< Předchozí výpisek Zpět na výpis látekNásledující výpisek >Významné oxidyTeplo chemické reakce a palivaChemie

Kyseliny, hydroxidy a soli

Kyseliny

Kyselina chlorovodíková (HCl)

bezbarvá, těkavá kapalina

Výroba: do hořáku se odděleně přivádí chlór a vodík, hořením vzniká plynná HCl, rozpuštěním ve vodě z ní vzniká kapalná HCl.

Použití: jako slabá kyselina je obsahem žaludečních šťáv. Technická kyselina – nažloutlá „kyselina solná“; výroba barviv, platů, textilní a kožedělní průmysl, výroba chloridů.

Kyslíkaté kyseliny

Tříprvkové sloučeniny složené z atomů vodíku, kyslíku a kyselinotvorného prvku.

HIxI-VIIIO-II - součet hodnot oxidačních čísel se musí rovnat nule.

Kyselina sírová (H2SO4)

Přírodní materiály po styku s kyselinou sírovou černají a uhelnatí, má leptavé účinky. Při reakci s ní se uvolňuje velké množství tepla, je hydroskopická (pohlcuje vodu).

Koncentrovaná (96%) je bezbarvá, olejovitá, silná žíraviny.

S většinou kovů reaguje za uvolnění vodíku. S oxidy reaguje za vzniku H2O a soli.

Její výroba má tři fáze:

  1. Vznik SO2 spalováním síry: S + O2 → SO2
  2. Vznik SO3 v reaktoru: 2SO2 + O2 → 2SO3
  3. SO3 je pohlcován v roztoku H2SO4

Použití: výroba hnojiv, barviv, výbušnin, plastů a vláken kovů.

Kyselina dusičná (HNO3)

Koncentrovaná (65-68%) je nestálá, bezbarvá kapalina. Musí se uchovávat v tmavých lahvích (účinkem světla se rozkládá na NO2), je silná žíravina, ve vodném roztoku se štěpí (disociuje): HNO3 → H+ + NO3-.

Výroba má tři fáze:

  1. Vznik NO reakcí NH a kyslíku: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O.
  2. NO reaguje s kyslíkem, vzniká NO2: 2NO + O2 → NO2
  3. NO2 reaguje s vodou, vzniká HNO3 a NO (vrací se do výroby): 3NO2 + H2O → HNO3 + NO

Použití: výroba hnojiv, barviv, léků, plastů a výbušnin.

Kyselina fosforečná (H3PO4)

Až 85% - bezbarvá, sirupovitá

Výroba: reakcí P2O5 s vodou: P2O5 + 2H2O → 2H3PO4.

Použití: výroba hnojiv, barviv, zpracování a úprava kovů, výroba léků a zubních tmelů.

Lučavka královská

HNO3 a HCl v poměru 1:3.

Reaguje se všemi kovy včetně zlata a platiny.

Hydroxidy

K dokázání přítomnosti hydroxidu (zásady) se používají indikátory. Hydroxidy dobře vedou elektrický proud, protože obsahují pohyblivé ionty – kationy kovu (Na+,Ca2+,Al3+). Dále obsahují hydroxidové aniony OH- vázané na kationty kovu.

Jedná se o žíraviny.

Louhy – hydroxid sodný a draselný (NaOH a KOH)

Silné žíraviny. Bílé, pevné, ve vodě dobře rozpustné látky.

Používají se na výrobu papíru, mýdel, plastů, k odstranění starých nátěrů.

Vyrábějí se elektrolýzou. NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl. A hydroxid draselný se vyrábí elektrolýzou vodného roztoku KCl.

Hydroxid vápenatý (Ca(OH)2)

Pevná bílá látka ve vodě málo rozpustná, žíravina.

Používá se v zemědělství jako hnojivo pro kyselé půdy, dále při výrobě cukru a sody, na hašené vápno.

Hydroxid amonný – NH4OH

Existuje pouze ve vodném roztoku.

NH3 je čpavek – plyn, štiplavě páchne, dráždí dýchací cesty, je jedovatý.

Vznik: NH3 + H2O → NH4OH

Používá se na dusíkatá hnojiva (podporují růst rostlin), na výrobu barev a sody.

Stupnice pH

Stupnice pH slouží k určení kyselosti či zásaditosti látky. Nabývá hodnot od 0 do 14. Měří se pH-metry.

  • pH = 7 => roztok je neutrální
  • pH < 7 => roztok je kyselý
  • pH > 7 => roztok je zásaditý.

Kyselinotvorné oxidy

Reagují s vodou za vniku kyseliny. Jedná se o oxidy SiO2, SO3, NO2, CO2. Elektronegativitu mají větší než 2. Používají se k výrobě kyselin. Jsou příčinou kyselých dešťů.

Zásadotvorné oxidy

Reagují s vodou za vzniku hydroxidu. Jde o oxidy Na2O, K2O, MgO a CaO. Elektronegativitu mají menší než 1. Používají se při výrobě hydroxidu.

