1 / 72

Chalkogeny – prvky VI.A skupiny

Chalkogeny – prvky VI.A skupiny. charakteristika: nekovy: kyslík, síra, polokovy: selen, telur, kov: polonium p – prvky - valenční elektrony mají v orbitalech s a p a to celkem 6 val. elektronů elektronegativita jejich atomů roste od polonia ke kyslíku

noah-valencia
Télécharger la présentation

Chalkogeny – prvky VI.A skupiny

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. Chalkogeny – prvky VI.A skupiny • charakteristika: • nekovy: kyslík, síra, polokovy: selen, telur, kov: polonium • p – prvky - valenční elektrony mají v orbitalech s a p a to celkem 6 val. elektronů • elektronegativita jejich atomů roste od polonia ke kyslíku • v přírodě čisté, ale i v minerálech nebo horninách • jejich atomy reaktivní, do oktetu jim chybí pouze 2 elektrony, které získávají od atomu prvku se kterým vstupují do vazby

  2. kyslík (8O) • výskyt: • nejrozšířenější prvek na Zemi • volný prvek O2, případně jako ozon O3 • O2 v zemské atmosféře tvoří 20,948 objemových procent • slané, sladké vody • fotosyntéza u zelených rostlinami začala asi před 2 500 000 000 let • obsah O2 v atmosféře dosáhl před 800 000 000 let asi 2% současného stavu a před 580 000 000 let asi 20% současného obsahu v atmosféře • ve sloučeninách ( jako voda a jako složka většiny hornin, minerálů a půd ) • biogenní prvek – v tělech rostlin a živočichů

  3. laboratorní příprava: • katalytickým rozkladem peroxidu vodíku pomocí poplatinované niklové folie 2 H2O2 → O2 + 2H2O, Pt / Ni • tepelným rozkladem některých solí kyslíkatých kyselin2KClO3 → 2KCl + 3O2 • reakce probíhá za teploty 400 - 500 °C

  4. nejlepší metodou pro získání velmi čistého kyslíku je však tepelný rozklad manganistanu draselného ve vakuu • reakce probíhá při 215 až 235 °C • 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 • průmyslová výroba: • frakční destilací zkapalněného vzduchu při teplotách okolo -183 °C

  5. fyzikální vlastnosti: • plyn bez barvy, zápachu a chuti, lehčí než vzduch • tuhý a kapalný kyslík mají modrou barvu • tvoří tři stabilní izotopy z nichž výrazně převládá 16O, který tvoří více než 99,73 hmotnostních %, ostatní, velmi vzácné izotopy jsou 17O a 18O • dopravuje se podobně jako vodík v ocelových bombách, označených modrým pruhem, stlačený na 15 MPa • existuje i atomární kyslík, vzniká elektrickým výbojem

  6. kapalný kyslík

  7. chemické vlastnosti: • extrémně reaktivní plyn • přímo oxiduje mnoho prvků, buď při normální nebo při zvýšené teplotě • oxidační čísla v izolovatelných sloučeninách mohou mít hodnoty +1/2, 0, -1/3, -1/2, -1 a -2

  8. ozón • nestálý namodralý plyn s ostrým zápachem, podle kterého byl poprvé zjištěn a podle kterého (z řeckého ozein = čichat, páchnout) jej pojmenoval v roce 1840 C. F. Schőnbein • cítíme jej při koncentraci 0,003 ppm, při koncentraci vyšší než 0,15 ppm způsobuje dýchací obtíže • při -111, 9°C kondenzuje na tmavomodrou kapalinu, při -192, 5°C černofialová pevná látka

  9. připravuje se ze stlačeného a zchlazeného vzduchu nebo z kyslíku elektrickým výbojem • užívá se ke sterilizaci potravin a k desinfekci vody, k odstraňování pachů, k bělení papíru • silné oxidační vlastnosti • absorbuje UV záření - chrání povrch Země před intenzivním UV zářením Slunce

  10. vznik ozónu:

  11. atomární kyslík • příprava - působením elektrického výboje na O2 za sníženého tlaku • reaktivnější než O2

  12. využití dikyslíku: • autogenní sváření a řezání kovů • dýchací přístroje a kyslíkové stany • inhalace při otravách • tavení železných a neželezných kovů • v kapalném stavu pro pohon raket a kosmických lodí

  13. sloučeniny: • voda • ve třech skupenstvích,v krystalech ledu a v kapalné vodě jsou molekuly vody vázány vodíkovými můstky, mezi molekulami vodní páry vodík. můstky nejsou • obsažená v hydrátech solí (např. FeSO4·7 H2O, CuSO4·5H2O)

