1 / 57

Významné plyny

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

oona
Download Presentation

Významné plyny

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  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: ABO3 - 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. 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)

  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 TiH1,75 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

More Related