ZÁKLADNÍ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY

Prezentace na téma: "ZÁKLADNÍ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY"— Transkript prezentace:

1 ZÁKLADNÍ PRVKY A JEJICH SLOUČENINY
Vodík Kyslík

2 VODÍK 1 s1 Značka H Mezinárodní název hydrogenium Protonové číslo 1
Molová hmotnost 1 g mol–1 Elektronová konfigurace 1 s1 Elektronegativita 2,1 Oxidační čísla Teplota varu – 1, 0 , 1 – 252,8 °C 1 s1

3 Fyzikální vlastnosti vodíku:
Výskyt vodíku: 9. místo v pořadí zastoupení prvků na Zemi, w  1 %. Elementární vodík – ve vysokých vrstvách atmosféry. Vázaný vodík ve vodě a v organických sloučeninách. Fyzikální vlastnosti vodíku: Bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, obtížně zkapalnitelný. Má nejmenší atom i molekulu (H2), je to nejlehčí plyn (cca 14x lehčí, než vzduch). Svými vlastnostmi se ze všech plynů nejvíc blíží ideálnímu plynu. Dva izotopy – 2H Deuterium D a 3H Tritium T. Střední hodnota elektronegativity (schopnost vystupovat v oxidačních stavech +I , nebo –I)

4 Chemické vlastnosti vodíku:
Reaktivní prvek (za zvýšené teploty). S nekovy reaguje bouřlivě po iniciaci, např.: H2 + F2 = 2 HF (explozivně, při -200 °C, v temnu) H2 + Cl2 = 2 HCl (explozivně, při ozáření) 2 H2 + O2 = 2 H2O (explozivně, při zapálení) Redukční vlastnosti: CuO + H2 = Cu + H2O Oxidační vlastnosti: Na + H2 = 2 NaH Při odevzdání elektronu zůstává částice H+ (proton) Ve vodném roztoku vzniká částice H3O+ (protolýza). Mezi výrazně polárními molekulami HF, HCl a H2O vzniká významná mezimolekulární vodíková vazba, která vede ke zvýšení teploty tání a varu.

5 Laboratorní příprava vodíku:
Elektrolýzou vody (H2 se uvolňuje na katodě) 2 H3O e- = 2 H2O + H2 Rozpouštěním neušlechtilých kovů v neoxidující kyselině (HCl) Fe HCl = FeCl H2(g) Výroba vodíku: Katalytickou konverzí (t = 670 K) vodního plynu (směs CO a H2), který vznikne rozkladem vodní páry na žhavém koksu. 1. C(s) + H2O(g) = CO + H (vznik vodního plynu) 2. CO + H2O(g) = CO2 + H (konverze – přeměna CO) Katalytickou reakcí zemního plynu, obsahujícího až 90% CH4 (t = 1100 K) s vodní parou a následnou konverzí (viz výše). CH4 + H2O(g) = CO + H2

6 Použití vodíku k syntéze amoniaku, k výrobě syntetického benzinu,
k redukcím a hydrogenacím, LZ Graf Zeppelin k plnění balónů a vzducholodí, kyslíkovodíkový plamen – k autogennímu svařování a řezání kovů (t = °C), kapalný H2 spolu s kyslíkem k pohonu raketových motorů – palivové články. Vodík se dodává pod tlakem 15 MPa v ocelových lahvích s červeným pruhem.

7 Binární sloučeniny vodíku - hydridy
a) Iontové (solné) hydridy – s prvky 1. a 2. skupiny (mimo Be a Mg). Jen v těchto hydridech je oxidační číslo vodíku –I. Silná redukční činidla. b) Molekulové hydridy – s prvky 14. – 17. skupiny, kromě H2O a HF jsou všechny plynné. c) Polymerní hydridy – s prvky 12. a 13. skupiny + Be a Mg, tuhé látky s atomy navzájem propojenými kovalentními a vodíkovými vazbami. H H H … Be Be Be … H H H d) Kovové hydridy – s většinou d-prvků a f-prvků, netěkavé, tmavé, tuhé, elektricky vodivé látky. Nestechiometrické - mají charakter tuhých intersticiálních roztoků - (PdH<1, UH3, HoH3, Th4H15 …)

