Významné plyny
Dusík Výskyt: Volný: v atmosféře – 79% obj. Vázaný: anorganické sloučeniny - dusičnany organické sloučeniny – bílkoviny
Výroba dusíku Destilací kapalného vzduchu
Vlastnosti dusíku Fyzikální bezbarvý plyn tvoří dvouatomové molekuly ve vodě se rozpouští méně než kyslík
Chemické NN - 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.
Použití dusíku Inertní atmosféra Výroba amoniaku
Sloučeniny dusíku Amoniak NH3 bezbarvý plyn charakteristického štiplavého zápachu vysoký bod varu a tání způsobují vodíkové můstky dobře rozpustný ve vodě - vodíkové můstky mezi NH3a vodou
nejčastěji se chová jako zásada NH3 + HCl NH4+ + Cl- zápalný, hoří v kyslíku žlutým plamenem 4 NH3 + 3 O2 2 N2 + 6 H2O směs amoniaku se vzduchem(16-27%) je výbušná reaguje se vzduchem s katalyzátorem –Pt 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O
Výroba amoniaku: ze syntézního plynu při 30MPa N2+ 3 H2 2 NH3 (katal. Fe) 2. Izolace ze čpavkových vod z koksáren Použití amoniaku výroba kyseliny dusičné hnojiva soda
Salmiak NH4Cl elektrolyt v bateriích NH4NO3 s vápencem LAV hnojiva s dolomitem LAD výbušnina – rozklad NH4NO3 N2O + 2 H2O
NH4S v analytické chemii 2 NH3 + H2S (NH4)2S
Amidy MINH2 Vznik: zahřátý alkalický kov + amoniak 2 Na + 2 NH3 2 NaNH2 + H2 Bezbarvé krystalické látky AgNH2 – explozívní NaNH2 – k výrobě kyanidu sodného 2 NaNH2 + C Na2CN2 + 2 H2 Na2CN2 + C 2 NaCN kyanamid sodný
Imidy M2INH Li2NH, CuNH, PbNH Nitridy M3IN vznik: kov + dusík kov, oxid kovu, chlorid kovu + NH3
Hydrazin NH2NH2 Bezbarvá na vzduchu dýmající kapalina, mísitelná s vodou 2 NH3 + NaClO NH2NH2 + NaCl + H2O Ve vodném roztoku se rozpadá 3 N2H4 4 NH3 + N2 Azoimid – kyselina dusíkovodíková HN3 Bezbarvá, jedovatá, zapáchající kapalina
Chlorderiváty amoniaku Monochloramin NH2Cl Dichloramin NHCl2 Trichloramin NCl3 Nestálé, výbušné, rozkládají se vodou NH2Cl + H2O NH3 + HClO Hydroxylamin NH2OH Bezbarvá, krystalická látka, ve vodě dobře rozpustná, mimořádně nestálá
Oxidy dusíku N2O - bezbarvý, nasládlý plyn Vznik: NH4NO3 N2O + 2 H2O (vyšší t) Na lehké narkózy – rajský plyn NO - bezbarvý plyn Výroba: 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O Vzniká: 3 Cu + 8 HNO3 3 CU(NO3)2 + 2NO + 4H2O Oxiduje se vzdušným kyslíkem 2 NO + O2 2 NO2
N2O3 – nestálý, rozkládá se N2O3 NO + NO2 Anhydrid kyseliny dusité NO2 monomer – hnědočervený (bod tání -10,2°C, bod varu 21,15°C) dimer – didusičitý N2O4 (v pevném stavu) Silně jedovatý, při ochlazejí dimerizuje Vznik: 2 NO + O2 NO2 Nad 150°C disociuje: 2 NO2 2 NO + O2
N2O5 - bezbarvá, tuhá látka nestálý
Kyseliny dusíku Kyselina didusná H2N2O2 bílé krystalky, v suchém stavu velmi výbušná Kyselina dusitá HNO2 Lehce se rozkládá 3 HNO2 HNO3 + 2 NO + H2O Redukční i oxidační činidlo
Kyselina dusičná HNO3 Výroba: 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O 2 NO + O2 2 NO2 3 NO2 + H2O 2 HNO3 + NO čistá = bezbarvá kapalina s vodou tvoří azeotrop 68,4% většinou zabarvená do žluta až červena – rozpuštěný NO2 světlem se rozkládá HNO3 + H2SO4 = nitrační směs Použití: barviva, hnojiva, výbušniny, léčiva, celulózové látky
