Chemie

Aldehydy a ketony

25. října 2009 v 13:33 | Kachna
...doufam, že se Sabča nezlobí za uveřejnění jejich poznámeka a taky doufám, že aspoň někomu pomůžou na zítřejší test

Laborka 2: Stanovení obsahu vitamínu C (kyseliny askorbové) v tabletě Celaskon

7. března 2009 v 20:30 | Alven
Úkol: Stanovte obsah kyseliny askorbové C6H8O6

Chemikálie:
Celaskon - tableta
10% H2SO4
0,02 M roztok KMnO4

Postup:
Tabletu Celaskon rozpusťte v destilované vodě.
Přidejte 15 ml H2SO4.
Titrujte KMnO4 do trvalého růžového zbarvení.

(pozn.: Tohle mělo každýmu taky vyjít jinak. Zase tu jsou moje výsledky.)
15,9 ml KMnO4
16,2 ml - " -
16,3 ml - " -

-> průměrná spotřeba KMnO4 = 0,01613 ml

Princip:

C6H8O6 + 2KMnO4 + 3H2SO4 ----> 5 C6H6O6 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

C6H8O6 kyselina askorbová
C6H6O6 kyselina dehydroaskorbová

M(C6H8O6) = 176,12 g/mol

n = m/M
c = n/V
n = c * V

n (C6H8O6)/n(KMnO4) = 5/2
m(C6H8O6/M (C6H8O6)/ c (KMnO4) * V (KMnO4) = 5/2
(pozn.: V (KMnO4) je průměrná spotřeba manganistanu. Kždýmu vyšlo jiný číslo. Házím tam svoje.)

m(C6H8O6) = c KMnO4 * V (KMnO4) * 5 * M(C6H8O6) = 0,02 * 0,01613 * 5 *176,12/2 = 0,14g

Závěr: V tabletě Celaskon je 0,14 g kyseliny askorbové.

Laborka 1: Standardizace odměrného KMnO4

7. března 2009 v 20:12 | Alven
Nevim, jestli to mám všechno dobře spočítaný. když tak to opravte. :-)

Úkol:
1) Připravte 500 ml roztoku KMnO4 o koncentraci 0,02 mol/dm3
2) Připravte 100 ml roztoku (COOH)2 * 2H2O o koncentraci 0,05 mol/dm3.
3) Zjistěte přesnou koncentraci roztoku KMnO4

Postup:
Do titrační baňky napipetujte 10 ml (COOH)2.
Přidejte 15 ml zředěné H2SO4.
Přidejte z byrety 6 ml KMnO4.
Zahřejte na 60°C.
Dotitrujte do 1. trvalého růžového zbarvení.

Princip:
5(COOH)2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 ----> 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Ze spotřebovaného množství KMnO4 dokážeme spočítat jeho koncentraci (c).

- molární koncentrace (molarita) c = n/V
n = m/M
c = m/M * V
2c1 * V1 = 5c2 * V2
n(COOH)/n(KMnO4) = 5/2
c (COOH) * V (COOH)/c (KMnO4) * V (KMnO4) = 5/2

c (KMnO4) = c (COOH) * V (COOH) * 2/V (KMnO4) * 5
(pozn.: V (KMnO4) je průměrná spotřeba KMnO4 v litrech nebo dm3. Každýmu vyšlo jiný číslo, takže tam házím svůj výsledek.)
c (KMnO4) = 0,05 * 0,02 * 2/0,0112 * 5 = 0,02/0,56 = 0,03 mol/dm3

Závěr: Koncentrace roztoku KMnO4 je 0,03 mol/dm3.

Chemie - modely

11. ledna 2009 v 19:50 | Domča
Newím, co je co, kdyžtak to někdo doplňte :D

Kovy II.A skupiny

2. října 2008 v 19:21 | Multivitamin.cz
  • s² prvky (n s²) - Be, Mg, {Ca, Sr, Ba, Ra} - kovy {alkalických zemin}
  • Výskyt:
    • Velmi reaktivní, v přírodě je nenajdeme volné, jen vázané v sloučeninách
    • Ca, Mg - patří mezi 10 nejrozšířenějších prvků; biogenní
      • Ca - kosti, krev; Mg - součást enzymů, chlorofylu
      • Ca - CaCO3 (vápenec, kalcit, mramor) - nerozpustná sloučenina; sůl silného hydroxidu a slabé kyseliny
      • MgCO3 magnesit
      • Ca CO3 . MgCO3 dolomit (směsná hornina)
      • CaF2 fluorit (kazivec)
      • Ca3 (PO4)2 fosforit
      • Ba SO4 baryt
      • Ca SO4 . 2 H2O sádrovec

