Významné nekovy uhlík, fosfor, síra

1. Významné nekovyuhlík, fosfor, síra

2. Uhlík Výskyt: • v čistém stavu – diamant, tuha • velké množství anorganických i organických sloučenin • uhličitany: vápenec CaCO3,magnezit MgCO3, dolomit CaMg(CO3)2 • uhlí, ropa, • CO2 – v atmosféře, ve všech přírodních vodách

3. Výroba koksu: Vysokotepelná karbonizace uhlí Výroba tuhy: Zahříváním práškového koksu a křemene v elektrické peci SiO2 + 3 C  SiC + 2 CO SiC  Si(g) + C(grafit) t = 2500°C

4. Výroba sazí: Neúplné spalování kapalných uhlovodíků nebo přírodního plynu Výroba aktivního uhlí: Chemicky: uhlíkatý materiál (piliny, rašelina) se smíchá s hydroxidy, uhličitany nebo sírany alkalických kovů – proběhne oxidace a dehydratace Aktivací plynem: uhlíkatá látka se zahřívá vzduchem nebo vodní parou

5. Vlastnosti uhlíku Fyzikální: 2 allotropické modifikace izotop C12 + malé množství C13 Diamant: bezbarvé nebo různě zabarvené velmi tvrdé krystaly vysoký bod tání elektricky nevodivý

6. Grafit: vrstevnatá struktura měkké šupinaté krystaly elektricky a tepelně vodivý černé zabarvení Přeměna tuhy na diamant: t=2000-3000°C, p=6,5-9 GPA Přeměna diamantu na tuhu: t=1800-2000°C zahřátí bez přístupu vzduchu

7. Chemické: Diamant: • málo reaktivní • na CO2 se přemění: při teplotě nad 800°C varem s H2SO4 tavením s dusičnany alkalických kovů varem s K2Cr2O7

8. Grafit: • zahřátím na 690°C v kyslíku shoří na CO2 • při vysoké teplotě reaguje s: 2 C + H2  C2H2 2 C + N2  (CN)2 dikyan 2 C + 3 Cl2  C2Cl6 hexachloretan C + 2 S  CS2 C + Si  SiC

9. Použití uhlíku Grafit: výroba oceli žáruvzdorný materiál mazivo brzdové obložení tužky

10. Koks: vysoké pece ocelářský průmysl Saze: gumárenství – zpevňování a zesilování pryže, 1 pneumatika - 3kg sazí pigment

11. Aktivní uhlí: v cukrovarnictví – odbarvovač čištění chemikálií a plynů úprava vody katalyzátor

12. Sloučeniny uhlíku CO bezbarvý plyn bez zápachu ve vodě málo rozpustný redukční činidlo jedovatý – váže se na hemoglobin – vzniká karboxyhemoglobin Vznik : nedokonalým spalováním uhlíku 2 C + O2 2 CO Použití: složka topných plynů generátorový – vzduch přes koks vodní – přes rozžhavený koks se vede pára redukční činidlo

13. CO2 bezbarvý, lehce zkapalnitelný plyn tuhý – suchý led slabé oxidační činidlo-redukuje se silnými redukovadly: CO2 + C  2 CO málo rozpustný ve vodě Výroba: dokonalým spalováním C + O2  CO2 termickým rozkladem uhličitanů CaCO3  CaO + CO2

14. H2CO3 v malém množství vzniká rozpouštěním CO2 ve vodě Uhličitany • Většinou s kovy v oxidačním stupni I a II • Dobře rozpustné – uhličitany alkalických kovů (kromě Li) • Málo rozpustné – ostatní • Uhličitany jiných než alkalických kovů se teplem rozkládají (CaCO3, ZnCO3)

15. Hydrogenuhličitany HCO3- teplem se mění na uhličitany Deriváty kyseliny uhličité Chlorid karbonylu – fosgen COCl2 Bezbarvý, dusivý, velmi jedovatý plyn CO + Cl2 COCl2 Močovina –CO(NH2)2 Rozpustná ve vodě

16. Karbidy Iontové: obsahují acetylidový anion C22- M2IC2, MIIC2, M2III(C2)3 Příprava: kov + uhlík oxid kovu + C CaO + 2C  CaC2 + CO kov + C2H2 oxid kovu + C2H2 Vodou se rozkládají: CaC2 + 2 H2O  Ca(OH)2 + C2H2 Mg2C3 + 4 H2O  2 Mg(OH)2 + CHC-CH3 trikarbid hořčíku

17. Kovalentní Be2C, Al4C3, SiC, B4C C4- SiC a B4C jsou chemicky velmi odolné a mimořádně tvrdé Intersticiální Atomy uhlíku jsou vsunuté do mezer mezi atomy kovů v krystalové mřížce Vznikají zahříváním práškového kovu s C Mají kovové vlastnosti, C způsobuje zvýšení soudržnosti

