ANORGANICKÁ CHEMIE Vodík, kyslík, peroxid vodíku a voda

Prezentace na téma: "ANORGANICKÁ CHEMIE Vodík, kyslík, peroxid vodíku a voda"— Transkript prezentace:

1 ANORGANICKÁ CHEMIE Vodík, kyslík, peroxid vodíku a voda
Věda zabývající se prvky a jejich sloučeninami (kromě většiny sloučenin uhlíku). Tradiční dělení prvků: kovy, polokovy a nekovy

2 18. Skupina (Vzácné plyny) 17. Skupina (Halogeny) 15. Skupina (N, P)
Vodík Kyslík Peroxid vodíku Voda 18. Skupina (Vzácné plyny) 17. Skupina (Halogeny) 16. skup. chalkogeny (S, SO2, SO3, H2SO3, H2SO4, H2S) 15. Skupina (N, P) 14. Skupina (uhlík, křemík, Ge, Sn, Pb) 13. Skupina (Bor, hliník) 2. Skupina (Be, Mg, Ca, SR, Ba, Ra) 1. Skupina (alkalické kovy) září říjen listopad prosinec leden

3 Nejrozšířenější prvky na zemi:
kyslík, křemík, hliník, železo, vápník, sodík, draslík, hořčík, vodík, titan.

4 Vodík Symbol: H Mezinárodní název: hydrogenium
Elektronegativita (X): 2,2 Atomová relativní hmotnost (Ar): 1,008 Počet valenčních elektronů: 1 Elektronová konfigurace: 1s1 Izotopy: 1. 1H (P): 1p, 1e, 0n 2. 2H (D): 1p, 1e, 1n 3. 3H (T): 1p, 1e, 2n výskyt: a) volný: Nejrozšířenější prvek ve vesmíru, ve vyšších vrstvách atmosféry b) vázaný: Většina sloučenin, základní biogenní prvek příprava (v laboratoři): Redukce kyselin kovy v Kippově přístroji Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

5 průmyslová výroba: Redukce vodní páry koksem (čistý C) H2O + C → CO + H2 CO + H2O → CO2 + H2 Reakce methanu s vodní parou CH4 + H2O → CO + 3H2 čistý - Elektrolýza vody – na katodě Na KATODĚ dochází k REDUKCI: HI je redukován na H0 Na ANODĚ dochází k OXIDACI: O-II je oxidován na O0

6 vlastnosti: Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. Tvoří dvouatomové molekuly (H2). Ve vodě nepatrně rozpustný Lehčí než vzduch, se vzduchem tvoří výbušnou směs. Hořlavý (2H2 + O2 → 2H2O), ale hoření nepodporuje. Snadno zkapalnitelný. Přechovává se v ocelových lahvích (označené červeným pruhem). Významné redukční činidlo (příprava kovů - metalurgie) Např. CuO + + H2 → Cu + H2O sloučeniny: voda, hydridy, hydroxidy, kyseliny, všechny org. sloučeniny

7 užití: Chemický průmysl: Výroba HCl, NH3, HNO3… Potravinářský průmysl: Hydrogenace (ztužování tuků) Zdroj energie: raketové palivo Řezání a sváření kovů (autogeny) – (hoření vodíku s kyslíkem je silně exotermní a vyvíjí teploty přes 3 000 °C).

8 Hydridy – viz sešit

9 Kyslík Symbol: Mezinárodní název: Elektronegativita (X):
Atomová relativní hmotnost (Ar): Počet valenčních elektronů: Elektronová konfigurace: Izotopy: O (99,76%): 8p, 8e, 8n 2. 17O (0,04%): 8p, 8e, 9n 3. 18O (0,2%): 8p, 8e, 10n chalkogen Po F nejelektronegativnější prvek, velmi reaktivní výskyt: Nejrozšířenější prvek na Zemi, vzduch (21%), voda, v litosféře, biogenní prvek Výskyt ve dvou modifikacích: O2 (dikyslik) a O3 (ozon)

10 ozon ze tří atomů kyslíku. Jedovatý, bezbarvý (mírně namodralý), velmi reaktivní, vznik vlivem UV či elektrickým výbojem. silné oxidační činidlo vyšší vrstva atmosféry – ozonová vrstva (25-30 km) – chrání povrch Země ozonové díry!!! užití: k dezinfekci

11 dikyslík příprava kyslíku (v laboratoři):
Tepelný rozklad látek bohatých na kyslík 2H2O2 → 2H2O + O2 , kat. MnO2 2KClO3 → 2KCl+ 3O2 2KMnO4 → K2MnO4+ MnO2 + O2 5 H2O KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 O2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O průmyslová výroba kyslíku: Frakční destilace zkapalněného vzduchu čistý – elektrolýzou vody na anodě

