Systematická anorganická chemie

Prezentace na téma: "Systematická anorganická chemie"— Transkript prezentace:

1 Systematická anorganická chemie
Nepřechodné prvky (pokračování)

2 Kovové prvky p2 Cín - Vyskytuje se ve třech tuhých modifikacích 13°C
šedý Sn bílý Sn křehký Sn Bílý cín - neušlechtilý kov, je však odolný vůči vodě, některým zředěným kyselinám i zásadám. Pokrývá se ochrannou vrstvou SnO2 (pasivace). Použití - pocínování kovů (tzv. bílé plechy) - výroba slitin - bronzy (Cu + Sn) - pájky (Sn + Pb) - ložiskové kovy (Sn, Pb, Sb, Cu)

3 Olovo Hlavní rudou, v níž se vyskytuje je galenit (PbS), z něhož se získává pražně-redukčním způsobem. 2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2 2PbO + C = 2Pb + CO2 Neušlechtilý kov, který se na vzduchu pasivuje vrstvou PbO. Využití - výroba akumulátorových desek, - ochranné kryty proti radioaktivnímu záření, - slitiny (tvrdé olovo, liteřina, Woodův kov...), - barvy a antikorozní nátěry (chromová žluť- PbCrO4, olověná běloba – 2PbCO3.Pb(OH)2, suřík-Pb3O4), - antidetonační činidla do benzínu (tetraethylolovo).

4 Prvky 15. skupiny (p3-prvky)
Z Značka prvku Název Ar Oxidační číslo Elektro-negativita Teplota tání °C 7 N Dusík 14,01 -III, I, II, III, IV,V 3,0 – 210,5 15 P Fosfor 30,97 -III, III, V 2,1 44,1 (bílý) 33 As Arsen 74,92 2,0 817 51 Sb Antimon 121,75 630,5 83 Bi Bismut 208,98 III, V 1,8 271

5 Charakteristika skupiny
Vazebné možnosti Prvky mají ve valenční sféře pět elektronů z toho tři nepárové na orbitalu p. ns np Obecné vlastnosti - Stabilní oktetové struktury dosáhnou přijetím tří elektronů (ionty X3-), nebo vytvořením tří vazeb s. - Max. OČ je V, z nižších oxidačních čísel je to především III. S vyšším Z roste stálost nižších oxidačních čísel. - S rostoucím protonovým číslem se projevuje přechod od nekovů ke kovům.

6 Dusík Plynný prvek, bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě a za normálních podmínek nereaktivní, tvořící hlavní složku zemské atmosféry (φ = 78,1%) . Vytváří dvouatomové molekuly N2 (trojná vazba). Laboratorní příprava – termický rozklad NH4NO2. NH4NO2 = N2 + 2H2O Průmyslová výroba – destilace kapalného vzduchu. Využití - syntéza NH3, HNO3, dusičnanů … atd., - ochranná atmosféra v metalurgii, - chladící médium pro kryogenní lázně.

7 Bezkyslíkaté sloučeniny dusíku
NH3 - amoniak: Bezbarvý plyn pronikavého zápachu, toxický, výbušný ve směsi se vzduchem (16-25% NH3), lehce zkapalnitelný a ve vodě dobře rozpustný. Laboratorní příprava: NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O Mg3N2 + 6H2O = 2NH3 + 3Mg(OH)2 Průmyslová výroba: N2 + 3H2 = 2NH3 Použití: - základní látka pro výrobu dalších dusíkatých sloučenin (HNO3, dusičnany, amonné soli…), - cirkulační kapalina v chladících zařízeních, - čištění a odmašťování kovů a textilií.

8 Kyslíkaté sloučeniny dusíku
oxidy (NOx) – s kyslíkem vytváří dusík pět oxidů (NI-NV) N2O (oxid dusný) - nasládlý plyn,narkotických účinků (rajský plyn) NO (oxid dusnatý) - bezbarvý, prudce jedovatý plyn, vyráběný katalytickou oxidací amoniaku kyslíkem. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O Na vzduchu se ihned oxiduje kyslíkem: 2NO + O2 = 2 NO2 NO2 (oxid dusičitý) - červenohnědý plyn, dimerizující (N2O4), rozpustný ve vodě za vzniku dvou kyselin: 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

