Nepřechodné prvky p (prvky 4.A, 5.A, 6.A)

Prírodné vedy » Chémia

Autor: babuska
Typ práce: Maturita
Dátum: 16.09.2015
Jazyk: Čeština
Rozsah: 1 918 slov
Počet zobrazení: 5 512
Tlačení: 301
Uložení: 308

Nepřechodné prvky p (prvky 4.A, 5.A, 6.A)

IV.A Skupina – ve valenční sféře mají 4 elektrony v orbitalech s a p. C(uhlík) a Si (křemík) jsou nekovy, Ge (germanium) je polokov, Sn (cín) a Pb (olovo) jsou kovy.
 
Uhlík , značka C, nekov
· výskyt : základní prvek biosféry, v elementárním stavu se v přírodě vyskytuje jako grafit nebo diamant. Bohaté na uhlík jsou fosílie- uhlí, ropa, zemní plyn. Jiné sloučeniny: vápenec CaCO3 , magnezit MgCO3 , dolomit CaCO3. MgCO3, siderit FeCO3.
· vlastnosti : čistý uhlík se vyskytuje ve 2 modifikacích :
diamant – atomy se vážou kovalentními vazbami do plošně centrované kubické mřížky - nejtvrdší přírodní látka. Je průzračný, lesklý, el. nevodivý, stálý do teploty 800 °C.
grafit – atomy uspořádány do 6-úhelníků, mezi vrstvami slabé přitažlivé síly - měkký, dobrý el. vodič. Reaguje již při laboratorních teplotách se silnými kyselinami a oxidačními činidly.
použití : koks a uhlí jako palivo a chem. surovina. Diamanty v klenotnictví. Grafit jako tuha, elektroda, žáruvzdorný materiál. Saze (technický uhlík) při výrobě plastů a pneumatik. Uhlík v lékařství jako tzv. živočišné uhlí.
· sloučeninyoxid uhelnatý CO – bezbarvý plyn, bez zápachu, prudce jedovatý (váže se na hemoglobin,nemůže se navázat O). Je součástí výfukových plynů, je složkou vodního plynu, svítiplynu.Je to značně reaktivní plyn se silnými redukčními účinky.
Vzniká : 2 C + O2 ® 2 CO  nebo  CO2 + C ® 2 CO.
oxid uhličitý CO2 – bezbarvý plyn, bez zápachu, nehořlavý, není jedovatý, nedýchatelný, těžší než vzduch. Vzniká dokonalým spalováním uhlíku, při dýchání, kvašení. Méně reaktivní než CO. Silným ochlazením se získá pevný CO2 – suchý led. Dále se získává rozkladem uhličitanů : CaCO3 ® CaO + CO2 . Používá se do hasících přístrojů, do nápojů. V atmosféře vede ke skleník. efektu a globálnímu oteplování. S vodou tvoří slabou a nestálou kys. uhličitou. Soli kyseliny jsou uhličitany (ve vodě téměř nerozpustné) a hydrogenuhličitany (rozpustné).
 
Křemík – značka Si, nekov
· výskyt : druhý nejrozšíř. prvek, vyskytuje se pouze ve sloučeninách s oxid.číslem IV. Jako SiO2 je součástí křemene, křemičitany tvoří minerály a horniny (živce, slídy, hlíny), nachází se ve všech rostlinách a také v živých organismech.
· vlastnosti : elementární Si je hnědý prášek nebo temně šedá krystal.látka, má diamantovou strukturu, vazby –Si-Si- jsou slabší než vazby –C-C-, a proto je křehčí. Je velmi málo reaktivní. Si je polovodič.Je rozpustný v alkal. hydroxidech.
· výroba :  redukcí SiO2 za vysokých teplot Al nebo Mg
  SiO2 + 2 Mg ® Si + 2 MgO
velmi čistý křemík do polovodičů získáme
  SiCl4 + 2 Zn ® Si + 2 ZnCl2
· použití : surový Si na výrobu slitin, velmi čistý Si v elektrotechnice (polovodiče), ve slunečních bateriích, surovina pro chem. výroby
· sloučeniny : oxid křemičitý SiO2  - v přírodě zejména jako křemen. Je to pevná látka s polymerní strukturou tvořenou ze čtyřstěnů. Rychlým ochlazením roztaveného SiO2 se získá křemenné sklo. Odolný vůči vodě a kyselinám (kromě HF). Čistý SiO2 se používá zejména v elektrotechnice.Je součástí písku–stavebnictví.
  kys. křemičitá H4SiO4 – tvoří rosolovitou hmotu. Vyrábí se :
  Na2SiO3 + H2SO4 + H2O ® H4SiO4 + Na2SO4
Z vodných roztoků se vylučuje jako rosolovitý gel, jehož sušením se získává silikagel (hygroskopická látka).
Na2SiO3, K2SiO3 – součásti vodního skla
silany – sloučeniny křemíku s vodíkem. Jsou velmi reaktivní, na vzduchu snadno vznětlivé. Obec. vzorec: SinH2a+2 , např. monosilan SiH4
silicidy – sloučeniny křemíku s kovy (soli silanů)
 
