Významné plyny.

Slides:



Advertisements
Podobné prezentace
Vodík Aktivita č.6: Poznáváme chemii Prezentace č. 1
Advertisements

Škola pro děti Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/
Nekovy DOPORUČENÁ STRÁNKA:
Škola: Chomutovské soukromé gymnázium Číslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/
VY_32_INOVACE_18 - KYSELINY
Alkalické kovy.
Výukový materiál zpracován v rámci projektu EU peníze školám
VI.A SKUPINA CHALKOGENY.
V. S K U P I N A. PrvekXI b. t. (K) b. v. (K) N 3,07063,1 77,3 P 2,06317,2 553,6 As 2, ,00 889,0 Sb 1, ,0 1908,0 Bi 1, ,0 1853,0.
Prvky I.A skupiny - alkalické kovy
Halogeny.
KYSELINY.
15. skupina.
V.A (15.) skupina.
17 skupina.
Alkalické kovy Struktura vyučovací hodiny:
Fosfor. Poloha v periodické tabulce V.A skupina (skupina dusíku)
ZÁKLADNÍ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY
Výroba kyseliny dusičné
PaedDr. Ivana Töpferová
HALOGENY.
VZÁCNÉ PLYNY & HALOGENY
Chalkogeny Richard Horký.
IV. S K U P I N A.  Císař Sicilský Germány Snadno Pobil  Co Si, Gertrůdo, Snědla: Plumbum?  Cudná Simona Gertrudu Snadno Pobuřovala.
bezkyslíkaté, kyslíkaté
I. A (1.) skupina Vodík a alkalické kovy
I.A skupina.
Alkalické kovy Obecná charakteristika + I
Kovy alkalických zemin
Dusík, N.
1 Škola:Chomutovské soukromé gymnázium Číslo projektu:CZ.1.07/1.5.00/ Název projektu:Moderní škola Název materiálu:VY_32_INOVACE_CHEMIE1_18 Tematická.
Dusík a fosfor.
XIII. TYPY CHEMICKÝCH REAKCÍ
Kyslík Aktivita č.6: Poznáváme chemii Prezentace č. 2
Dusík Aktivita č. 6: Poznáváme chemii Prezentace č. 7
DUSÍK 78% ve vzduchu Dusičnany, bílkoviny…
Halogeny Aktivita č. 6: Poznáváme chemii Prezentace č. 5
SLOUČENINY DUSÍKU Mgr. Jitka Vojáčková.
Střední odborné učiliště Liběchov Boží Voda Liběchov
Výukový materiál zpracován v rámci projektu EU peníze školám Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/ Šablona III/2VY_32_INOVACE_62.
K Y S L Í KK Y S L Í KK Y S L Í KK Y S L Í K. K Y S L Í K O 16 O 17 O 18 O 16 O (99,76%), 17 O (0,04%), 18 O (0,2%) 2s 2 2p 4 Fyzikální vlastnosti:
Výukový materiál zpracován v rámci projektu EU peníze školám
Zastoupení prvků v přírodě Vesmír Vesmír: H > D >> He >> Zemská Zemská kůra kůra: až asi k Fe – přímá syntéza prvekzastoupeníprvekzastoupení.
Zdravotnický asistent, první ročník Nepřechodné nekovy Sloučeniny dusíku Autor: Mgr. Veronika Novosadová Vytvořeno: jaro 2012 SZŠ a VOŠZ Zlín ZA, 1. ročník.
H A L O G E N Y.
Vodík Vladislava Zubrová.
VODÍK.
VODÍK Hindenburg, New Jersey, 6. května 1937
Výukový materiál zpracován v rámci projektu EU peníze školám Registrační číslo projektu: CZ.1.07/1.5.00/ Šablona III/2VY_32_INOVACE_73.
OPAKOVÁNÍ PSP.
Kyslíkaté kyseliny.
Vodík (Hydrogenium) je nejlehčí a nejjednodušší plynný prvek, tvořící převážnou část hmoty ve vesmíru. Vodík je bezbarvý, lehký plyn, bez chuti a zápachu.
Přírodovědný seminář – chemie 9. ročník
Zlepšování podmínek pro výuku technických oborů a řemesel Švehlovy střední školy polytechnické Prostějov registrační číslo : CZ.1.07/1.1.26/
Které prvky ji tvoří? Jaký mají vzhled? Lithium Sodík Draslík Cesium.
Základní škola M.Kudeříkové 14, Havířov-Město, příspěvková organizace Projekt: Tvorba inovativních výukových materiálů Šablona: „Přírodní vědy“ Předmět:
Předmět:chemie Ročník: 2. ročník učebních oborů Autor: Mgr. Martin Metelka Anotace:Materiál slouží k výkladu učiva o vodíku. Klíčová slova: vodík, výskyt,
Prvky 16. skupiny CHALKOGENY
Název školy: ZŠ a MŠ Verneřice Autor výukového materiálu: Eduard Šram
Hořčík.
Název školy Gymnázium, střední odborná škola, střední odborné učiliště a vyšší odborná škola, Hořice Číslo projektu CZ.1.07/1.5.00/ Název materiálu.
Oxidy a jejich chemické vlastnosti
Název školy Gymnázium, střední odborná škola, střední odborné učiliště a vyšší odborná škola, Hořice Číslo projektu CZ.1.07/1.5.00/ Název materiálu.
Název školy: ZŠ a MŠ Verneřice Autor výukového materiálu: Eduard Šram
Název školy Gymnázium, střední odborná škola, střední odborné učiliště a vyšší odborná škola, Hořice Číslo projektu CZ.1.07/1.5.00/ Název materiálu.
Škola: Základní škola Varnsdorf, Edisonova 2821, okres Děčín,
Projekt: OP VK Číslo projektu: CZ.1.07/1.4.00/ Autor:
Prvky I.A skupiny - alkalické kovy, vodík
Alkalické kovy.
Nekovy Halogeny VII. A skupina vlastnosti: tvoří anionty
Transkript prezentace:

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 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.

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 Na3PO4Ca3(PO4)2 + 3 Na2SO4 3. Pomocí Na5P3O10 – tvoří se komplex

Odstranění solí Fe2+, Mn2+ Provzdušňováním 2 Fe(HCO3)2+½ O2+H2O2 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 HClOHCl+ 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