Život je džungle. Člověk se pořád za něčím honí.

Maturitní otázky-9 (4.část)

2. března 2007 v 8:58 |  Maturitní otázky z chemie

Amoniak, amonné soli

Ø amoniak NH3 (dříve označovaný jako čpavek) je nejdůležitější sloučenina dusíku s vodíkem, za běžných podmínek je bezbarvý, štiplavě páchnoucí plyn, v přírodě amoniak vzniká rozkladem dusíkatých organických látek
Ø molekuly NH3 jsou polární s volným elektronovým párem na atomu dusíku, schopnost amoniaku vázat proton způsobuje, že má v chemických reakcích převážně zásaditou povahu, vzniká amonný kation NH4+
Ø amoniak se dobře rozpouští ve vodě a částečně s ní reaguje: NH3 +H2O NH4+ + OH-
Ø vyrábí se vysokotlakou katalyzovanou syntézou z prvků: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3, tato výroba je po kyselině sírové druhá největší
Ø uvolňuje se z amonných solí silným hydroxid.: NH4Cl + NaOH NH3 + NaCl + H2O
Ø protolytickou reakcí amoniaku s kyselinami vznikají amonné soli NH4X (např. chlorid amonný - salmiak): NH3 +HCl NH4Cl
Ø amonné soli jsou vesměs bílé krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě, lehce těkavé, z vyšší teploty se rozkládají
Ø kromě protolytických reakcí se amoniak může účastnit ve vodných roztocích též komplexotvorných reakcí jako donor elektronového páru
Ø amoniak se používá jako kapalné hnojivo, k výrobě kyseliny dusičné a dusíkatých hnojiv, používá se také k výrobě sody, amonných solí a k dalším chemickým syntézám (výbušniny, vlákna, plasty), jako chladící látka v chladících strojích

Kyslíkaté sloučeniny dusíku

Ø dusík poskytuje s kyslíkem oxidy, v nichž mají atomy dusíku oxidační číslo I až V
Ø nejvýznamnější z nich jsou oxid dusnatý NO a oxid dusičitý NO2 - existující též jako dimer N2O4 -vznikají při redoxních reakcích dusíkatých sloučenin, jsou meziprodukty při výrobě kyseliny dusičné z amoniaku
Ø oxidy dusíku jsou složkou průmyslových emisí a výfukových plynů, jsou jedovaté, podílejí se na vzniku "kyselých dešťů" a jejich zvýšená koncentrace vážně narušuje životní prostředí
Ø kyselina dusičná HNO3 - je silná kyselina a významná průmyslová chemikálie, její 68 % vodný roztok se označuje koncentrovaná kyselina dusičná, uchovává se v tmavých lahvích, protože působením světla se pomalu rozkládá: 4 HNO3 4 NO2 + 2 H2O + O2, oxid dusičitý zůstává v roztoku a je příčinou žlutého až červeného zbarvení kyseliny, čistá kyselina je bezbarvá
Ø kyselina dusičná je silné oxidační činidlo, oxiduje všechny kovy s výjimkou zlata a některých platinových kovů, tyto kovy se rozpouštějí jen ve směsi koncentrovaných kyselin HNO3 a HCl v poměru 1 : 3 - v lučavce královské
Ø železo, chrom, hliník s koncentrovanou HNO3 nereagují, reagují pouze sezředěnou kyselinou, neboť na povrchu kovu ponořeného do koncentrované kyseliny se vytváří souvislá vrstvička oxidů, bránící jeho další reakci - dochází k pasvaci kovu
Ø bílkoviny působením kyseliny dusičné žloutnou
Ø použití: výroba hnojiv, výbušnin, v organických syntézách, v hutnictví, apod.
Ø reakcí kyseliny dusičné s uhličitany, oxidy nebo hydroxidy kovů vznikají dusičnany
Ø dusičnany (nitráty) Mn+(NO3)n jsou dobře rozpustné ve vodě, zahřátím se rozkládají, některé dusičnany (tzv. ledky) jsou důležitá průmyslová hnojiva, např. NaNO3 (chilský ledek), KNO3 (draselný ledek), NH4NO3 (amonný ledek), Ca(NO3)2 (vápenatý ledek)
Ø kyselina dusitá HNO2 - nestálá kyselina s oxidačními účinky, je důležitou látkou při výrobě barviv, její soli dusitany MINO2 jsou mnohem stálejší

Fosfor, jeho vlastnosti a použití

Ø fosfor existuje v různých modifikacích, jež se liší chemickou reaktivitou, nejběžnější jsou:
a) bílý fosfor (složený z molekul P4) je nejreaktivnější, na vzduchu nestálý, samozápalný, prudce jedovatý
b) červený fosfor (amorfní s polymerní strukturou) je poměrně stálý, nejedovatý, používá se k výrobě zápalek (spolu se skelným prachem a oxidem manganičitým MnO2 je na škrtátku, hlavička zápalky je snadno zápalná směs, obsahující chlorečnan draselný)
c) černý fosfor (kovový, např. s vrstevnatou strukturou) je nejstálejší