  14. polární rozpouštědlo, rozpouští polární látky • bod varu vyšší, než odpovídá molární hmotnosti (způsobeno vodíkovými můstky mezi molekulami vody)

  15. voda se podle přítomnosti minerálních látek dělí na: a) měkkou – s minimálním obsahem rozpuštěných solí b) tvrdou • rozlišujeme: a) dočasnou tvrdost, která je způsobena hydrogenuhličitanovými anionty, např. hydrogenuhličitanem vápenatým, který se ve vodě rozpouští a dá se odstranit varem, vznikne z něj nerozpustný uhličitan vápenatý – tzv. kotelní kámen • 2(HCO3)- → (CO3)2- + H2O + CO2

  16. trvalá tvrdost je způsobena sírany hořečnatými a vápenatými, které se ve vodě nerozpouští • dá se odstranit sodou (Na2CO3) nebo pomocí iontoměničů: • Ca 2+ + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2Na+

  17. peroxid vodíku • poprvé připraven v roce 1818 J. L. Thenardem reakcí kyseliny sírové s peroxidem barnatým a odpařením nadbytečné vody za sníženého tlaku:BaO2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O2(aq) • průmyslově se vyrábí autooxidací 2-ethylantrachinolu (30%) • bezbarvá kapalina • méně těkavá než voda • má větší hustotu a viskozitu než voda

  18. peroxid vodíku – 3%, 12%, 30 %

  19. rozkládá se: 2H2O2(l) → 2H2O(l) + O2(g) inhibitor: močovina, kys. fosforečnákatalyzátor: oxid manganičitý, stříbro, platina • využití: • oxidační i redukční činidlo, dezinfekce

  20. oxidy • s výjimkou vzácných plynů jsou známé oxidy všech prvků periodické tabulky • vlastnosti oxidů se mění v širokém rozmezí - od nesnadno kondenzovatelných plynů, jako je např.: oxid uhelnatý (teplota varu -191,5 °C) až po netěkavé, těžkotavitelné oxidy, např.: oxid zirkoničitý (teplota varu 4850 °C) • z chemického hlediska dělíme oxidy na několik podskupin:

  21. kyselé: většinou oxidy nekovů (CO2, SO2, NO2), pokud jsou ve vodě rozpustné, tak s ní reagují za vzniku kyselin • bazické: oxidy elektropozitivních prvků (Na2O, CaO) • amfoterní: oxidy méně elektropozitivních prvků (BeO, ZnO, Al2O3) • neutrální: oxidy, které nereagují s vodou ani s vodnými roztoky kyselin nebo hydroxidů (CO, N2O)

  22. z hlediska vodivosti: • výborné isolanty (např. MgO) • polovodiče (např. NiO) • dobré vodiče (např.ReO3)

  23. síra (16S) • historie: • Síru znali již staří Řekové a Římané, od legendárního zničení Sodomy a Gomory sirným deštěm, až k nedávnému objevu, že síra spolu s kyselinou sírovou je hlavní složkou atmosféry planety Venuše. Egypťané znali síru již od 16. století před naším letopočtem a o použití hořící síry k desinfekci se lze dočíst i v Homérově Odysseji. V roce 1245 objevil Friar Bacon střelný prach, který se skládal z ledku, práškovitého dřevěného uhlí a síry. Poprvé byl použit v bitvě u Kresčaku. V roce 1746 zavedl John Roebuck výrobu kyseliny sírové v Anglii.

  24. výskyt: • čistá síra v sirných dolech (USA, Mexiko) • sulfan v ropě, zemním plynu • sulfidické minerály např.: pyrit, galenit, sfalerit, rumělka, sádrovec

  25. krystaly kosočtverečné síry

  26. nosiči síry - Indonésie

  27. síra - Vesuv

  28. průmyslová výroba: • v první polovině 20. století – metodou vyvinutou H. Fraschem – vháněním přehřáté vodní páry do ložisek síry a vytlačováním zkapalněné síry horkým vzduchem na povrch • ze zemního plynu, který obsahuje 15 - 20% sulfanu a z ropy

  29. fyzikální vlastnosti: • síra má 4 stabilní izotopy 32S, 33S, 34S a 36S • žlutá látka nerozpustná ve vodě • dobře rozpustná např. v ethanolu • dobrý tepelný a elektrický izolant • vyskytuje se v několika formách:

  30. kosočtverečná síra, která je stálá při laboratorní teplotě • jednoklonná síra, která vzniká z kosočtverečné síry při teplotě 95 C • obě tyto formy mají v krystalech cyklické osmiatomové molekuly • zahříváním jednoklonné síry nad 119°C připravíme tzv. kapalnou síru (hustá, viskózní kapalina), jejímž dalším zahříváním vznikají hnědé páry síry • prudkým ochlazením těchto par vzniká sirný květ, který má podobu žlutého prášku • při prudkém ochlazení kapalné síry dostaneme síru plastickou, která však není stálá a postupně přechází na modifikaci kosočtverečnou • molekuly plastické síry vytvářejí dlouhé polymerní řetězce, které jsou také příčinnou její plastičnosti

