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, SbAntimon121,75-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 ) SiO C = P 4 (g) + 6 CaSiO 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, SeSelen 78,9-II, IV, VI2, TeTellur 127,6-II, II, IV, VI 2, PoPolonium(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 O 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 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 HF = SiF 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, ,9žlutá 10Ne Neon 20,181, ,9červená 18Ar Argon 39,950, ,7červená 36Kr Krypton 83,801, ,9zelená 54Xe Xenon131, ,1fialová 86Rn Radon(222) ,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