Sloučeniny fosforu

Ø důležité sloučeniny fosforu jsou oxidy, oxokyseliny a fosforečnany (fosfáty)
Ø oxid fosforečný P4O10 - vzniká spalováním fosforu na vzduchu, základ jeho struktury se odvozuje od bílého fosforu, je to pevná bílá látka, silně hygroskopická a používá se k vysoušení látek, s vodou poskytuje kyselinu trihydrogenfosforečnou H3PO4: P4O10 + 6 H2O 4 H3PO4
Ø kyselina trihydrogenfosforečná (krátce kyselina fosforečná) je bezbarvá, na vzduchu rozplývavá látka, ve vodném roztoku se projevuje jako středně silná trojsytná kyselina, na rozdíl od kyseliny dusičné je velmi stálá a nemá oxidační vlastnosti, většinu kovů nerozpouští, protože se ve zředěné kyselině fosforečné vytváří na jejich povrchu vrstvička nerozpustných fosforečnanů, zahříváním uvolňuje molekula H3PO4 molekuly vody a postupným spojováním fosforečnanových skupin kondenzuje až na polyfosforečné kyseliny
Ø od H3PO4 se odvozují tři řady solí: dihydrogenfosforečnany MIH2PO4, hydrogenfosforečnany a fosforečnany MI3PO4
Ø ve vodě jsou rozpustné jen dihydrogenfosforečnany s1s2-prvků, hydrogenfosforečnany a fosforečnany s1-prvků, nerozpustné fosforečnany lze působením kyselin převést na soli ve vodě rozpustné, v organismech fosforečnanové ionty vázané na organické molekuly - např. v RNA, DNA, ATP - při odštěpování fosforečnanového aniontu z ATP za účasti enzymů při běžné teplotě a tlaku se uvolňuje velké množství energie (makroergické vazby)
Ø použití H3PO4: výroba průmyslových hnojiv (superfosfáty), povrchová úprava kovů
Ø použití fosforečnanů: v potravinářství, jako změkčovadla, součást čistících a pracích prostředků, při výrobě léčiv

Prvky p2 - skupina uhlíku

Ø prvky IV.A skupiny periodické soustavy, jejich atomy mají ve valenčních orbitalech čtyři elektrony v konfiguraci ns2np2 (n je 2 až 6)
Ø všechny p2-prvky jsou pevné látky
Ø uhlík a křemík jsou nekovy, germanium je polokov, cín a olovo jsou kovy
Ø jejich atomy poskytují k vytvoření kovalentních vazeb 2 až 4 elektrony
Ø atom uhlíku jako prvek 2. periody může být nejvýše čtyřvazný (např. v chloridu uhličitém CCl4), atomy dalších p2-prvků mohou být v důsledku volných nd orbitalů až šestivazné (např. v hexafluorokřemičitanu SiF62-)
Ø stálost prvků s maximálním oxidačním číslem IV ve sloučeninách p2-prvků klesá se stoupajícím Z a naopak vzrůstá stálost sloučenin p2-prvků s oxidačním číslem II
Ø prvky C, Si, Ge a Sn mají v přírodních sloučeninách oxidační číslo IV, Pb oxidační číslo II
Ø zatímco sloučeniny s SnII působí redukčně (např. SnCl2), sloučeniny PbIV (např. PbO2) působí oxidačně
Ø sloučeniny p2-prvků s ox. č. IV mají převážně kovalentní vazby (např. CO2 a SiO2)
Ø ve sloučeninách obsahujících SnII nebo PbII převažuje až iontový charakter vazeb, např. v SnCl2 a Pb(NO3)2
Ø uhlík jako jediný z p2-prvků může vytvářet řetězce uhlíkových atomů, spojených jednou (C-C), dvěma (C=C) nebo třemi (C≡C)kovalentními vazbami
Ø uhlík - vyskytuje se volný i ve sloučeninách, ostatní prvky jen ve sloučeninách, krystalizuje jako diamant a grafit, vázaný je obsažen v uhličitanech (nerosty: kalcit CaCO3, magnezit MgCO3, horniny: vápenec, dolomit), v ovzduší a ve vodách je uhlík jako CO2, dále je vázaný v uhlí, ropě, zemním plynu a ve všech organických látkách
Ø křemík - po kyslíku je druhý nejrozšířenější prvek v zemské kůře, jeho sloučeniny s kyslíkem a hliníkem (SiO2, křemičitany a hlinitokřemičitany) jsou základem zemské kůry
Ø germanium - v přírodě se vyskytuje vzácně (stopově v zinečnatých rudách), ze sloučenin cínu a olova je nejdůležitější SnO2 (kasiterit) a PbS (galenit)