8 KYSLÍK 1s2 2s2 2p4 Značka O Mezinárodní název Oxygenium
Protonové číslo 8 Molová hmotnost 15,999 g mol-1 Elektronová konfigurace He, 2 s2 2 p4 Elektronegativita 3,5 Oxidační čísla Teplota varu – 2, – 1, 0, +2 – 183,0 °C 1s s p4

9 Fyzikální vlastnosti kyslíku:
Výskyt kyslíku: nejrozšířenější prvek na Zemi, nejdůležitější biogenní prvek, volný ve vzduchu (20,9%), vázaný ve vodě a oxidických sloučeninách. w = cca 50%. Fyzikální vlastnosti kyslíku: bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, obtížně zkapalnitelný, málo rozpustný ve vodě (32 mg/dm3, n.p.) Ozón O3 pronikavý zápach, je značně jedovatý, je jedním z nejsilnějších oxidačních činidel. Používá se např. k dezinfekci vody.

10 Laboratorní příprava kyslíku:
termickým rozkladem látek bohatých na kyslík, nebo peroxidů např.: 2 KMnO4 = K2MnO4 + O2 + MnO2 2 H2O2 = 2 H2O + O2 elektrolýzou vody (vylučuje se na anodě): 4 OH– - 4 e– = 2 H2O + O2 Výroba kyslíku: frakční (postupnou) destilací zkapalněného vzduchu, založenou na rozdílných teplotách bodu varu jednotlivých složek vzduchu. Kyslík se dodává v ocelových lahvích, plněných na tlak 15 MPa, označených modrým pruhem.

11 Chemické vlastnosti kyslíku:
velmi reaktivní prvek, s výjimečnými oxidačními vlastnostmi exotermická reakce s atmosférickým O2 – hoření, kyslík má vysokou elektronegativitu, téměř se všemi prvky dává oxidy, Kyslík může vytvářet dvojné (O2, CO2), výjimečně i trojné vazby (CO). Použití kyslíku k intenzifikaci metalurgických procesů, kyslíkovodíkový plamen ke svařování a řezání kovů, do dýchacích přístrojů, v lékařství, v laboratořích k oxidaci a spalování, kapalný O2 spolu s H2 k pohonu raketových motorů.

12 Oxidy Vznik: kyselina vzájemná reakce oxid + voda sůl hydroxid
Binární sloučeniny kyslíku - vždy s oxidačním číslem kyslíku –II. V přírodě se často vyskytují jako kovové rudy. Vznik: přímou syntézou prvků (např. hořením) S + O2 = SO2 termickým rozkladem kyslíkatých látek CaCO3 = CaO + CO2 Představují základ chemického systému. Jejich reakcí s vodou vznikají oxokyseliny a hydroxidy: kyselina vzájemná reakce oxid + voda sůl hydroxid Nejdůležitější charakteristiky oxidů – strukturní typ, acidobazický charakter, termická stabilita.

13 Dělení oxidů podle struktury
Iontovou strukturu mají – oxidy s-prvků, např. Na2O, CaO, – oxidy prvků 3. skupiny vč. lanthanidů, např. La2O3, Sc2O3 – oxidy d-prvků v oxidačním čísle II, např. MnO, FeO Krystalické látky s vysokou teplotou tání a jsou zásadotvorné. Struktura se vyznačuje pravidelným střídavým uspořádáním opačně nabitých iontů v krystalové mřížce. Střídavě uspořádané ionty K+ a O2- ve struktuře oxidu draselného (K2O).

