1 / 24

ANORGANICKÁ CHEMIE Vodík, kyslík, peroxid vodíku a voda

ANORGANICKÁ CHEMIE Vodík, kyslík, peroxid vodíku a voda. Věda zabývající se prvky a jejich sloučeninami (kromě většiny sloučenin uhlíku). Tradiční dělení prvků: kovy , polokovy a nekovy. Vodík Kyslík Peroxid vodíku Voda 18. Skupina (Vzácné plyny) 17. Skupina (Halogeny)

vadin
Download Presentation

ANORGANICKÁ CHEMIE Vodík, kyslík, peroxid vodíku a voda

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. ANORGANICKÁ CHEMIEVodík, kyslík, peroxid vodíku a voda Věda zabývající se prvky a jejich sloučeninami (kromě většiny sloučenin uhlíku). Tradiční dělení prvků: kovy, polokovy a nekovy

  2. Vodík Kyslík Peroxid vodíku Voda 18. Skupina (Vzácné plyny) 17. Skupina (Halogeny) 16. skup. chalkogeny (S, SO2, SO3, H2SO3, H2SO4, H2S) 15. Skupina (N, P) 14. Skupina (uhlík, křemík, Ge, Sn, Pb) 13. Skupina (Bor, hliník) 2. Skupina (Be, Mg, Ca, SR, Ba, Ra) 1. Skupina (alkalické kovy) září říjen listopad prosinec leden

  3. Nejrozšířenější prvky na zemi: kyslík, křemík, hliník, železo, vápník, sodík, draslík, hořčík, vodík, titan.

  4. Vodík Symbol: H Mezinárodní název: hydrogenium Elektronegativita (X): 2,2 Atomová relativní hmotnost (Ar): 1,008 Počet valenčních elektronů: 1 Elektronová konfigurace: 1s1 Izotopy: 1. 1H (P): 1p, 1e, 0n 2. 2H (D): 1p, 1e, 1n 3. 3H (T): 1p, 1e, 2n • výskyt: a) volný: Nejrozšířenější prvek ve vesmíru, ve vyšších vrstvách atmosféry b) vázaný: Většina sloučenin, základní biogenní prvek • příprava (v laboratoři): Redukce kyselin kovy v Kippově přístroji Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4→ ZnSO4 + H2

  5. průmyslová výroba: Redukce vodní páry koksem (čistý C) H2O + C → CO + H2 CO + H2O → CO2 +H2 Reakce methanu s vodní parou CH4 + H2O → CO + 3H2 čistý - Elektrolýza vody – na katodě Na KATODĚ dochází vždy k REDUKCI: HI je redukován na H0 Na ANODĚ dochází vždy k OXIDACI: O-II je oxidován na O0

  6. vlastnosti: Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. Tvoří dvouatomové molekuly (H2). Ve vodě nepatrně rozpustný; rozpouští se v Ni a Pt. Lehčí než vzduch, se vzduchem tvoří výbušnou směs. Hořlavý (2H2 + O2 → 2H2O), ale hoření nepodporuje. Snadno zkapalnitelný. Přechovává se v ocelových lahvích (označené červeným pruhem) a má levotočivý (obrácený) závit. Významné redukční činidlo (příprava kovů - metalurgie) Např. CuO + + H2 → Cu + H2O • sloučeniny:voda, hydridy, hydroxidy, kyseliny, všechny org. sloučeniny

  7. užití: • Chemický průmysl: • Výroba HCl, NH3, HNO3… • Potravinářský průmysl: • Hydrogenace (ztužování tuků) • Zdroj energie: raketové palivo • Řezání a sváření kovů (autogeny) – (hoření vodíku s kyslíkem je silně exotermní a vyvíjí teploty přes 3 000 °C).

  8. Hydridy – viz sešit

  9. Kyslík Symbol: Mezinárodní název: Elektronegativita (X): Atomová relativní hmotnost (Ar): Počet valenčních elektronů: Elektronová konfigurace: Izotopy: 1. 16O (99,76%): 8p, 8e, 8n 2. 17O (0,04%): 8p, 8e, 9n 3. 18O (0,2%): 8p, 8e, 10n chalkogen Po F nejelektronegativnější prvek, velmi reaktivní • výskyt: Nejrozšířenější prvek na Zemi, vzduch (21%), voda, v litosféře, biogenní prvek Výskyt ve dvou modifikacích: O2 (dikyslik) a O3 (ozon)

  10. ozon ze tří atomů kyslíku. Jedovatý, bezbarvý (mírně namodralý), velmi reaktivní, vznik vlivem UV či elektrickým výbojem. silné oxidační činidlo vyšší vrstva atmosféry – ozonová vrstva (25-30 km) – chrání povrch Země ozonové díry!!! užití: k dezinfekci

