Život je džungle. Člověk se pořád za něčím honí.

Maturitní otázky-9 (3.část)

2. března 2007 v 8:56 |  Maturitní otázky z chemie

Kyslík a jeho vlastnosti

Ø bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, zkapalněný má modrou barvu
Ø atomy kyslíku jsou nestálé a slučují se s dalšími atomy kyslíku na molekuly O2 nebo s atomy jiných prvků za vzniku sloučenin - získávají tak stálejší elektronovou konfiguraci 2s2 6p6 následujícího vzácného plynu neonu
Ø za běžných podmínek se vyskytuje v dvouatom. Molekulách O2, řidčeji jako ozon O3
Ø po fluoru má největší elektronegativitu a patří k nejsilnějším oxidačním činidlům, reaktivitou připomíná halogeny
Ø s výjimkou lehčích vzácných plynů vytváří sloučeniny se všemi prvky
Ø vysoce reaktivní atomový kyslík vzniká za běžných podmínek jen při chem. Reakcích
Ø reakce látek s kyslíkem - oxidace probíhá při běžné teplotě pomalu (např. dýchání, rezavění) a uvolňuje se při ní teplo, za vyšší teploty se rychlost oxidace podstatně zvyšuje a reakce jsou výrazně exotermické
Ø prudká reakce látek s kyslíkem provázená tepelným a světelným zářením je hoření, hořením par a plynů vzniká plamen
Ø oxidační procesy (dýchání, …) vážou velké množství vzdušného kyslíku
Ø ozon O3 - vzniká všude tam, kde se část molekul kyslíku O2 štěpí na atomy, které se slučují s dalšími molekulami O2 (např. v ovzduší účinkem blesků, UV zářením): O2 + O O3, ozon je nestálý plyn, snadno se rozkládá a uvolňuje atomový kyslík, má proto silné oxidační účinky, usmrcuje mikroorganismy, pohlcuje UV záření

Příprava, výroba a použití kyslíku

Ø v laboratoři se připravuje tepelným rozkladem látek snadno uvolňujících kyslík (např. HgO, PbO2, KmnO4, KClO3) nebo rozkladem vody
Ø průmyslově se kyslík vyrábí frakční destilací kapalného vzduchu (vzduch se stlačuje a ochlazuje na -200°C), dalšími produkty frakční destilace je dusík, argon a další vzácné plyny
Ø plynný kyslík se používá v hutnictví (při výrobě železa a oceli), ke sváření a řezání kovů, ve sklářství, stlačený kyslík se používá v lékařství, hornictví, letectví,…

Sloučeniny kyslíku - oxidy, peroxidy

Ø s většinou prvků se slučuje přímo za normální nebo zvýšené teploty, vznikají oxidy, peroxidy, ojediněle hyperoxidy
Ø oxidy - dvouprvkové sloučeniny kyslíku s jinými prvky, atomy kyslíku v nich mají větší elektronegativitu a ox. č. -II, kyslík tvoří oxidy téměř se všemi prvky
a) Iontové oxidy - obsahují anionty O2- a kationty Mn+ vázané navzájem iontovou vazbou (M je většina s-prvků, lanthanoidy a některé prvky s malou elektronegativitou, n je 1 až 3), jsou netěkavé, mají vysoké teploty tání
b) Kovalentní oxidy - mají kovalentní vazby a jsou buď složené z jednotlivých molekul (molekulové oxidy), nebo mají polymerní strukturu (oxidy s atomovou strukturou)
a) Kyselinotvorné oxidy (molekulové oxidy a oxidy kovů s ox. č. větším než V) se slučují s vodou na kyslíkaté kyseliny: P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4, ve vodě nerozpustné oxidy poskytují se zásadami soli: SiO2 + 2 NaOH Na2SiO3 + H2O, výjimkou jsou netečné oxidy (např. NO, CO, ClO2), které s vodou nereagují
b) Zásadotvorné oxidy (iontové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem menším než IV), se slučují s vodou na hydroxidy: CaO + H2O Ca(OH)2, ve vodě nerozpustné ox. reagují s kys. za vzniku solí: MgO + 2 HCl MgCl2 + H2O
c) Amfoterní oxidy (oxidy kovů s atomovou strukturou a s menšími oxidačními čísly atomů) reagují s kyseinami a s hydroxidy: ZnO + 2 H3O+ Zn2+ + 3 H2O
Ø peroxidy - dvouprvkové sloučeniny obsahující dva atomy kyslíku navzájem spojené kovalentní vazbou -O-O - (skupina peroxo-), oxidační č. atomů kyslíku je -I
Ø peroxid vodíku H2O2 - nejběžnější peroxosloučenina, kapalina ve vodě neomezeně rozpustná, chová se jako velmi slabá kyselina, lze od ní odvodit soli -peroxidy M2IO2 nebo hydrogenperoxidy MIHO2, peroxid vodíku je nestálý, většinou má oxidační účinky, na některá silná oxidační činidla však působí redukčně (např.na KmnO4, Cl2), vodný roztok H2O2 se používá jako bělící a dezinfekční prostředek