9 HNO3 – kyselina dusičná: bezbarvá kapalina, na vlhkém vzduchu dýmá, dodávána v 68% roztoku (koncentrovaná HNO3). Výroba - dříve: 2NaNO3 + H2SO4 = 2HNO3 + Na2SO4 - dnes: N2 NH3 NO NO2 HNO3 Vlastnosti - silná jednosytná kyselina s oxidačními (rozpouštění kovů) a nitračními účinky. Použití - cca 80% - výroba dusičnanů a dusíkatých hnojiv (zejména NH4NO3) >15% - oxidace a nitrace v organické chemii (plasty, barviva, výbušniny)

10 Fosfor Nekovový prvek, v přírodě se vyskytující pouze ve formě sloučenin (minerály fosforit a apatit). Vytváří tři alotropické modifikace – bílý, červený a černý fosfor. Bílý fosfor – tvoří molekuly P4 – měkká, nažloutlá látka, značně jedovatá a na vzduchu samovznětlivá. Vyrábí se v elektrických pecí z apatitu (1867): 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO C = P4(g) + 6 CaSiO CO Červený fosfor – má řetězcovou strukturu Pn. Vzniká zahřátím bílého fosforu na 250°C v inertní atmosféře Není rozpustný ve vodě ani jedovatý – výroba zápalek. Černý fosfor - černá krystalická, elektricky vodivá látka. Využívá se při výrobě polovodičů.

11 Sloučeniny fosforu PH3 (fosfan) - obdoba amoniaku - je však jen slabě zásaditý, méně stálý a těkavější, - bezbarvý, odporně páchnoucí, jedovatý plyn, - silné redukční činidlo. P4O10 (oxid fosforečný) – vyrábí se spalováním bílého fosforu v přebytku vzduchu. Při osvětlení zeleně fosforeskuje. Prudce reaguje s vodou za vzniku řady fosforečných kyselin. +2H2O +2H2O +2H2O P4O10 H4P4O12 2H4P2O7 4H3PO4 H3PO4 (kyselina trihydrogenfosforečná) – vytváří tři řady solí - (PO4)3-, (HPO4)2-, (H2PO4)- Ca(H2PO4)2 + CaSO4.2H2O – hnojivo superfosfát.

12 Prvky 16. skupiny (p4-prvky)
Z Značka prvku Název Ar Oxidační číslo Elektro- negativita Teplota tání (°C) 8 O Kyslík 15,99 -II, (-I), +II 3,5 –218 16 S Síra 32,07 -II, (-I), II, IV, VI 2,6 119 34 Se Selen 78,9 -II, IV, VI 2,4 217 52 Te Tellur 127,6 -II, II, IV, VI 2,1 450 84 Po Polonium (208,98) -II, II, IV, (VI) 2,0 254

13 Charakteristika skupiny
Vazebné možnosti Ve valenční sféře mají šest elektronů z toho dva nepárové na orbitalech np. ns np Obecné vlastnosti - Chybí jim dva elektrony k dosažení stabilní oktetové elektronové konfigurace (tvorba aniontů X2-). - Jsou součástí hlavních rudných minerálů – chalkogeny (prvky rudotvorné). - S vyšším protonovým číslem vzrůstá kovový charakter prvků, klesá síla kyslíkatých i bezkyslíkatých kyselin.

14 Síra Žlutý, elektricky nevodivý a snadno tavitelný nekov.
V přírodě se nachází elementární i vázaná. Elementární síra – vulkanického, nebo biologického původu. Má více než 30 alotropických modifikací - kosočtverečná Tvořeny cyklickými molekulami S8 - jednoklonná - amorfní formy síry - cyklické molekuly o 6-20 atomech. (kaučukovitá, vláknitá, polymerní, „sirný květ“…atd.)

15 Výroba síry těžbou volné přírodní síry – hornickým způsobem, – vyháněním přehřátou párou (160°C) – Fraschův proces. oxidací sulfanu H2S obsaženého v zemním plynu nebo ve vedlejších produktech zpracování paliv Chemické vlastnosti – poměrně reaktivní prvek, za vyšších teplot se přímo slučuje s většinou prvků. Za normální teploty reaguje pouze s F2, Cu, Ag, Hg. Použití - k výrobě kyseliny sírové (3/4 produkce), - vulkanizace kaučuku, - výroba herbicidů a fungicidů.