  11. dikyslík • příprava kyslíku (v laboratoři): Tepelný rozklad látek bohatých na kyslík 2H2O2 → 2H2O + O2 , kat. MnO2 2KClO3→ 2KCl+ 3O2 2KMnO4→ K2MnO4+ MnO2 + O2 5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 O2 + 2 MnSO4+ K2SO4 + 8 H2O Frakční destilace zkapalněného vzduchu • průmyslová výroba kyslíku: čistý – elektrolýzou vody na anodě

  12. vlastnosti: Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, Těžší než vzduch. Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. Nehořlavý, ale hoření podporuje. Přechovává se v ocelových lahvích (označené modrým pruhem). Silné oxidační činidlo (koroze, dýchání, hoření...) • sloučeniny:oxidy, peroxidy,voda, hydroxidy, kyslíkaté kyseliny a jejich soli, org. sloučeniny (kyslíkaté deriváty uhlovodíků) • užití: dýchací přístroje, autogen, lékařství, výroba kovů (oxidační činidlo), kapalný kyslík – raketová technika (pohon)

  13. oxidy S elektropozitivnějšími prvky než je kyslík a) kyselé Od nekovů (CO2, SO2) Od kovů s vyšším oxid. číslem (CrO3) S vodou reagují za vzniku kyslíkatých kyselin b) bazické S elektropozitivnějšími prvky (Na2O) S vodou reagují za vzniku hydroxidů c) amfotermní ZnO, Al2O3 Reagují s kyselinami i zásadami za vzniku solí Al2O3+ 6 HCl  Al2Cl6 + 3 H2O Al2O3 +2 NaOH+6 H2O 2 Na[Al(OH)4] +3 H2 d) neutrální NO, CO Nereagují s kyselinami ani se zásadami

  14. Peroxid vodíku Bezbarvá sirupovitá kapalina (uplatnění vodíkových můstků – výborné polární rozpouštědlo) • příprava BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4

  15. chemické vlastnosti • Oxidační činidlo • 2I- + H2O2 + H3O+ → I2 + 4H2O • S2- + 4H2O2 → SO42- + 4H2O • Redukční činidlo (se silnými oxidačními činidly) • Ag2O + H2O2→ 2Ag + H2O + O2 • 5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ → 5O2 + 2Mn2+ + 8H2O • (jedna z výrob kyslíku) 5 H2O2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → 5 O2 + 2 MnSO4+ K2SO4 + 8 H2O • Charakter slabé dvojsytné kyseliny Dva typy solí: hydrogenperoxidy a peroxidy (jedná se o iontové slouč.)

  16. užití H2O2 → H2O + O dezinfekce

  17. Voda = oxidan Jedna z nejdůležitějších a nejrozšířenějších sloučenin na Zemi • výskyt: 71% povrchu Země (především voda slaná 97%) Vodní páry 0,4% atmosféry Živý organismus 60-80% vody

  18. Voda je polární rozpouštědlo – rozpouští látky s iontovým charakterem – dochází k hydrataci iontů.

  19. 4. Voda = oxid vodný, oxidan

  20. Chemicky čistá voda se na Zemi nevyskytuje (nejčistší je Led či sníh) Přírodní zdroje vody: podle hydrologie a meteorologie: a) povrchová (slaná a sladká) - voda všech vodních povrchových zdrojů b) podzemní - nachází se pod zemským povrchem c) ve formě srážek • Tvrdost vody Veličina nejčastěji udávající koncentraci Ca2+, Mg2+ ve vodě a) přechodná tu způsobují rozpustné hydrogenuhličitany (především Ca(HCO3)2 a Mg(HCO3)2 ); tuto tvrdost vody lze odstranit převařením: Celková tvrdost vody Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2 Mg(HCO3)2 → MgCO3 + H2O + CO2. b) trvalá tu způsobují především sírany (CaSO4 a MgSO4); tuto tvrdost vody nelze odstranit převařením.

  21. K jejich odstranění používáme srážení působením Ca(OH)2 a Na2CO3 (soda): • Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 → • Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 → • MgSO4 + Ca(OH)2 → • CaSO4 + Na2CO3 → 2CaCO3 + 2H2O CaCO3 + MgCO3 + 2 H2O CaSO4 + Mg(OH)2 Na2SO4 + CaCO3

  22. Vlastnosti vody: Kapalina (led, vodní páry), bez chuti a bez zápachu Významné rozpouštědlo (tvorba vodných roztoků) Velmi reaktivní, katalyzátor řady reakcí Na H a O se rozkládá až při 1800°C

  23. Druhy vody + užití: 1. Pitná Čirá, bez zápachu, příjemné chuti, nesmí obsahovat dusičnany, amonné soli a choroboplodné zárodky 2. Destilovaná Odpařením vody a následnou kondenzací vodní páry. Neutrální bez chuti a bez zápachu. Užití: laboratoře, chladiče, žehličky, akumulátory, lékařství… Obsahuje větší množství rozpuštěných solí a plynů (CO2). Stolní, léčivá 3. Minerální Podpovrchová, povrchová, sladká voda 4. Užitková Užití: mytí, praní, čištění… Vzniká činností člověka 5. Odpadní

More Related