Síra, její vlastnosti a použití

Ø žlutá, křehká krystalická látka, vyskytuje se v různých modifikacích - nejčastější z nich je síra kosočtverečná, popř. jednoklonná, základní stavební strukturou síry za běžných podmínek jsou osmiatomové molekuly S8
Ø ochlazením par vroucí síry se získá sirný květ
Ø je nerozpustná ve vodě, ale dobře rozpustná v nepolárních rozpouštědlech (např. v sirouhlíku CS2)
Ø za běžné teploty je poměrně stálá, při vyšší teplotě reaguje s mnoha kovy i nekovy
Ø zapálená síra shoří na SO2, reakcí práškového železa s rozetřenou sírou vzniká FeS
Ø ve sloučeninách s prvky o srovnatelné nebo větší hodnotě elektronegativity (kyslík, halogeny) má kladná oxidační čísla II, IV, VI
Ø používá se při výrobě pryže z kaučuku, k výrobě zápalek, střelného prachu, prostředků proti rostlinným škůdcům, je základní surovinou pro výrobu kyseliny sírové, sirouhlíku, siřičitanů a sulfidů

Sulfan, sulfidy

Ø sulfan (dříve sirovodík) H2S - prudce jedovatý plyn, zápachem připomínající zkažená vejce, vzniká při rozkladu bílkovin, obvykle se připravuje rozkladem sulfidu železnatého zředěnou kyselinou chlorovodíkovou: FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S, má silně redukční účinky, na vzduchu shoří na oxid siřičitý SO2 a vodu, při nedostatku kyslíku vzniká síra, sulfan je slabá dvojsytná kyselina, odvozují se od ní dvě řady solí: sulfidy MIS a hydrogensulfidy MIHS
Ø sulfidy - sulfidy kovů (kromě s1-kovů)jsou ve vodě nerozpustné, charakteristicky zabarvené, zahříváním sulfidů kovů na vzduchu vznikají odpovídající oxidy nebo i kovy: 2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2

Kyslíkaté sloučeniny síry

Ø oxid siřičitý SO2 - bezbarvý plyn dráždící dýchací cesty, vzniká spalováním síry, sulfanu a oxidací (pražením) kovových sulfidů, např. pyritu: 4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2, připravuje se rozkladem siřičitanu silnější kyselinou, např.: Na2SO3 + H2SO4 Na2SO4 + SO2 + H2O, do ovzduší se SO2 dostává spalováním uhlí a topných olejů, působí silně redukčně - má dezinfekční a bělící účinky, dobře se rozpouští ve vodě a tento roztok se chová jako slabá dvojsytná kyselina, odvozují se od ní hydrogensiřičitany MIHSO3, siřičitany MI2SO3 a disiřičitany MI2S2O5 krystalizujíc v roztoku
Ø siřičitany - mají silně redukční účinky, v roztoku se snadno oxidují na sírany, používají se k bělení papíru, vlny a jako dezinfekční prostředek
Ø oxid sírový SO3 - vzniká slučováním oxidu siřičitého a kyslíku (obyčejně za přítomnosti katalyzátoru), s vodou reaguje za uvolnění tepla na kyseinu sírovou: MIHSO3 + H2O H2SO4
Ø kyselina sírová H2SO4 - silná dvojsytná kyselina, s vodou se mísí v libovolném poměru, přičemž sesilně zahřívá, koncentrovaná je bezbarvá olejovitá, slně hygroskopická kapalina, která má mohutné dehydratační účinky, koncentrovaná kyselina sírová působí oxidačně zejména za vyšší teploty, reaguje se všemi kovy kromě olova (na jeho povrchu vzniká nerozpustný síran olovnatý PbSO4) a kromě zlata a platiny, například s mědí probíhá reakce : Cu + H2SO4 CuO + SO2 + H2O, v zředěném roztoku kyselina projevuje své kyselé vlastnosti větší měrou, ale oxidační vlastnosti ztrácí, reaguje proto jen s méně ušlechtilými kovy za vzniku síranu a vodíku: Fe + H2SO4 FeSO4 + H2, odvozují se od ní dvě řady solí: sírany (sulfáty) MI2SO4 a hydrogensírany MIHSO4, většina síranů a všechny hydrogensírany jsou ve vodě dobře rozpustné (známé výjimky jsou BaSO4 a PbSO4), podvojné sírany, např. Kamenec - dodekahydrát síranu draselno-hlinitého Kal(SO4)2. 12 H2O, lze získat společnou krystalizací jednoduchých síranů z vodného roztoku