14 Molekulovou strukturu mají
– oxidy nekovů (např. SO3, CO2, NOX, Cl2O7…atd.) – většinou se jedná o plynné látky, tvořené jednotlivými molekulami, vzájemně na sebe působícími slabými mezimolekulárními silami. – oxidy d-prvků v nejvyšších oxidačních číslech (V – VIII). Mají nízké teploty bodu tání, zahříváním na vyšší teploty se často rozkládají. Jsou kyselinotvorné, např. CrO3, Mn2O7.

15 Polymerní strukturu mají oxidy polokovů (SiO2, B2O3, BeO)
Polymerní strukturu mají oxidy polokovů (SiO2, B2O3, BeO). Jsou krystalické a vesměs velmi tvrdé. Molekuly jsou vzájemně spojeny kovalentními vazbami a vytvářejí rovinnou, popř. prostorovou síť . Amorfní struktura skelného SiO2 a-křemen (trigonální SiO2)

16 Dělení oxidů podle reakce s vodou
Acidobazické vlastnosti oxidů – udávají schopnost oxidů tvořit reakcí s vodou kyseliny nebo zásady. zásadotvorné oxidy – oxidy kovů a polokovů s oxidačním číslem < IV, – často mají iontový charakter, – jejich reakcí s vodou vznikají hydroxidy. např. MnO + H2O = Mn(OH)2 Cr2O3 + 3 H2O = 2 Cr(OH)3

17 kyselinotvorné oxidy:
- oxidy nekovů a oxidy kovů a polokovů s oxidačním číslem > IV. - molekulové látky, jejich reakcí s vodou vznikají oxokyseliny CO H2O = H2CO3 Mn2O7 + H2O = 2 HMnO4 amfoterní oxidy - reagují s kyselinami i zásadami za vzniku solí. - oxidy d- a p-prvků, většinou s oxidačním číslem III a IV. ZnO HCl = ZnCl2 + H2O ZnO NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] netečné oxidy – nereagují s vodou a nevytvářejí kyseliny ani zásady. Patří k nim např. CO a N2O.

18 Peroxidy 2 Na2O + O2 = 2 Na2O2 2BaO + O2 = 2 BaO2
binární sloučeniny kyslíku, obsahující – O–O – , formální oxidační číslo kyslíku zde je -1, peroxidový anion se uvádí ve tvaru O2 2– nebo O1–. peroxidy vznikají náhradou vodíku v H2O2 kovem nebo hořením oxidů kovů 1. a 2. skupiny v kyslíku. 2 Na2O + O2 = 2 Na2O2 2BaO + O2 = 2 BaO2 Prakticky se používá 6 peroxidů: H2O2 peroxid vodíku MgO2 peroxid hořečnatý Na2O2 peroxid sodný CaO2 peroxid vápenatý K2O2 peroxid draselný BaO2 peroxid barnatý

19 Peroxid vodíku H2O2 – slabá dvojsytná kyselina.
Namodralá sirupovitá kapalina, fyzikálními vlastnostmi připomínající vodu. Peroxid vodíku je nestálá sloučenina, rozkládající se na vodu a kyslík podle rovnice: 2 H2O2 = 2 H2O + O2 Vůči většině látek vystupuje jako oxidační činidlo (přitom se redukuje na vodu): 2KI + H2O2 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + H2O Silným oxidačním činidlům jako činidlo redukční (přitom se oxiduje na kyslík): PbO2 + H2O2 = Pb(OH)2 + O2 Použití - odbarvování látek organického původu, - dezinfekce (3% - ní roztok).

20 VODA (H2O) Vlastnosti chemicky čisté vody
nejdůležitější sloučenina vodíku a kyslíku, nezbytná pro život na Zemi, pokrývá cca 2/3 zemského povrchu v kapalné formě, je vázána v řadě minerálů a hornin, je důležitou součástí živých organizmů, vodní pára je stálou složkou atmosféry. Vlastnosti chemicky čisté vody nejběžnější a nejdůležitější polární rozpouštědlo, základní neutrální látka, chová se jako amfolyt - může být donorem i akceptorem protonů,

