Významné plyny.

Prezentace na téma: "Významné plyny."— Transkript prezentace:

1 Významné plyny

2 Dusík Výskyt: Volný: v atmosféře – 79% obj. Vázaný:
anorganické sloučeniny - dusičnany organické sloučeniny – bílkoviny

3 Výroba dusíku Destilací kapalného vzduchu

4 Vlastnosti dusíku Fyzikální bezbarvý plyn tvoří dvouatomové molekuly
ve vodě se rozpouští méně než kyslík

5 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.

6 Použití dusíku Inertní atmosféra Výroba amoniaku

7 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

8 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

9 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

10 Salmiak NH4Cl elektrolyt v bateriích NH4NO3 s vápencem LAV hnojiva s dolomitem LAD výbušnina – rozklad NH4NO3  N2O + 2 H2O

11 NH4S v analytické chemii 2 NH3 + H2S  (NH4)2S

12 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

13 Imidy M2INH Li2NH, CuNH, PbNH Nitridy M3IN vznik: kov + dusík kov, oxid kovu, chlorid kovu + NH3

14 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

15 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

16 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

17 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

18 N2O5 - bezbarvá, tuhá látka
nestálý

19 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

20 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

21 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

22 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

23 Kyslík Výskyt: volný – v atmosféře 20,8%obj. vázaný – voda
- organické sloučeniny - anorganické sloučeniny

24 Výroba kyslíku Frakční destilací kapalného vzduchu Elektrolýzou vody

25 Vlastnosti kyslíku Fyzikální: bezbarvý plyn
v kapalném a tuhém stavu modrý ve vodě slabě rozpustný ( s vodou tvoří vodíkové můstky)

26 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

27 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

28 Oxidy Iontové kyslík je spojen s kovy iontovou vazbou
mají vysoké body tání jsou zásadotvorné tvoří je alkalické kovy a kovy alkalických zemin

29 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)

30 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

31 Podvojné oxidy 2 typy: ABO CaTiO3 AB2O4 - MgAl2O4

32 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)

33 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

34 Voda Je kapalná díky H-můstkům
Polární rozpouštědlo-vytváří hydratační obal Krystalická voda-zabudovaná do krystalů

35 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

36 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

37 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

38 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

39 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

40 Vodík Výskyt: Vázaný: ve vodě v organických sloučeninách
Volný: převládající prvek ve vesmíru – plynný obal Slunce i stálic, v mlhovinách

41 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

42 Vlastnosti vodíku Fyzikální vlastnosti: bezbarvý plyn bez zápachu
nejlehčí ze všech plynů dvouatomové, velmi malé molekuly není příliš reaktivní

43 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, °C,30MPa)

44 Použití vodíku výroba amoniaku a methanolu
odstraňování sirných sloučenin z ropy a produktů destilace uhlí k hydrogenacím palivo (topné plyny) raketové palivo

45 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

46 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)

47 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, VH0,71

48 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

49 Chlor Výskyt: kamenná sůl NaCl KCl, MgCl2
soli chloru jsou rozpuštěny v přírodních vodách v mořské vodě, v lidském těle

50 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

51 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

52 s kovy I.A a II.A skupiny reaguje explozívně
je prudce jedovatý leptá sliznice

53 Použití chloru Cl: chlorace vody Cl2 + H2O  HCl +HClO
HClOHCl+ O: - biradikál ničí baktérie organické reakce – chlorace výroba plastů, rozpouštědel, insekticidů, chlorovodíku

54 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

55 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

56 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

57 HClO4 silné oxidační účinky nejsilnější anorganická kyselina Chloristany KClO4 – vzniká rozkladem chlorečnanu KClO3  KClO4 + KCl