Výroba kyseliny sírové

Ø první stupeň výroby je oxidace síry na oxid siřičitý, ten se průmyslově vyrábí spalováním síry, sulfanu nebo pražením sulfidů, druhý stupeň je oxidace SO2 na SO3 vzdušným kyslíkem: SO2 + 1/2 O2 SO3, potom se SO3 rozpouští v kyselině sírové, vzniká dýmavá kyselina sírová (oleum), která obsahuje zejména kyselinu disírovou H2S2O7, z olea lze ředěním vodou získat kyselinu sírovou požadovaného složení, výroba kyseliny sírové je ze všech chemických výrobna světě největší,
Ø použití kys. sírové: kys. sírová se používá hlavně k výrobě průmyslových hnojiv (superfosfátu, síranu amonného), barviv a pigmentů, viskózových vláken, polymerů, k moření železných plechů, jako elektrolyt do akumulátorů, při zpracování ropných produktů, rud, aj.

Prvky p3 - skupina dusíku

Ø prvky V.A skupiny, jejich atomy mají ve valenčních orbitalech pět elektronů, konfigurace ns2np3 (n je 2 až 6)
Ø dusík je za běžné teploty plyn, ostatní p3-prvky jsou pevné látky, krystalizující v různých modifikacích
Ø mohou sdílet tři elektronové páry ve třech kovalentních vazbách, dosáhnou tak stabilní konfiguraci nejbližšího vzácného plynu a mají v těchto sloučeninách nejmenší oxidační číslo -III (např. v amoniaku NH3)
Ø mohou však odevzdat až všech pět valenčních elektronů a mít ve sloučeninách oxidační číslo až V, např. ve fluoridu fosforečném PF5
Ø s rostoucím Z klesá stálost sloučenin s oxidačním číslem V a roste stálost sloučenin s oxidačním číslem III
Ø dusík jako prvek druhé periody (má jen s a p-orbitaly) může vázat maximálně čtyři vazebné partnery - je čtyřvazný (např. v iontu NH4+), ostatní p3-prvky v důsledku volných nd-orbitalů mohou být až šestivazné
Ø podobně jako u chalkogenů stoupá s rostoucím Z kovový charakter a klesá celková reaktivita
Ø dusík a fosfor jsou nekovy, arsen a antimon polokovy, bismut typický kov, s rostoucím Z klesá kyselý charakter oxidů
Ø převážná část dusíku je v zemské atmosféře jako molekuly N2 (78 %), vzduch je proto hlavním zdrojem dusíku pro výrobu dusíkatých sloučenin, vázaný dusík je v dusičnanech (chilském ledku NaNO3) a bílkovinách
Ø fosfor se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách odvozených od kyseliny fosforečné, např. v apatitech Ca5X(PO4)3 (X je F, Cl, OH), v kostech, v buňkách org.
Ø dusík a fosfor jsou biogenní prvky, arsen, antimon a bismut jsou v přírodě málo rozšířené

Dusík, jeho vlastnosti a použití

Ø vyskytuje se ve třech skupenstvích v dvouatomových molekulách N2, je bezbarvý bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě, nehořlavý a hoření nepodporuje
Ø molekula N2 je mimořádně stálá, mezi atomy dusíku je trojná vazba s velkou vazebnou energií
Ø dusík reaguje s většinou látek až při vysoké teplotě, zahřátím s křemíkem, borem, hliníkem a s2-prvky vznikají nitridy
Ø v přírodě vzniká amoniak, oxid dusný, dusnatý a dusičitý převážně činností mikroorganismů
Ø laboratorně se dusík připravuje například tepelným rozkladem dusitanu amonného: NH4NO2 N2 +2 H2O
Ø vyrábí se frakční destilací kapalného vzduchu, používá se jako levná ochranná atmosféra při chemických reakcích, je výchozí surovinou při výrobě amoniaku a oxidu dusnatého
 

Buď první, kdo ohodnotí tento článek.

Nový komentář

Přihlásit se
  Ještě nemáte vlastní web? Můžete si jej zdarma založit na Blog.cz.
 

Aktuální články

Reklama