18. Karbidy skupiny Fe Přechod mezi iontovými a intersticiálními Cr3C2, Mn3C, Fe3C, Co3C, Ni3C Sloučeniny uhlíku s halogeny CF4 - tetrafluormetan, fluorid uhličitý bezbarvý plyn

19. CCl4 – tetrachlormetan bezbarvá kapalina narkotických účinků nehořlavá nerozpustná ve vodě rozpouštědlo světlem se rozkládá používá se do hasících přístrojů

20. Freony – dříve: chladící kapaliny hnací plyny do sprejů CFCl3, CF2Cl2, CF3Cl

21. Sirouhlík – CS2 Bezbarvá aromatická kapalina, ve vodě nerozpustná, rozpustná v alkoholu, etheru a benzenu, dobře rozpouští tuky Rozkládá se vodní parou CS2 + 2 H2O CO2 + 2 H2 S Na vzduchu se lehce zapaluje CS2 + 3 O2  CO2 + 2 SO2 Příprava: Rozžhavený C + 2 S(g)  CS2 Použití: výroba viskózových vláken

22. Kyanovodík HCN bod varu 25,6°C ve vodě dobře rozpustný prudký jed CO + NH3 H2O + HCN (700°C, Al2O3) 2 AgCN + H2S  Ag2S + 2 HCN

23. Kyanidy Alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou ve vodě rozpustné Kyanidy těžkých kovů (kromě Hg) jsou ve vodě nerozpustné Příprava NaCN: 2 NaNH2 + C  Na2CN2 + 2H (t) amid sodný kyanamid sodný Na2CN2 + C  2 NaCN

24. Dikyan (CN)2 NC-CN Bezbarvý, jedovatý, štiplavý plyn Vznik: 2 AgCN  (CN)2 + 2 Ag Hg(CN)2  Hg + (CN)2 Kyselina kyanatá H-O-CN HOCN nitril kyseliny uhličité

25. Kyselina izokyanatá HNCO H-N=C=O Izokyanatan rtuťnatý – třaskavá rtuť Hg(NCO)2 Rodanovodík HSCN H-S-CN Bezbarvá olejovitá kapalina Rodanidy – thiokyanatany M-S-CN

26. Fosfor Výskyt nepříliš rozšířený v podobě fosforečnanů apatit Ca3(PO4)2 fosforit–jemně vláknitý apatit fluoroapatit 3Ca3(PO4)2.CaF2 chloroapatit 3Ca3(PO4)2.CaCl2 hydroxyapatit 3Ca3(PO4)2.Ca(OH)2

27. Výroba fosforu Z Ca3(PO4)2 v elektrické peci 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C  6CaSiO3 + P4 + 10CO vzniká bílý fosfor

28. Vlastnosti fosforu 3 allotropické modifikace Bílý fosfor bezbarvá nebo bílá, měkká, krystalická látka téměř nerozpustný ve vodě rozpustný v CS2, SCl, PCl3 mimořádně jedovatý DL=0,15g tvořen molekulami P4 světélkuje samozápalný (uchovává se pod vodou) reaktivní

29. Červený fosfor vzniká zahříváním bílého v inertní atmosféře (katalyzátor jod, síra nebo UV) barva tmavočervená až hnědá obchodní preparát=amorfní Pn méně reaktivní než bílý nejedovatý

30. Černý fosfor vzniká zahříváním bílého pod vysokým tlakem (1200MPa) nebo bez tlaku při 370°C s katalyzátorem – Hg krystalická tmavošedá látka kovový lesk dobrá tepelná a elektrická vodivost chemicky nejméně reaktivní

31. Přírodní izotop fosforu 31P Radioizotopy 32P, 34P Použití fosforu: bílý – výroba H3PO4 červený - škrtátka

32. Sloučeniny fosforu PH3 - fosfan, fosfin bezbarvý, jedovatý, odporně páchnoucí plyn příprava: rozkladem fosfidů vodou nebo zředěnými kyselinami Ca3P2 + 6 H2O  3 Ca(OH)2 + 2 PH3 2 AlP + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 2 PH3 Má silné redukční účinky PH3 + 2 O2  H3PO4 PH3 +4 Cl2  PCl5 + 3 HCl

33. Difosfan P2H4 - bezbarvá kapalina Fosfidy – sloučeniny fosforu s méně elektronegativním prvkem Př. Li3P, TiP2 PX3 X = F, Cl, Br, I Vodou se rozkládají PCl3 +3 H2O  H3PO3 + 3 HCl

34. PX5 X = F,Cl, Br, I PCl5 + H2O  POCl3 + 2 HCl POCl3 + 3 H2O  H3PO4 + 3 HCl P4O6 bílá krystalická látka velmi jedovatý Vznik: P4 + 3 O2  P4O6 Rozkládá se zahříváním: Ve studené vodě: P4O6 + 6 H2O  4 H3PO3 V teplé vodě: P4O6 + 6 H2O  PH3 + 3 H3PO4