Soli

Soli jsou chemické sloučeniny složené z kationů kovů a anionů kyselin. Aniony kyselin se odvozují odštěpení jednoho nebo více vodíkových kationů H+ z molekuly kyseliny.

H2SO3SO32-siřičitanový anion
H2SO4SO42-sironový anion
HNO3NO3-dusičnanový anion
H2PO4PO43-fosforečnanový anion
HClCl-chloridový anion
HBrBr-bromidový anion
H2SS2-sulfidový anion

Soli se připravují neutralizací. Neutralizace je reakce kyselin s hydroxidy, při které vzniká sůl a voda: kyselina + hydroxid → sůl a voda. Podstatou neutralizace je reakce vodíkových kationů s hydroxidovými aniony, při které vzniká voda a uvolňuje se teplo: H+ + OH- → H2O + teplo.

Neutralizace se využívá při výrobě soli, úpravě odpadních vod, v laboratořích a jako první pomoc při zasažení kyselinami nebo hydroxidy.

Společné vlastnosti pro většinu solí

V přírodě se vyskytují v krystalové formě s vysokou teplotou tání a varu.

V pevném skupenství nevedou elektrický proud, ale jejich roztoky nebo taveniny ano.

Hydrogensoli

Hydrogensoli jsou soli, které obsahují atomy vodíku. Příkladem je hydrogensíran HSO4.

Hydráty

Hydráty jsou soli, které tvoří krystaly, ve kterých jsou vázány molekuly vody. Hydrát znamená, že se váže molekula vody. Počet molekul je vyjádřen číslovkou před slovem „hydrát“:
1 – mono
2 – di
3 – tri
4 – tetra
5 – penta
6 – hexa
7 – hepta
8 – okta
9 – mona
10 – deka

Tvrdost vody

Tvrdost vody je způsobena přítomností hydrogensolí. Dělí se na přechodnou a trvalou.

Přechodná tvrdost vody je způsobena hydrogenuhličitanem hořečnatým Mg(HCO3)2 a hydrogenuhličitanem vápenatým Ca(HCO3)2. Lze ji zničit povařením – vznikají nerozpustné uhličitany – vodní kámen.

Trvalá tvrdost vody je způsobena síranem hořečnatým MgSO4 a síranem vápenatým CaSO4. Vodu lze změkčovat sodou či ionexí – odstraňování iontů a uvolnění jiných.

Hnojiva

Hnojiva se dělí na přírodní (kompost, hnůj) a průmyslová. Ta se dále dělí na vícesložková (NPK, cererit) a jednosložková. Jednosložková průmyslová hnojiva se dělí na dusíkatá (síran amonný, močovina), fosforečná (superfosfát), draselná (síran, chlorid draselný) a vápenatá.

Průmyslová hnojiva jsou průmyslově vyráběné látky, které se využívají k výrobě obohacené půdy, obsahují dusík, fosfor, draslík, vápník, síru a draslík.

Dusíkatá hnojiva podporují tvorbu bílkovin – růst rostlin. Fosforečná hnojiva podporují tvorbu květů a plodů. Draselná hnojiva jsou na tvorbu cukrů. A vápenatá hnojiva zmírňují kyselosti půdy.

Jejich výhodou je, že se dají dávkovat.

Nevýhodou je, že po dlouhodobém užívání se mění pH i struktura půdy. Nezužitkovaná část se splavuje do rybníků, potoků i podzemní vody a znečišťuje ji.

Stavební pojiva

Mezi stavební pojiva se řadí vápno, sádra, cement a beton.

Vápenná malta

CaCO3 → CaO + CO2

Ca(OH)2 + H2O + písek → vápenná malta

Vápenná malta se používá na stavbách ke spojování cihel a tvárnic a k omítání zdí.

Sádra

Sádra vzniká pálením rozemletého sádrovce při teplotě do 170°C: CaSO4 (sádrovec) + 2H2O → CaSO4.½H2O (sádra) - tuhnutí sádry je opačný proces.

Sádra se používá k upevňování elektrických vodičů a elektroinstalace, vyplňují se s ní díry v omítce, používá se na štukatérské práce, odlitky soch a v lékařství.

Cement

Cement je směs vápence a jílu v poměru 5:1. Tato směs se rozemele, promíchá a vypaluje při teplotě 1450°C – vznikají slinky, ty se ochladí a rozemelou s příměsí síranu vápenatého na šedou mouku.

Beton

Beton je směs cementu, vody a písku. Železobeton obsahuje ocelové pruty či pletiva.

Použití: beton tuhne na vzduchu i pod vodou, používá se na základy domů, plotů, mostů i přehradních hrází.

Keramika

Keramika je název pro výrobky zhotovené vypalováním keramických směsí.

Suroviny: kaolín, jíl a hlína. Dále ostřiva (křemenný písek) – snižují praskání výrobků při vypalování, taviva (živec, vápenec) – snižují vypalovací teplotu a glazury - dodávají lesk, zamezují pronikání vody.