  31. chemické vlastnosti: • síra hoří na vzduchu modrým plamenem za vzniku oxidu siřičitého a v malém množství i oxidu sírového • reaguje s kyselinami, které mají oxidační vlastnosti:S + 2HNO3 → H2SO4 + 2NO • reakcí s hydroxidy vzniká thiosíran a sulfid:4S + 6KOH → K2S2O3 + 2K2S + 3H2O

  32. využití: • vulkanizace kaučuku • výroba oxidu siřičitého • výroba kyseliny sírové • insekticidy, fungicidy, léčiva např. na kožní onemocnění

  33. sloučeniny: • sulfan • bezbarvý, nepříjemně páchnoucí plyn, velmi jedovatý,v sopečných plynech, v minerálních vodách, při rozkladu bílkovin • příprava - působením kyselin na sulfidy:FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S

  34. plynný H2S na vzduch hoří namodralým plamenem za vzniku oxidu siřičitého a vody:H2S + 3/2O2 → SO2 + H2O • sulfan reaguje s vodou za vzniku kyseliny sulfanové • dvojsytná kyselina, která existuje pouze ve vodném roztoku • tvoří dva druhy solí: sulfidy a hydrogensulfidy

  35. sulfidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin jsou rozpustné ve vodě, sulfidy těžkých kovů jsou nerozpustné a většinou barevné • oxidy • 13 oxidů síry

  36. oxid siřičitý • vyrábí se spalováním síry nebo sulfanu:S + O2 → SO2H2S + 3/2 O2 → SO2 + H2O • vzniká při spalování uhlí obsahující síru (znečišťování ovzduší) • bezbarvý jedovatý plyn, dusivého zápachu • dobře rozpustný ve vodě, reakcí s vodou vzniká vodný roztok „kyseliny siřičité“ • oxiduje se na oxid sírový:SO2 + 1/2O2 → SO3 (katalyzátor Pt nebo V2O5)

  37. využití: • výroba kyseliny sírové • bělící činidlo – např. recyklovaného papíru (výroba novin ) • dezinfekční činidlo (vinařství) • konzervační činidlo v potravinářském průmyslu (výroba marmelád, sušeného ovoce, nealko nápojů)

  38. oxid sírový • připravuje se oxidací oxidu siřičitého:2SO2 + O2 → 2SO3 ( katalyzátor Pt nebo V2O5 ) • meziprodukt při výrobě kyseliny sírové • s vodou reaguje za vzniku kyseliny sírové, s organickými látkami dochází k extrakci vody a k zuhelnatění organického materiálu

  39. kyselina siřičitá • příprava - zaváděním oxidu siřičitého do vody:SO2 + H2O → H2SO3 • pouze jako vodný roztok • silné redukční činidlo • tvoří dvě řady solí: siřičitany a hydrogensiřičitany

  40. kyselina sírová • bezbarvá olejovitá kapalina, neomezeně se mísí s vodou, je oxidačním činidlem, má dehydratační účinky – odebírá látkám vodu, zuhelnaťuje organické látky • má vysokou elektrickou vodivost – způsobenou autoprotolýzou: 2H2SO4 → (HSO4)- + (H3SO4)+

  41. zředěná kyselina oxiduje a rozpouští neušlechtilé kovy za vývoje vodíku: H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2 • horká koncentrovaná kyselina oxiduje a rozpouští některé ušlechtilé kovy: Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O • zlato,platina,olovo účinkům konc. H2SO4 odolává

  42. využití: • výroba hnojiv • elektrolyt do akumulátorů

  43. tvoří dvě řady solí • sírany • hydrogensírany

  44. výroba: • kontaktní způsob • spalování síry: • S + O2 → SO2 • směs oxidu siřičitého a vzduchu prochází přes oxid vanadičný – žlutočerná pevná látka, která je katalyzátorem, reakce probíhá za teploty cca 450 C: • oxid vanadičný se vratně rozkládá na oxid vanidičitý a na kyslík, který reaguje s oxidem siřičitým: • 2SO2 + O2 → 2SO3 • oxid sírový je rozpouštěn v konc. kyselině sírové, vzniká oleum – hustá,dýmavá kapalina, která se ředí vodou na požadovanou koncentraci kyseliny sírové: • SO3 + konc. H2SO4 → H2S2O7

  45. kyselina sírová používaná do akumulátorů v automobilech

  46. oxid vanadičný

More Related