Cín – značka Sn, kov
· výskyt : cínovec SnO2
· vlastnosti : měkký, kujný kov, tvoří 3 modifikace : cín kovový, kosočtverečný, šedý (cín rozpadlý na prášek). Cín je stálý na vzduchu i za vlhka. Rozpouští se v kys. chlorovodíkové, v koncentrované kys.sírové.
· výroba :  redukce cínovce koksem  SnO2 + 2 C ® Sn + 2 CO
· použití : výroba slitin, výroba tenkých folií (staniol), pocínování Fe-trubek v potravinářství
·   sloučeniny : cínaté Sn 2+ - silné redukční účinky, snadno se oxidují na sloučeniny cíničité, vznikají rozpuštěním cínu v neoxidujících kyselinách : Sn + 2 HCl (konc.) ® SnCl2 + H2
cíničité Sn 4+ - vznikají rekcí cínu s oxidujícími látkami
Sn + 2 Cl2 ® SnCl4
SnCl4 bezbarvá kapalina, používá se jako mořidlo, ve vojenské technice na umělé zamlžování
 
Olovo – značka Pb, kov
·  výskyt : galenit PbS
·  vlastnosti : těžký měkký kov, špatný vodič tepla a elektřiny, dá se krájet nožem. Olovo a jeho sloučeniny jsou jedovaté, rozpouští se v HNO3 (zřeď. i konc.), se zřeď. H2SO4 a HCl nereaguje. Olovo je korodováno slabými organickými kyselinami (k. octová).
·  výroba : Galenit se nejdříve praží  2 PbS + 3 O2 ® 2 PbO + 2 SO2
vzniklý PbO se dále redukuje uhlíkem při 1000 °C
  PbO + C ® Pb + CO
  PbO + CO ® Pb + CO2
· použití : výroba akumulátorů, slitin, ochranných krytů proti rentgenovému záření
· sloučeniny : PbO – žlutý prášek, nerozpustný ve vodě, používá se na výrobu skla
  Pb3O4 – minium (suřík). Červený pigment, součást základových antikorozních barev
  PbCO3 – součást pigmentu olověné běloby. Působením sulfanu černá vzniklým P

Prvky V.A skupiny (N, P, As, Sb, Bi)

-  mají pět valenčních elektronů, nejčastějšími oxidačními čísly těchto prvků jsou – III, III, V
-  s rostoucím protonovým číslem přibývá ve skupině kovových vlastností:
· N a P jsou nekovy
· As a antimon jsou polokovy
· Bismut je kov
Dusík N
Výskyt:
-  elementární dusík je součástí vzduchu, tvoří jeho 78 obj.%
-  je to biogenní prvek, je součástí bílkovin a dalších látek obsažených v organismech
-  z minerálů má největší význam ledek
Vlastnosti:
-  bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, není jedovatý
-  tvoří dvojatomové molekuly, mezi atomy je trojná vazba
-  málo reaktivní, považujeme ho za inertní plyn, při teplotě – 196 °C zkapalní
-  dusík reaguje s většinou látek až při vyšších teplotách
-  zahřátím s křemíkem, borem, hliníkem a kovy alkalických zemin vznikají nitridy
Výroba:
-  dusík se vyrábí frakční destilací kapalného vzduchu
-  pro laboratorní účely se přepravuje v tlakových lahvích, označených zeleným pruhem
-  připravuje se např. tepelným rozkladem dusitanu amonného:
 
