cyklické molekuly o 6-20 atomech. (kaučukovitá, vláknitá, polymerní, „sirný květ“…atd.) Tvořeny cyklickými molekulami S 8 Žlutý, elektricky nevodivý a snadno tavitelný nekov. V přírodě se nachází elementární i vázaná. Má více než 30 alotropických modifikací

15 Použití - k výrobě kyseliny sírové (3/4 produkce), - vulkanizace kaučuku, Výroba síry Chemické vlastnosti – poměrně reaktivní prvek, za vyšších teplot se přímo slučuje s většinou prvků. Za normální teploty reaguje pouze s F 2, Cu, Ag, Hg. - výroba herbicidů a fungicidů.  těžbou volné přírodní síry – hornickým způsobem, – vyháněním přehřátou párou (160°C) – Fraschův proces.  oxidací sulfanu H 2 S obsaženého v zemním plynu nebo ve vedlejších produktech zpracování paliv

16 Bezkyslíkaté sloučeniny síry H 2 S (sulfan) – výskyt v sopečných plynech a sirných minerálních vodách. Výroba - vytěsnění ze sulfidů silnými kyselinami: Vlastnosti – bezbarvý, prudce jedovatý plyn, zapáchající po zkažených vejcích. Ve vodě se rozpouští na slabou kyselinu sirovodíkovou. Vytváří řady solí – sulfidy S 2- a hydrogensulfidy (HS) -. (HS) - - rozpustné ve vodě S 2- - nerozpustné ve vodě (kromě sulfidů s 1 prvků). Většinou jsou charakteristicky zbarveny. FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S

17 Kyslíkaté sloučeniny síry SO 2 (oxid siřičitý) – výskyt v sopečných plynech a v ovzduší průmyslových oblastí. Výroba: S + O 2 = SO 2 Vlastnosti - bezbarvý, štiplavý, jedovatý plyn, - pražení sulfidů: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 - přímé spalování síry: CaSO 4 = 2CaO + 2SO 2 + O 2 - rozklad síranů: Ve vodě se rozpouští na slabou kyselinu siřičitou. - má desinfekční účinky (síření sudů a sklepů), - v menší míře se užívá ke konzervacím.

18 SO 3 (oxid sírový) - v plynném stavu složen z jednoduchých molekul. Výroba: 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 Vlastnosti – silně žíravý a hygroskopický. Ve vodě se bouřlivě rozpouští na kyselinu sírovou, nebo oleum. t < 500°C, katalyzátory: Pt, V 2 O 5,WO 3, MoO 3  průmyslově se připravuje katalytickou oxidací SO 2 : Fe 2 (SO 4 ) 3 = Fe 2 O 3 + 3SO 3  rozklad síranu železitého: - kondenzací přechází na trimer (S 3 O 9 ), nebo pevný polymer (SO 3 ) n.

19 H 2 SO 4 (kyselina sírová) – silná dvojsytná kyselina, jedna z nejdůležitějších průmyslových chemikálií a celkově nejvíce vyráběná sloučenina. Výroba – kontaktní způsob: S + O 2 = SO 2 2 SO 2 + O 2 = 2 SO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 SO 3 + H 2 SO 4 = H 2 S 2 O 7 H 2 S 2 O 7 + H 2 O = 2 H 2 SO 4 H 2 S 2 O 7 – kyselina disírová (roztok SO 3 v H 2 SO 4 ) Nazývá se též dýmavá kyselina sírová, neboli oleum. Ředění olea je důležitou součástí procesu výroby H 2 SO 4.

20 - jedná se o hustou olejovitou kapalinu, neomezeně mísitelnou s vodou (silně exotermní děj – při ředění může dojít k varu a vystříknutí roztoku !), - koncentrovaná H 2 SO 4 (96-98%) má silné dehydratační a oxidační účinky, Vlastnosti: Z toho důvodu se při ředění musí vždy za stálého míchání lít kyselina sírová do vody a ne naopak !!! - za studena rozpouští jen neušlechtilé kovy za vývoje vodíku, - horká koncentrovaná H 2 SO 4 má oxidační účinky, rozpouští taktéž některé ušlechtilé kovy za vzniku SO 2. Cu + 2 H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O

21 P RVKY 17. SKUPINY ( P 5 - PRVKY ) ZZnačka prvku Název prvku ArAr Oxidační číslo Elektro- negativita Zbarvení a skupenství 9FFluor 18,99-I4,1 žlutozelený plyn 17ClChlor 35,45 -I, I, III, V, VII 2,8 zelenožlutý plyn 35BrBrom 79,90 -I, I, III, V, VII 2,7 hnědočervená kapalina 53IJod126,90 -I, I, III, V, VII 2,2 černá, lesklá látka 85AtAstat(210)-I, I, V2,0 nestálý prvek

22 Charakteristika skupiny Vazebné možnosti Obecné vlastnosti Ve valenční sféře mají sedm elektronů v uspořádání: ns np - Vzhledem k vysokým elektronegativitám chemicky vystupují, jako silná oxidační činidla. - Označují se jako halogeny (prvky tvořící soli). - Stabilní oktetové konfigurace dosáhnou přijetím elektronu (tvorba aniontů X - ), nebo vytvořením jedné kovalentní vazby. - Kromě OČ –I, mohou tvořit též OČ I, III, V a VII (mimo fluor).