21 Voda modely molekuly vody vodíková vazba molekulová látka,
kovalentní vazby výrazně polární, uplatňuje se mezimolekulární vodíková vazba, ta je příčinou anomálních vlastností vody: – vyššího bodu varu, než mají ostatní hydridy, např. H2S, – menší hustoty ledu (proti H2O(l)), která umožňuje život ve vodě. modely molekuly vody vodíková vazba

22 Druhy vod Přírodní vody Podle původu - vody srážkové,
Podle vzniku a použití dělíme vodu na přírodní, pitnou, užitkovou a odpadní. Přírodní vody Podle původu - vody srážkové, - vody povrchové (stojaté i tekoucí), - vody podzemní. Obsahují: kationty : Ca2+, Mg2+, Na+, K+, event. Fe2+ anionty SO42–, HCO3– a Cl – přítomnost dalších iontů (zejména NH4+, NO3–, NO2– ) svědčí o znečištění a často i závadnosti vody, dalšími nebezpečnými kontaminanty jsou ionty těžkých kovů (zejména As3+), organické látky (PAU, NEL).

23 Tvrdost vody Rozlišujeme tvrdost:
Tvrdost vody je dána přítomností iontů Ca2+, Mg2+. Nerozpustné sírany a uhličitany těchto kovů se vylučují jako kotelní kámen. Rozlišujeme tvrdost: - karbonátovou (přechodnou), způsobenou Ca(HCO3) a Mg(HCO3)2, které lze varem převést na nerozpustné CaCO3 a MgCO3 a posléze odstranit filtrací. - nekarbonátovou (stálou), způsobenou zejména CaSO4 a MgSO4, které se varem nerozkládají. Celková tvrdost je součtem stálé a přechodné tvrdosti, udává se v mmol Ca2+ a Mg2+/dm3.

24 Druhy vod podle tvrdosti
Druh vody Celková tvrdost měkká do 1 mmol.dm-3 středně tvrdá 1 – 1,5 mmol.dm-3 tvrdá 1,5 – 3 mmol.dm-3 velmi tvrdá nad 3 mmol.dm-3 Pitná voda má mít tvrdost 1,5 – 2,1 mmol/dm3.

25 Změkčování vody – odstranění tvrdosti:
Dekarbonizací – varem vody (jen přechodná tvrdost) a filtrací Ca(HCO3)2 = CaCO3 (s) + CO2 + H2O Srážením – převedením na nerozpustné sloučeniny a filtrací CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3 (s) + Na2SO4 3 MgCl2 + 2 Na3PO4 = Mg3(PO4)2(s) + 6 NaCl Pomocí iontoměničů – ionexů. Polymerní gely nebo pryskyřice, mající aktivní centra schopná zachycovat ionty z roztoku a uvolňovat do něj disociací své vlastní ionty. Katexy zachycují ionty Ca2+a Mg2+. Anexy zachycují anionty SO42–, HCO3– a Cl – .

26 Technologie úpravy povrchových vod
Sedimentace – usazování hrubých částic v nádržích. Odkalovací nádrž Dorrův hřeblový usazovák s obvodovým náhonem pro čištění odpadních vod (schéma).

27 2. Čiření – sorbování jemných koloidních částic na vločkách
2. Čiření – sorbování jemných koloidních částic na vločkách Al(OH)3 ,nebo Fe(OH)3 a následná sedimentace. Vznik vločkovitého mraku hydroxidu hlinitého: Al2(SO4)3 + 3Ca(HCO3)2 = 3CaSO4 + 2Al(OH)3(s) + 6CO2 Vzniklý hydroxid částečně disociuje za tvorby komplexních iontů – např. [Al(OH)4]- , [Al(H2O)6]3+, mající díky svému elektrickému náboji výraznější sorpční vlastnosti 3. Filtrace přes pískové filtry – odstranění posledních nečistot. 4. Dezinfekce - chlorem, UV-zářením nebo ozónem – odstranění bakterií a choroboplodných zárodků. Pro zvláštní účely: Destilace (pro chemické účely). Odplyňování – pro parní kotle.