35. P4O10 Vzniká spalováním fosforu v nadbytku suchého vzduchu P4 + 5 O2  P4O10 Bílá látka, dehydratačních schopností Použití: sušení plynů a kapalin

36. Kyseliny fosforu Kyselina fosforná - H3PO2 Jednosytná, silná Vznik: P4 + 4 NaOH + 4 H2O  4 NaH2PO2 + 2H2 4 NaH2PO2 + 2H2SO4  4 H3PO2 + 2 Na2SO4

37. Kyselina fosforitá H3PO3 Dvojsytná Silné redukční činidlo Vznik: hydrolýzou PCl3 PCl3 + 3 H2O H3PO3 + 3 HCl

38. Kyselina tetrahydrogendifosforičitá H4P2O6 Čtyřsytná kyselina Vznik:pomalou oxidací bílého fosforu vzdušným kyslíkem

39. Kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4 Trojsytná Výroba: Termická–čistá: P4 + 5 O2 P4O10 P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4 Extrakční –surová: 3Ca3(PO4)2.CaF2 + H2SO4 6 H3PO4+ 10 CaSO4+2 HF Bezbarvé krystalky, rozpustné ve vodě, v prodeji 85-90% sirupovitý roztok

40. Kyselina tetrahydrogendifosforečná H4P2O7 Krystalická, čtyřsytná

41. Kyselina hydrogenfosforečná – HPO3 metafosforečná Konečný produkt dehydratace H3PO4 Sklovitá, tvrdá látka Fosforečnany M3IPO4 Nerozpustné, účinkem silných kyselin se mění na rozpustné dihydrogenfosforečnany Ca3(PO4)2 +2H2SO4Ca(H2PO4)2+ 2 CaSO4 superfosfát

42. Síra Výskyt: volná vázaná sulfidy, sírany Glauberova sůl Na2SO4.10 H2O sádrovec CaSO4. 2 H2O baryt BaSO4 pyrit FeS2 sfalerit ZnS rumělka HgS galenit PbS chalkozín Cu2S chalkopyrit CuFeS2

43. Těžba síry Do podzemí se vhání horká vodní pára, síra se roztaví, zkapalněná síra se vytlačí na povrch teplým stlačeným vzduchem Jako vedlejší produkt vzniká síra při odsíření: H2S – Clausův dvoustupňový způsob 2 H2S + 3 O2 2 H2O + 2 SO2 2 H2S+ SO2  3 S + 2 H2O SO2 SO2 + C  CO2 + S

44. Vlastnosti síry Formy: Tuhá – modifikace α a β Amorfní: sirný květ – vzniká rychlým ochlazením par plastická síra – vzniká nalitím roztavené síry do vody

45. Fyzikální: tuhá 2 modifikace S8- α, β – liší se krystalovou mřížkou žlutá tuhá látka nevede teplo ani elektřinu ve vodě se nerozpouští rozpouští se v CS2, CCl4 a nepolárních rozpouštědlech taje při 119°C do 160°C – žlutá kapalina – polymerní Sn nad 160°C hnědne a zvyšuje se viskozita nad 190°C viskozita klesá bod varu 445 °C

46. Chemické vlastnosti: poměrně reaktivní slučuje se téměř se všemi prvky mimořádně snadno reaguje s Cu, Ag a Hg za vyšší teploty reaguje s kyslíkem a vodíkem S + O2 SO2 S + H2  H2S

47. Použití síry Výroba kyseliny sírové Preparáty na ničení škůdců Zápalky Sirouhlík Vulkanizační činidlo při výrobě pryže

48. Sloučeniny síry Sulfan – H2S – sirovodík Bezbarvý plyn, zapáchá po zkažených vejcích, prudce jedovatý, lehce kondenzuje, ve vodě rozpustný Vznik: H2 + S  H2S Má redukční schopnosti Cl2 + H2 S  2 HCl + S 2 HNO3 + 3 H2S  3 S + 2 NO + 4 H2O S kovy vznikají sulfidy:2Ag+H2S  Ag2S + H2

49. Sulfidy S + prvky s nižší elektronegativitou Pražením na vzduchu přecházejí na oxidy 4 FeS2 + 11 O2 8 SO2 + 2 Fe2O3 SO2 Bezbarvý plyn, ostrého dráždivého zápachu, lehce zkapalnitelný, velmi reaktivní Vznik: S + O2  SO2 4 FeS2 + 11 O2 8 SO2 + 2 Fe2O3

50. Oxid sírový SO3 Plynný: jednoduché molekuly Ochlazením kondenzuje na trimér (SO3)3 – bod tání 16,8°C, bod varu 44,8°C Časem samovolně přechází na hedvábné jehličky (SO3)x Vznik: 2 SO2 + O2  2 SO3 (V2O5 + V2O4)