Soli kyselin dusíku Dusitany MINO2 Vznik: termickým rozkladem dusičnanů 2 NaNO3 2 NaNO2 + O2 Dusičnany MINO3 Vznik: rozpouštěním kovů v kyselině dusičné Použití: hnojiva, výbušniny
Lučavka královská HNO3 : HCl v poměru 1 : 3 Halogenidy nitrosylu NOX = halogenderiváty kyseliny dusité NOF, NOCl, NOBr – fluorid, chlorid, bromid nitrosylu Tetranitrid tetrasíry S4N4 Oranžové, ve vodě nerozpustné krystalky
Kyslík Výskyt: volný – v atmosféře 20,8%obj. vázaný – voda - organické sloučeniny - anorganické sloučeniny
Výroba kyslíku Frakční destilací kapalného vzduchu Elektrolýzou vody
Vlastnosti kyslíku Fyzikální: bezbarvý plyn v kapalném a tuhém stavu modrý ve vodě slabě rozpustný ( s vodou tvoří vodíkové můstky)
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
Ozón O3 – trikyslík modrý plyn mimořádně jedovatý Vznik: 3O2 2O3 ( UV ) O2 2O· O· O3 Absorbuje UV záření, má silné oxidační schopnosti Použití: sterilizace vody, čistění vzduchu, bělení olejů a škrobu
Oxidy Iontové kyslík je spojen s kovy iontovou vazbou mají vysoké body tání jsou zásadotvorné tvoří je alkalické kovy a kovy alkalických zemin
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 (B2O3, Cr2O3), některé jsou amfoterní (ZnO, PbO, Al2O3)
Molekulové oxidy Prvek je vázán s kyslíkem kovalentní vazbou Tvoří je většina nekovů a kovy ve vysokém oxidačním stupni (Mn7+, Os8+), As, Sb Kyselinotvorné – anhydridy kyselin př. Mn2O7, CO2
Podvojné oxidy 2 typy: ABO3 - CaTiO3 AB2O4 - MgAl2O4
Příprava oxidů Přímou syntézou za vyšší teploty Termickým rozkladem hydroxidů a oxidů Cu(OH)2 CuO + H2O CaCO3 CaO + CO2 Reakcí prvků s vodou C + H2O CO + H2 Oxidací prvků různými oxidovadly (HNO3)
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
Voda Je kapalná díky H-můstkům Polární rozpouštědlo-vytváří hydratační obal Krystalická voda-zabudovaná do krystalů
Úprava vody Pitná voda sedimentace větších částic koagulace Al2(SO4)2.18H2O hydrolýza Al(OH)3 – gel filtrace pískovými filtry dezinfekce chlorem (zápach se odstraní na aktivním uhlí) nebo ozónem Cl2 + H2O HClO + HCl 2 HClO 2 HCl + O2
Chemické změkčování vody destilace – drahé – léčiva, laboratoře Přechodná tvrdost vody – způsobena hydrogenuhličitany kovů s vyšším oxidačním číslem než I (Ca2+, Mg2+) 1. Chemicky: Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 2 CaCO3 + 2H2O 2. Zahřátím 2 Ca(HCO3)2 CaCO3 + CO2 + H2O filtrace
Trvalá tvrdost – způsobena sírany Odstranění: 1. Sodou nebo NaOH CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4 2. Pomocí Na3PO4 3 CaSO4 + 2 Na3PO4Ca3(PO4)2 + 3 Na2SO4 3. Pomocí Na5P3O10 – tvoří se komplex
Odstranění solí Fe2+, Mn2+ Provzdušňováním 2 Fe(HCO3)2+½ O2+H2O2 Fe(OH)3 + 4CO2 Mn(HCO3)2 +1/2O2 + H2O Mn(OH)4+ 2 CO2 Ionexy – katexy a anexy
Peroxid vodíku H2O2 Nestabilní, sirupovitá, bezbarvá kapalina, rozkládá se 2 H2O2 2 H2O + O2 3% roztok = perhydrol – desinfekční a bělící prostředek, silné oxidovadlo V laboratoří – 30% Výroba: elektrolýzou koncentrované H2SO4 2 H2SO4 H2 + H2S2O8 (peroxodisírová) H2S2O8 + 2 H2O H2O2 +2 H2SO4
Vodík Výskyt: Vázaný: ve vodě v organických sloučeninách Volný: převládající prvek ve vesmíru – plynný obal Slunce i stálic, v mlhovinách