Uhlík, jeho vlastnosti a použití

Ø čistý uhlík se vyskytuje ve dvou modifikacích, jako diamant a grafit (tuha))
Ø diamant - nejtvrdší přírodní látka, uhlíky se vzájemně vážou čtyřmi pevnými kovalentními vazbami
Ø grafit - jednotlivé roviny uhlíkových atomů jsou navzájem poutány jen slabými vazbami - grafit je měkký a vede el. proud
Ø uhlík je poměrně málo reaktivní, s jinými prvky většinou reaguje až při vyšší teplotě
Ø k reakcím se místo čistého uhlíku používají jeho technické formy - koks a uhlí
Ø oxidace uhlíku (koksu) za vysoké teploty se v průmyslu využívá k přímé redukci kovů z jejich oxidů, např. při výrobě železa ve vysoké peci: Fe2CO3 + 3 C 3 CO + 2 Fe
Ø koks a uhlí se používají jako palivo, diamanty (po vybroušení brilianty) v malé míře v klenotnictví, většina se jich používá k opracování tvrdých materiálů
Ø z grafitu se zhotovují elektrody, tavicí kelímky, tužky, slouží také jako mazadlo, moderátor do jaderných reaktorů
Ø technický uhlík (saze) slouží jako plnidlo při výrobě pneumatik a plastů

Bezkyslíkaté sloučeniny uhlíku

Ø s prvky o malé reaktivitě (kovy, bor, křemík) tvoří uhlík karbidy (např. karbid vápenatý CaC2, karbid křemičitý SiC)
Ø sirouhlík CS2 - vzniká z prvků zahřátím, je to jedovatá, snadno zápalná kapalina, používá se jako nepolární rozpouštědlo
Ø halogenidy uhlíku - připravují se halogenací oxidy uhlíku, methanu,…chlorid uhličitý CCl4 je kapalná kovalentní sloučenina, slouží jako nepolární rozpouštědlo
Ø kyanidy MICN - sloučeniny uhlíku s dusíkem, jsou soli kyseliny kyanovodíkové HCN, neznámější je kyanid draselný KCN, kyanidy jsou prudce jedovaté, kyanidový anion CN- se může účastnit komplexotvorných reakcí, donorem elektronového páru v CN- ligandu bývá atom uhlíku, vznikají komplexní kyanidy, např. K4[Fe(CN)6]

Kyslíkaté sloučeniny uhlíku

Ø oxid uhelnatý CO - vzniká spalováním uhlíku za nedostatečného přístupu vzduchu nebo za vysokých teplot, zprvu vznikající oxid uhličitý se přitom uhlíkem redukuje: CO2(g) + C(s) 2 CO(g)
Ø oxid uhelnatý je značně reaktivní plyn se silně redukčními účinky, odnímá oxidům kyslík - využití při redukci oxidů železa: Fe2CO3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2
Ø je složkou průmyslově důležitých plynů, např. generátorového a vodního plynu
Ø CO je jedovatý, při vdechování se váže na krevní barvivo hemoglobin pevněji než kyslík, a zabraňuje tak přenosu O2 v organismu
Ø je součástí výfukových plynů spalovacích motorů a značně přispívá k znečišťování ŽP
Ø oxid uhličitý CO2 - vzniká dokonalým spalováním uhlíku, dále při dýchání, kvašení, tlení, hoření uhlí a je konečným produktem spalování každé organické látky
Ø jeho stále stoupající obsah v ovzduší značně přispívá ke skleníkovému efektu
Ø CO2 je bezbarvý plyn, bez zápachu, rozpustný ve vodě, těžší než vzduch, nehoří a působí dusivě, na rozdíl od CO je podstatně méně reaktivní, za obvyklé teploty stálý
Ø silným ochlazením CO2 se získá pevný oxid uhličitý (suchý led), směs suchého ledu a acetonu nebo methanolu slouží jako chladící směs pro teploty až do -76 °C
Ø získá se tepelným rozkladem uhličitanů nebo reakcí uhličitanů se silnými kyselinami: CaCO3 + 2 HCl CaCl2 + CO2 + H2O
Ø při rozpouštění CO2 ve vodě jen nepatrná část jeho molekul reaguje s vodou a vzniká kyselina uhličitá H2CO3, zahříváním se zpětně rozkládá na vodu a oxid uhličitý
Ø od kyseliny uhličité se odvozují dvě řady solí: hydrogenuhličitany MIHCO3 a uhličitany M2ICO3 (karbonáty)
Ø hydrogenuhličitany jsou ve vodě rozpustné, uhličitany (s výjimkou Na2CO3, K2CO3 a NH4CO3) se ve vodě téměř nerozpouštějí
 

Buď první, kdo ohodnotí tento článek.

Komentáře

1 Káťa Káťa | E-mail | 5. listopadu 2008 v 22:07 | Reagovat

no máš to jak pro gymlp, ale jinak asi dobrý

2 Autor Autor | 21. prosince 2008 v 18:03 | Reagovat

Jasně na vysokou to není

Nový komentář

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

Aktuální články

Reklama