Výroba: keramická směs se prohněte s vodou, vzniká plastická hmota, která se tvaruje, vypaluje při teplotě 800-1500°C, vzniká pevná látka „střep“.

Hrubá keramika

Používá se na střešní tašky, cihly, květináče. Výrobky jsou červené, tvrdé a křehké.

Suroviny – cihlářské hlíny, jíl a pomocné suroviny

Vypaluje se při teplotě 800-1000°C.

Obyčejná keramika

Používá se na obkladačky, dlaždice, umývadla a vany. Výrobky jsou šedé.

Surovinami jsou jíly, méně hodnotný kaolín, živec a křemen. Vypaluje se při teplotě 1300°C.

Jemná keramika a pórovina

Používá se na talíře, umyvadla, kachličky a izolátory. Po vypálení je bílá. Dvakrát se vypaluje. Po prvním vypálení a ochlazení se glazuruje.

Porcelán

Používá se na kuchyňské nádobí a ozdobné předměty. Po vypálení při teplotě 1500°C má barvu bílou až průhlednou.

Surovinami jsou nejčistší kaolín, křemenný písek a živec v poměru 2:1:1.

Výroba železa

Suroviny: kyslíkaté rudy (např. oxid železitý – Fe2O3)

Princip výroby: Redukce oxidem uhelnatým při pálení koksu ve vysoké peci. Vysoká pec má průměr 15 metrů a dosahuje výšky 30 až 50 metrů, je vyzděna žáruvzdorným materiálem. Uvnitř je koks, železná ruda, vápence, koks, železná ruda, vápenec… Spodem se do vysoké pece vhání kyslík – ohřátý vzduch s kyslíkem.
Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
Spalování: CO2 + C → 2CO
C + O2 → 2CO2

Surové železo obsahuje 4 % uhlíku a jiné prvky, například křemík, fosfor a síru. Je tvrdé, ale křehké. Zpracovává se na litinu a ocel. Litina vzniká odléváním do forem. Používá se na topná tělesa, části strojů, potrubí a nádobí.

Ocel

Ocel vzniká zkujňováním – snižováním obsahu uhlíku a dalších prvků.

1. Způsob - v konvertorech se k roztavenému železu vhání vzduch. Kyslík oxiduje přimíchané prvky na oxidy, které se buď vážou na vyzdívku konvertoru (oxid fosforečný, oxid křemičitý), nebo unikají vázané v plynech (oxid uhelnatý, oxid uhličitý, oxid křemičitý).

2. Způsob - v nístějových pecích se k surovému železu přidává železný šrot a směs se taví. Přimísené prvky se oxidují kyslíkem vázaným v oxidech železa.

Ocel je měkká a kujná, její vlastnosti se dají měnit přísadou některých kovových prvků – niklu, vanadu, chrómu, wolframu, titanu a manganu.

Elektrolýza

Elektrolýza je děj probíhající na elektrodách při průchodu stejnosměrného proudu roztokem nebo taveninou (elektrolyt). Roztok obsahuje volně pohyblivé ionty. Kationy míří k záporné katodě, aniony ke kladné anodě.

Na katodě dochází k redukci – zinečnaté kationy přijímají elektrony, čímž se redukují: Zn+ + 2e- → Zn.

Na anodě dochází k oxidaci jodidových aniontů. Jodidové aniony odevzdají elektrony, čímž se oxidují.

Elektrolýza se používá k výrobě kovů, pokovování a čištění kovů.

Galvanický článek

Galvanický článek je zdroj napětí, využívá redoxní reakci, při které se kovový zinek oxiduje, ztrácí elektrony, čímž vznikají zinečnaté kationy: Zn – 2e- → 2Zn2+.

Měďnaté kationy se redukují – přijímají elektrony, čímž vzniká kovová měď.

Chemickou reakci probíhající v galvanickém článku lze zapsat rovnicí: Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ (měď se redukuje, zinek oxiduje).

Akumulátor

Akumulátory jsou galvanické články, ve kterých se proces nabíjení a vybíjení může opakovat – např. autobaterie, které obsahují 32% roztok kyseliny sírové (H2SO4):
PbO2 + Pb + 2H2SO4 → 2PbSO4 + 2H2O

Koroze

Koroze je děj, při kterém železo rezatí. Probíhá na povrchu některých kovů za působení vzdušného kyslíku, vody a dalších látek. Vznikají látky nežádoucích vlastností – Fe(OH)3 - pokrývá kov, nesouvisle, odlupuje se a předmět rezaví. Kovové předměty chráníme tím, že zabráníme přístupu vzduchu a vlhkosti k povrchu – namazáním, nátěry či pokovováním – zinkem, niklem či chromem.



Přidal: jenikkozak 26. 12. 2013
Zobrazit podrobnosti

Podrobnosti

Počet slov: 1638
Zhlédnuto: 3771 krát
< Předchozí výpisek Zpět na výpis látekNásledující výpisek >Významné oxidyTeplo chemické reakce a palivaChemie