Výroba vodíku 1. Rozklad nasycených uhlovodíků z ropy a plynu parciální oxidace 2 CH4 + O2 2CO + 4 H2 parní reformování CH4 + H2O (q) CO + 3H2 Reakce vodní páry se žhavým koksem H2O(g) + C(s) CO + H2 3. Elektrolýza vody
Vlastnosti vodíku Fyzikální vlastnosti: bezbarvý plyn bez zápachu nejlehčí ze všech plynů dvouatomové, velmi malé molekuly není příliš reaktivní
Po iniciaci jiskrou, plamenem nebo ozářením 2 H2 + O2 2 H2O Chemické vlastnosti při vyšších teplotách 2 K(l) + H2(g) 2 KH(s) (250°C) S(l) + H2(g) H2S(g) (400°C) Po iniciaci jiskrou, plamenem nebo ozářením 2 H2 + O2 2 H2O Cl2 + H2 2 HCl V přítomnosti katalyzátorů na bázi aktivního Fe N2 + 3 H2 2 NH3 (30 MPa) CO + 2 H2 CH3OH (ZnO, Cr2O, 400°C,30MPa)
Použití vodíku výroba amoniaku a methanolu odstraňování sirných sloučenin z ropy a produktů destilace uhlí k hydrogenacím palivo (topné plyny) raketové palivo
Sloučeniny vodíku Hydridy Solné hydridy (iontové) H2 + kovy I.A a II.A skupiny + další kovy s nízkou elektronegativitou Vznik: plynný vodík + páry, tavenina nebo prach kovu Na(l) + H2(g) 2 NaH (s) bílé, velmi reaktivní CaH2 + 2 H2O Ca(OH)2 + 2 H2
Polymerní hydridy atomy prvku jsou vázány s atomy vodíku kovalentní vazbou – Be, Mg, B, Al, prvky skupiny Ga + Zn 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)
Přechodné hydridy Vazby přechodného charakteru mezi kovovou a iontovou vazbou Tvoří je prvky podskupiny Sc, Ti, V, lanthanoidy a aktinoidy Netvoří přesně definované sloučeniny TiH1,75 VH0,71
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 CH4 NH3 PH3 H2O H2O2
Chlor Výskyt: kamenná sůl NaCl KCl, MgCl2 soli chloru jsou rozpuštěny v přírodních vodách v mořské vodě, v lidském těle
Výroba a příprava chloru Cl: oxidací HCl (pomocí KMnO4, K2Cr2O7, MnO2) 16 HCl + 2 KMnO4 5 Cl2+ 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O z chlorového vápna Ca(ClO)2 + 2 HCl 2 HClO + CaCl2 HClO + HCl Cl2 + H2O elektrolýzou solanky nebo taveniny NaCl
Vlastnosti chloru žlutozelený plyn dobře tvoří Cl- nereaguje s kyslíkem a dusíkem na vzduchu je stálý s vodíkem reaguje po iniciaci I: Cl2 (UV) Cl· + Cl· P: Cl· + H2 HCl + H· H· + Cl2 HCl + Cl· T: H· + ·H H2 Cl· + Cl· Cl2 H· + Cl· HCl
s kovy I.A a II.A skupiny reaguje explozívně je prudce jedovatý leptá sliznice
Použití chloru Cl: chlorace vody Cl2 + H2O HCl +HClO HClOHCl+ O: - biradikál ničí baktérie organické reakce – chlorace výroba plastů, rozpouštědel, insekticidů, chlorovodíku
Sloučeniny chloru Chloridy KCl draselné hnojivo Oxidy Cl2O žlutočervený plyn, rozkládá se zahřátím výbuchem ClO2 zelenožlutý plyn, nestálý, snadno vybuchuje Cl2O6 tmavočervená, olejovitá kapalina Cl2O7 bezbarvá, olejovitá kapalina
Kyslíkaté kyseliny chloru HClO Cl2 + H2O HClO + HCl Velmi nestálá, zahříváním nebo světlem se rozkládá na O2 + Cl2 + HClO3 silné oxidační činidlo Chlornany NaClO a KClO – bělící a dezinfekční prostředky Ca(ClO)2 - chlorové vápno 2 Cl2 + Ca(OH)2 Ca(ClO)2 + 2 HCl
HClO2 – velmi nestálá HClO3 – nestálá 4 HClO3 2 HClO4 + 3/2 O2 + 2 Cl2 + H2O Chlorečnany – s různými hořlavými látkami tvoří prudce výbušné směsi KClO3 – travex 6 KOH + 3 Cl2 5 KCl + KClO3 + 3 H2O
HClO4 silné oxidační účinky nejsilnější anorganická kyselina Chloristany KClO4 – vzniká rozkladem chlorečnanu KClO3 KClO4 + KCl