12 vlastnosti: Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, Těžší než vzduch. Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. Nehořlavý, ale hoření podporuje. Přechovává se v ocelových lahvích (označené modrým pruhem). Silné oxidační činidlo (koroze, dýchání, hoření...) sloučeniny: oxidy, peroxidy, voda, hydroxidy, kyslíkaté kyseliny a jejich soli, org. sloučeniny (kyslíkaté deriváty uhlovodíků) užití: dýchací přístroje, autogen, lékařství, výroba kovů (oxidační činidlo), kapalný kyslík – raketová technika (pohon)

13 oxidy S elektropozitivnějšími prvky než je kyslík a) kyselé
Od nekovů (CO2, SO2) Od kovů s vyšším oxid. číslem (CrO3) S vodou reagují za vzniku kyslíkatých kyselin b) bazické S elektropozitivnějšími prvky (Na2O) S vodou reagují za vzniku hydroxidů c) amfotermní ZnO, Al2O3 Reagují s kyselinami i zásadami za vzniku solí Al2O3+ 6 HCl  Al2Cl H2O Al2O3 +2 NaOH+6 H2O 2 Na[Al(OH)4] +3 H2 d) neutrální NO, CO Nereagují s kyselinami ani se zásadami

14 Peroxid vodíku Bezbarvá sirupovitá kapalina (uplatnění vodíkových můstků – výborné polární rozpouštědlo) příprava BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4

15 chemické vlastnosti Oxidační činidlo 2I- + H2O2 + H3O+ → I2 + 4H2O S2- + 4H2O2 → SO H2O Redukční činidlo (se silnými oxidačními činidly) Ag2O + H2O2→ 2Ag + H2O + O2 5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ → 5O2 + 2Mn H2O (jedna z výrob kyslíku) 5 H2O KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 O2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O Charakter slabé dvojsytné kyseliny Dva typy solí: hydrogenperoxidy a peroxidy (jedná se o iontové slouč.)

16 užití H2O2 → H2O + O dezinfekce

17 Voda Jedna z nejdůležitějších a nejrozšířenějších sloučenin na Zemi
výskyt: 71% povrchu Země (především voda slaná 97%) Vodní páry 0,4% atmosféry Živý organismus 60-80% vody

18 Voda je polární rozpouštědlo – rozpouští látky s iontovým charakterem
– dochází k hydrataci iontů.

19 4. Voda

20 Chemicky čistá voda se na Zemi nevyskytuje (nejčistší je Led či sníh)
Přírodní zdroje vody: podle hydrologie a meteorologie: a) povrchová (slaná a sladká) - voda všech vodních povrchových zdrojů b) podzemní - nachází se pod zemským povrchem c) ve formě srážek Tvrdost vody Veličina nejčastěji udávající koncentraci Ca2+, Mg2+ ve vodě a) přechodná tu způsobují rozpustné hydrogenuhličitany (především Ca(HCO3)2 a Mg(HCO3)2 ); tuto tvrdost vody lze odstranit převařením: Celková tvrdost vody Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2 Mg(HCO3)2 → MgCO3 + H2O + CO2. b) trvalá tu způsobují především sírany (CaSO4 a MgSO4); tuto tvrdost vody nelze odstranit převařením.

21 K jejich odstranění používáme srážení působením Ca(OH)2 a Na2CO3 (soda):
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 → MgSO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + Na2CO3 → 2CaCO3 + 2H2O CaCO3 + MgCO3 + 2 H2O CaSO4 + Mg(OH)2 Na2SO4 + CaCO3

22 Vlastnosti vody: Kapalina (led, vodní páry), bez chuti a bez zápachu Významné rozpouštědlo (tvorba vodných roztoků) Velmi reaktivní, katalyzátor řady reakcí Na H a O se rozkládá až při 1800°C

23

24 Druhy vody + užití: 1. Pitná Čirá, bez zápachu, příjemné chuti, nesmí obsahovat dusičnany, amonné soli a choroboplodné zárodky 2. Destilovaná Odpařením vody a následnou kondenzací vodní páry. Neutrální bez chuti a bez zápachu. Užití: laboratoře, chladiče, žehličky, akumulátory, lékařství… 3. Minerální Obsahuje větší množství rozpuštěných solí a plynů (CO2). Stolní, léčivá 4. Užitková Podpovrchová, povrchová, sladká voda Užití: mytí, praní, čištění… 5. Odpadní Vzniká činností člověka