16 Bezkyslíkaté sloučeniny síry
H2S (sulfan) – výskyt v sopečných plynech a sirných minerálních vodách. Výroba - vytěsnění ze sulfidů silnými kyselinami: FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S Vlastnosti – bezbarvý, prudce jedovatý plyn, zapáchající po zkažených vejcích. Ve vodě se rozpouští na slabou kyselinu sirovodíkovou. Vytváří řady solí – sulfidy S2- a hydrogensulfidy (HS)-. (HS)- - rozpustné ve vodě S2- - nerozpustné ve vodě (kromě sulfidů s1 prvků). Většinou jsou charakteristicky zbarveny.

17 Kyslíkaté sloučeniny síry
SO2 (oxid siřičitý) – výskyt v sopečných plynech a v ovzduší průmyslových oblastí. Výroba: - přímé spalování síry: S + O2 = SO2 - pražení sulfidů: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 - rozklad síranů: CaSO4 = 2CaO + 2SO2 + O2 Vlastnosti - bezbarvý, štiplavý, jedovatý plyn, - má desinfekční účinky (síření sudů a sklepů), - v menší míře se užívá ke konzervacím. Ve vodě se rozpouští na slabou kyselinu siřičitou.

18 SO3 (oxid sírový) - v plynném stavu složen z jednoduchých molekul.
- kondenzací přechází na trimer (S3O9), nebo pevný polymer (SO3)n. Výroba: průmyslově se připravuje katalytickou oxidací SO2: 2SO2 + O2 = 2SO3 t < 500°C, katalyzátory: Pt, V2O5,WO3, MoO3 rozklad síranu železitého: Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3SO3 Vlastnosti – silně žíravý a hygroskopický. Ve vodě se bouřlivě rozpouští na kyselinu sírovou, nebo oleum.

19 H2SO4 (kyselina sírová) – silná dvojsytná kyselina, jedna z nejdůležitějších průmyslových chemikálií a celkově nejvíce vyráběná sloučenina. Výroba – kontaktní způsob: S + O2 = SO2 2 SO2 + O2 = 2 SO3 SO3 + H2O = H2SO4 SO3 + H2SO4 = H2S2O7 H2S2O7 + H2O = 2 H2SO4 H2S2O7 – kyselina disírová (roztok SO3 v H2SO4) Nazývá se též dýmavá kyselina sírová, neboli oleum. Ředění olea je důležitou součástí procesu výroby H2SO4.

20 Vlastnosti: - koncentrovaná H2SO4 (96-98%) má silné dehydratační a oxidační účinky, - jedná se o hustou olejovitou kapalinu, neomezeně mísitelnou s vodou (silně exotermní děj – při ředění může dojít k varu a vystříknutí roztoku !), Z toho důvodu se při ředění musí vždy za stálého míchání lít kyselina sírová do vody a ne naopak !!! - za studena rozpouští jen neušlechtilé kovy za vývoje vodíku, - horká koncentrovaná H2SO4 má oxidační účinky, rozpouští taktéž některé ušlechtilé kovy za vzniku SO2. Cu H2SO4 = CuSO4 + SO H2O

21 Prvky 17. skupiny (p5-prvky)
Z Značka prvku Název prvku Ar Oxidační číslo Elektro- negativita Zbarvení a skupenství 9 F Fluor 18,99 -I 4,1 žlutozelený plyn 17 Cl Chlor 35,45 -I, I, III, V, VII 2,8 zelenožlutý plyn 35 Br Brom 79,90 2,7 hnědočervená kapalina 53 I Jod 126,90 2,2 černá, lesklá látka 85 At Astat (210) -I, I, V 2,0 nestálý prvek

22 Charakteristika skupiny
Vazebné možnosti Ve valenční sféře mají sedm elektronů v uspořádání: ns np Obecné vlastnosti - Označují se jako halogeny (prvky tvořící soli). - Stabilní oktetové konfigurace dosáhnou přijetím elektronu (tvorba aniontů X-), nebo vytvořením jedné kovalentní vazby. - Vzhledem k vysokým elektronegativitám chemicky vystupují, jako silná oxidační činidla. - Kromě OČ –I, mohou tvořit též OČ I, III, V a VII (mimo fluor).