Použití:
-  k výrobě amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv (chilský ledek NaNO3)
-  k plnění žárovek
Sloučeniny:
Amoniak NH3 (čpavek)
-  bezbarvý, štiplavě zapáchající plyn, je jedovatý, leptá oční sliznici, je cítit močovinou
-  v přírodě vzniká rozkladem dusíkatých organických látek
-  vzniká pouze ve vodě, zásaditý
Výroba – vysokotlakou katalyzovanou syntézou z prvků:

- v laboratoři ho lze připravit reakcí amonných solí s roztoky silných zásad
   - amonné soli jsou ve směs bílé krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě
  Použití – jako kapalné hnojivo, k výrobě plastů, vláken, výbušnin, léčiv, v chladírenství
Oxid dusný N2O (rajský plyn) – požívá se do bombiček na přípravu šlehačky
Oxid dusnatý NO
-  důležitý při výrobě kyseliny dusičné
průmyslová výroba:
 
v laboratoři:

Oxid dusitý N2O3, oxid dusičitý NO2, oxid dusičný N2O5
Kyselina dusitá HNO2
-  nestálá slabá kyselina, používá se při výrobě barviv
příprava:
 
Kyselina dusičná HNO3
-  silná kyselina, má silné oxidační vlastnosti, v koncentrované HNO3 se rozpouští většina kovů
-  směs HCl : HNO3 v poměru 3 : 1 se nazývá lučavka královská a rozpouští zlato i platinu
-  výroba HNO3:

-  používá se k výrobě hnojiv, barviv, dusičnanů, výbušnin, léčiv, plastů….
 
Fosfor P
Výskyt:
-  vyskytuje se v přírodě jenom vázaný v organických a anorganických sloučeninách
-  biogenní prvek, obsažen v bílkovinách, nukleových kyselinách, v kostech a zubech živočichů
Vlastnosti:
-  vyskytuje se ve třech modifikacích: bílý, červený a černý
Bílý fosfor P4
-  žlutobílá voskovitá hmota nerozpustná ve vodě, rozpustná v sirouhlíku
-  velmi jedovatý, na vzduchu se vzněcuje a hoří ( provází to světélkování)
-  uchovává se pod vodou
Červený fosfor Pn
-  tvoří řetězec, je poměrně stálý, není jedovatý, červenohnědý prášek
-  nerozpustný, používá se k výrobě zápalek
Černý fosfor
-  nejstálejší, má makromolekulární strukturu, má některé vlastnosti kovů
-  získáme ho z červeného fosforu působením vysokých tlaků
Výroba:
-  z fosfátů v elektrické peci při teplotě 1400 °C redukcí uhlíkem za přítomnosti křemene:
 
-  unikající páry P4 se zachycují pod vodou, červenou modifikaci získáme zahřátím bílého fosforu za nepřítomnosti vzduchu po dobu několika dnů při teplotě kole 300 °C
Použití:
-  výroba kyseliny fosforečné, fosforečných hnojiv, zápalek (červený fosfor)
Sloučeniny:
  -  fosfan PH3 (jedovatý), difosfan P2H4 (jedovatý), fosfidy
-  oxidy: oxid fosforitý P2O3, oxid fosforečný P2O5
-  kyseliny: kyselina fosforná H3PO2, kyselina fosforitá H3PO3
kyselina fosforečná H3PO4 – není jedovatá, rozpustná ve vodě, do odrezovacích prostředků, výroba spalováním fosforu a následným pohlcováním P4O10 ve vodě:

Arsen As
Vlastnosti:
-  dvě modifikace - šedý (kovový) – stálý, křehký, lze rozetřít na prášek
- žlutý – nestabilní, mění se na šedý
-  velmi jedovatý
Použití:
-  v lékařství, v elektrotechnice, jako jed
Antimon Sb
-  ve třech modifikacích – kovový, žlutý, černý
-  používá se na přípravu slitin, ve sklářství
Bismut Bi
-  načervenalý kov, používá se ve sklenářství, na výrobu pájecích kovů

Prvky VI. Skupiny (chalkogeny O, S, Se, Te, Po)