23 Fluor Silně toxický a reaktivní zelenožlutý plyn. Výskyt: Vyznačuje se největší elektronegativitou z celé PSP. Nevystupuje proto nikdy v kladném OČ a vytváří anionty F - - používá se jako silné oxidační činidlo. kazivec - CaF 2, kryolit - Na 3 AlF 6 V přírodě se nachází jen vázaný. V malém množství je přítomen i v zubní sklovině a kostech. kazivec Použití:  speciální plasty (teflon) – (-CF 2 -CF 2 -) n  hasební látky (freony) – CF 2 Cl 2 (Freon 12)  přidává se do zubních past

24 HF (kyselina fluorovodíková) Využití - sklářský průmysl, - rozklady odolných silikátových hornin.  dodává se jako 40% roztok v PET lahvích (leptá sklo).  je těkavá, jedovatá kapalina,  rozpouští většinu kovů, kromě zlata a platinových kovů,  jako jediná rozpouští i křemen, uvolňuje se těkavý SiF 4 (g): SiO 2 + 4 HF = SiF 4 + 2 H 2 O 40%-ní roztok HF

25 Chlór Toxický, světle zelený plyn. Ochotně se slučuje s většinou prvků periodické soustavy. Výskyt: Výroba: Cl 2 + 2H 2 O = 2HCl + 2HClO Využití - desinfekce pitné vody, elektrolýza solanky (NaCl + H 2 O) - papírenský a textilní průmysl - bělení surovin, - syntézy anorganických i organických látek (HCl, chloridy, deriváty uhlovodíků). Dobře se rozpouští ve vodě - vznik chlorové vody: hallit (NaCl), sylvín (KCl), mořská voda

26 Použití - výroba chloridů, rozpouštění drahých kovů (lučavka královská – 3HCl + HNO 3 ). HCl (kyselina chlorovodíková) - silná kyselina bez oxidačních účinků. Dobře rozpouští neušlechtilé kovy. Sloučeniny chlóru Výroba - přímou syntézou prvků: H 2 + Cl 2 = 2HCl  Dýmavá, žlutočervená kapalina, schopná rozpouštět Au a Pt.  Některé kovy (Ti, Os, Rh, Ta, Ru, Ir ) jejímu působení odolávají.  Není jen prostou směsí dvou kyselin, po jejich smísení nastává chemická reakce:  Její aktivní složky, NOCl a Cl 2 reagují s platinou a zlatem za vzniku chlorovaných derivátů jejich kyselin - HAuCl 4, H 2 PtCl 6. 3HCl + HNO 3 = NOCl + Cl 2 + 2H 2 O chlorid nitrosylu

27 Oxokyseliny - HClO, HClO 2, HClO 3, HClO 4 Větší význam, než samotné kyseliny, mají jejich soli. (ClO) - - chlornany - silná oxidační a desinfekční činidla - chlorové vápno [Ca(ClO) 2 + CaCl 2 + Ca(OH) 2. ] NaClO 3, KClO 3 - základní složky pesticidu Travex. Ve směsi s organickými látkami snadno explodují !!! Roste síla oxokyselin (K a ). Roste E 0 kyselin a tím i jejich oxidační účinky. Bělící a desinfekční účinky mají též chloritany, chlorečnany a chloristany (Savo, Domestos).

28 P RVKY 18. SKUPINY ( P 6 - PRVKY ) ZZnačka prvku Název prvku ArAr % (obj.) ve vzduchu Teplota varu (°C) Zbarvení ve výboji 2He Helium 4,005,4.10 -4 -268,9žlutá 10Ne Neon 20,181,2.10 -3 -245,9červená 18Ar Argon 39,950,997-185,7červená 36Kr Krypton 83,801,1.10 -4 -152,9zelená 54Xe Xenon131,309.10 -6 -107,1fialová 86Rn Radon(222)6.10 -18 -61,8bílá

29 Charakteristika skupiny Vazebné možnosti Obecné vlastnosti Valenční sféry jejich atomů vykazují vysoce stabilní oktetovou strukturu ns 2 np 6 (kromě He). ns np - Souhrnně se označují jako vzácné plyny. - Nejeví snahu přijímat elektrony. Na rozdíl od ostatních plynných prvků vytváří pouze jednoatomové molekuly. - Po chemické stránce jsou velmi málo reaktivní - lehčí prvky pravděpodobně nereagují vůbec. He: 1s - elektronový duet

30 Výskyt - všechny vzácné plyny se nacházejí v zemské atmosféře. Výroba – frakční destilace zkapalněného vzduchu. He - z podzemních vývěrů v Severní Americe. Vlastnosti – plyny bez barvy a zápachu, s nízkými teplotami tání a varu, dobře vedou elektrický proud. Využití – v osvětlovací technice, jako výplň výbojek. Helium se používá k plnění balónů a vzducholodí. Helium nelze za normálního tlaku převést do tuhého stavu. V kapalném stavu vykazuje supravodivost a supratekutost. Jako jediný prvek nemá trojný bod. He, Ar – vytváření inertní atmosféry při svařování.


Stáhnout ppt "S YSTEMATICKÁ ANORGANICKÁ CHEMIE Nepřechodné prvky (pokračování)"

Podobné prezentace


Reklamy Google