23 Fluor Silně toxický a reaktivní zelenožlutý plyn.
Vyznačuje se největší elektronegativitou z celé PSP. Nevystupuje proto nikdy v kladném OČ a vytváří anionty F- - používá se jako silné oxidační činidlo . Výskyt: V přírodě se nachází jen vázaný. kazivec - CaF2, kryolit - Na3AlF6 V malém množství je přítomen i v zubní sklovině a kostech. kazivec Použití: speciální plasty (teflon) – (-CF2-CF2-)n hasební látky (freony) – CF2Cl2 (Freon 12) přidává se do zubních past

24 HF (kyselina fluorovodíková)
je těkavá, jedovatá kapalina, rozpouští většinu kovů, kromě zlata a platinových kovů, jako jediná rozpouští i křemen, uvolňuje se těkavý SiF4(g): SiO2 + 4 HF = SiF4 + 2 H2O dodává se jako 40% roztok v PET lahvích (leptá sklo). 40%-ní roztok HF Využití - sklářský průmysl, - rozklady odolných silikátových hornin.

25 Chlór Toxický, světle zelený plyn. Ochotně se slučuje s většinou prvků periodické soustavy. Výskyt: hallit (NaCl), sylvín (KCl), mořská voda Výroba: elektrolýza solanky (NaCl + H2O) Dobře se rozpouští ve vodě - vznik chlorové vody: Cl2 + 2H2O = 2HCl + 2HClO Využití - desinfekce pitné vody, - papírenský a textilní průmysl - bělení surovin, - syntézy anorganických i organických látek (HCl, chloridy, deriváty uhlovodíků).

26 Sloučeniny chlóru HCl (kyselina chlorovodíková) - silná kyselina bez oxidačních účinků. Dobře rozpouští neušlechtilé kovy. Výroba - přímou syntézou prvků: H2 + Cl2 = 2HCl Použití - výroba chloridů, rozpouštění drahých kovů (lučavka královská – 3HCl + HNO3). Dýmavá, žlutočervená kapalina, schopná rozpouštět Au a Pt. Některé kovy (Ti, Os, Rh, Ta, Ru, Ir ) jejímu působení odolávají. Není jen prostou směsí dvou kyselin, po jejich smísení nastává chemická reakce: 3HCl + HNO3 = NOCl + Cl2 + 2H2O chlorid nitrosylu Její aktivní složky, NOCl a Cl2 reagují s platinou a zlatem za vzniku chlorovaných derivátů jejich kyselin - HAuCl4, H2PtCl6.

27 Oxokyseliny - HClO, HClO2, HClO3, HClO4
Roste E0 kyselin a tím i jejich oxidační účinky. Roste síla oxokyselin (Ka). Větší význam, než samotné kyseliny, mají jejich soli. (ClO)- - chlornany - silná oxidační a desinfekční činidla - chlorové vápno [Ca(ClO)2 + CaCl2 + Ca(OH)2.] Bělící a desinfekční účinky mají též chloritany, chlorečnany a chloristany (Savo, Domestos) . NaClO3, KClO3 - základní složky pesticidu Travex. Ve směsi s organickými látkami snadno explodují !!!

28 Prvky 18. skupiny (p6-prvky)
Z Značka prvku Název prvku Ar % (obj.) ve vzduchu Teplota varu (°C) Zbarvení ve výboji 2 He Helium 4,00 5,4.10-4 -268,9 žlutá 10 Ne Neon 20,18 1,2.10-3 -245,9 červená 18 Argon 39,95 0,997 -185,7 36 Kr Krypton 83,80 1,1.10-4 -152,9 zelená 54 Xe Xenon 131,30 9.10-6 -107,1 fialová 86 Rn Radon (222) -61,8 bílá

29 Charakteristika skupiny
Vazebné možnosti Valenční sféry jejich atomů vykazují vysoce stabilní oktetovou strukturu ns2 np6 (kromě He). ns np He: 1s - elektronový duet Obecné vlastnosti - Souhrnně se označují jako vzácné plyny. - Nejeví snahu přijímat elektrony. Na rozdíl od ostatních plynných prvků vytváří pouze jednoatomové molekuly. - Po chemické stránce jsou velmi málo reaktivní - lehčí prvky pravděpodobně nereagují vůbec.

30 Výskyt - všechny vzácné plyny se nacházejí v zemské atmosféře.
Výroba – frakční destilace zkapalněného vzduchu. He - z podzemních vývěrů v Severní Americe. Vlastnosti – plyny bez barvy a zápachu, s nízkými teplotami tání a varu, dobře vedou elektrický proud. Helium nelze za normálního tlaku převést do tuhého stavu. V kapalném stavu vykazuje supravodivost a supratekutost. Jako jediný prvek nemá trojný bod. Využití – v osvětlovací technice, jako výplň výbojek. Helium se používá k plnění balónů a vzducholodí . He, Ar – vytváření inertní atmosféry při svařování.