-  atomy chalkogenů obsahují šest valenčních elektronů v orbitalech s a p, z toho plyne, že maximální číslo sloučenin chalkogenů je šest
-  v řadě od kyslíku přibývají chalkogenům kovové vlastnosti: kyslík a síra jsou typické nekovy, selen a tellur jsou polokovy, polonium je kov
Síra S
Výskyt:
-  v přírodě se vyskytuje volná i vázaná, největší naleziště elementární síry jsou na Sicílii a USA (v blízkosti sopek), u nás dovážíme síru z Polska
-  vázaná se vyskytuje ve formě sulfidů: CuFeS2 – chalkopyrit
   FeS2 – pyrit
PbS – galenit
ZnS – sfalerit
Cu2S – chalkosin
-  ze síranů jsou vyznamné: BaSO4 – baryt, CaSO4 . 2H2O – sádrovec
Vlastnosti:
-  žlutá, křehká krystalická látka
-  v závislosti na vnějších podmínkách se vyskytuje v několika modifikacích:
· síra kosočtverečná je stálá do teploty 96,5 °C
· síra jednoklonná je stálá v intervalu teploty 96,5 – 119 °C
-  obě modifikace jsou tvořeny molekulami S8, v nichž jsou atomy uspořádány do kruhu
-  při vyšších teplotách než 160 °C se molekuly S8 štěpí a vznikají dlouhé řetězce polymerní síry Sn
-  náhlým ochlazením kapalné síry vzniká plastická síra
-  síra vře při 444,5 °C a při vyšších teplotách tvoří molekuly S8, S6, S2
-  síra je nerozpustná ve vodě, ale dobře nerozpustná v nepolárních rozpouštědlech
-  při zahřátí hoří modrým plamenem za vzniku plynného SO2:

-  síra je poměrně reaktivní prvek, s většinou kovů se po zahřátí slučuje za vzniku sulfidů, síra je důležitý biogenní prvek
Použití:
-  k výrobě kyseliny sírové a dalších sloučenin, k výrobě pesticidů
-  jako vulkanizační přísada při výrobě kaučuku, při výrobě farmaceutických preparátů

Sloučeniny:
Sulfan H2S (sirovodík)
-  prudce jedovatý bezbarvý plyn, zápachem připomíná zkažené vejce
-  vzniká při rozkladu bílkovin nebo při zpracování ropy a uhlí
-  připravuje se reakcí sulfidů kovů s kyselinami:

-  sulfan má silné redukční účinky, rozpouští se ve vodě na ,,sulfanovou vodu“
tvoří soli: hydrogensulfidy HS-, sulfidy S2- (většina je ve vodě nerozpustná)
Oxid siřičitý SO2
-  bezbarvý plyn charakteristického štiplavého zápachu, je jedovatý, dráždí dýchací cesty, ničí mikroorganismy
průmyslová výroba:

laboratorní výroba:
 
-  používá se k dezinfekci, k odbarvování látek a v chladírenství
-  rozpuštěním SO2 ve vodě vzniká slabá dvojsytná kyselina siřičitá H2SO3
-  siřičitany mají silné redukční účinky, používají se k bělení papíru, vlny, jako dezinfekční prostředek
Oxid sírový SO3
-  existuje v plynném, kapalném i pevném skupenství
vzniká reakcí:
 
Kyselina sírová H2SO4
-  bezbarvá olejová kapalina, téměř dvakrát těžší než voda, s vodou se mísí v libovolném poměru a při tom se uvolňuje velké množství tepla
-  má mohutné dehydratační účinky
-  je to silná dvojsytná kyselina, tvoří soli: sírany SO42-, hydrogensírany HSO4-
-  výroba se skládá ze tří fází:
1)  výroba SO2
2)  oxidace SO2 na SO3
3)  pohlcování SO3 ve zředěné kyselině sírové (tím se její koncentrace zvyšuje)
 Dalším pohlcováním SO3 v konc. H2SO4 vzniká oleum (dýmavá H2SO4).
-  kyselina sírová je základní průmyslovou surovinou
-  používá se na výrobu hnojiv, barviv, pigmentů, syntetických vláken a polymerů, léčiv a solí, výbušnin, jako elektrolyt do akumulátoru…

Oboduj prácu: 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1

Maturitné otázky z chémie



Odporúčame

Prírodné vedy » Chémia

:: KATEGÓRIE – Referáty, ťaháky, maturita:

Vygenerované za 0.032 s.
Zavrieť reklamu