  • Vlastnosti - mají menší atomové poloměry než s¹
    • Větší elektropozitivita, hodně reaktivní
    • Snadno tvoří kationty 2+
    • Hodně zásadité
    • S vodíkem tvoří hydridy, s O2 oxidy; s N2, S, X2 reagují pomalu, s H2O jen při zahřátí
  • Be - v přírodě vzácné (minerál beryl)
    • Použití do beriliových bronzů - tvrdé, pružné, mají dobrou chemickou odolnost
    • Sloučeniny jsou jedovaté (prach, dým)
    • Diagonální podobnost s Al
  • Mg - výskyt ve formě nerozpustných uhličitanů a síranů

  • Biogenní prvek, obsažen v chlorofylu
  • Výroba:
    • Elektrolýza taveniny bezvodého chloridu hořečnatého
    • Redukce kalcinovaného dolomitu ferrosiliciem (slitina železa a křemíku) - probíhá za sníženého tlaku a při teplotě 1150 °C
2MgO . CaO + FeSi (ferrosilicium) -> 2 Mg + Ca2SiO4 + Fe
    • Použití:
      • Získávání jiných kovů (Be, Ti, Zr, U) - metalotermická reakce
      • Výroba lehkých slitin (požívané v leteckém a automobilovém průmyslu)
    • Vlastnosti:
      • Stříbrolesklý, měkký kov s nízkou hustotou
      • Diagonální podobnost s lithiem
      • Hořečnatý kationt Mg2+ (je schopen samostatné existence)
    • Sloučeniny:
      • Oxid hořečnatý MgO - bílá, pevná látka; používá se jako žáruvzdorný materiál
      • Hydroxid hořečnatý Mg (OH)2 - bílá, ve vodě nerozpustná látka; v přírodě se vyskytuje jako minerál brucit
      • Hořečnaté halogenidy MgX2 - výsky podobě soli a hydrátů
      • Uhličitan hořečnatý MgCO3 (magnesit - bezvodá forma; dolomit - z podvojných uhličitanů hořečatovápenatých)
        • Využití: výroba žáruvzdorných cihel
  • Kovy alkalických zemin (vápník, stroncium, barium, radium)
    • Reaktivní, na vzduchu se pokrývají vrstvou oxidačních produktů (uchovávají se pod petrolejem)
    • Výroba:
      • Ca - elektrolýza taveniny chloridu vápenatého
      • Sr, Ba - redukce z jejich oxidů hliníkem
    • Vlastnosti:
      • Stříbrobílé, měkké, body tání do 900°C, tvrdost asi jako olovo
      • Barví plamen - Ca, Sr a Ra červeně, Ba zeleně
      • Rozpustné soli stroncia a barya jsou jedovaté
    • Reakce s vodou za uvolňování vodíku Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2
    • Ca - vápenec CaCO3, sádrovec CaSO4 . 2H2O, fosforit, apatit
    • Sloučeniny:
      • Oxidy kovů alkalických zemin - mají vysoké body tání, které s rostoucím protonovým číslem klesají; všechny reagují s vodou za vzniku hydroxidů CaO + H2O -> Ca(OH)2
      • Hydroxidy kovů alkalických zemin M² (OH)2 - silné zásady, jejichž síla stoupá s rostoucím protonovým číslem kovu; malá rozpustnost ve vodě
      • Hydridy kovů alkalických zemin M² H2 - vznikají přímou reakcí prvků; bílé pevné látky, bouřlivě reagují s vodou (produkt je hydroxid a vodík)
      • Acetylidy kovů alkalických zemin M² C2 - lze připravit přímou syntézou prvků;
        • CaC2 (acetylid vápenatý) - výroba v elektrických pecích:
CaO + 3C -> CaC2 + CO

  • Reakce acetylidů s vodou:
CaC2 + 2H2O -> C2H2 (acetylen) + Ca(OH)2

    • Halogenidy kovů alkalických zemin CaCl2 - dobře rozpustné ve vodě (mimo nerozpustných fluoridů)
    • Nitridy kovů alkalických zemin M3N2 - příprava reakcí kovu s dusíkem; tvrdé, těžko tavitelné sloučeniny, které snadno reagují s vodou za vývoje amoniaku
    • Sulfidy kovů alkalických zemin MS - příprava redukcí síranů uhlíkem; málo rozpustné ve vodě
  • Sloučeniny vápníku (nejvýznamnější):
    • Uhličitan vápenatý CaCO3 (vápenec)
CaCO3 -> CaO (pálené vápno) + CO2

  • Vznik krápníků: Uhličitan vápenatý je velmi málo rozpustný ve vodě. Pokud je ale ve vodě protékající přes vápencové skály rozpuštěn oxid uhličitý, dochází k přeměně nerozpustného uhličitanu vápenatého na rozpustný hydrogenuhličitan vápenatý
CaCO3 + CO2 + H2O -> Ca(HCO3)2

  • Hydroxid vápenatý CaO + H2O -> Ca(OH)2 (hašené vápno)
  • Hydrogenuhličitan vápenatý Ca(HCO3)2, hydrogenuhličitan hořečnatý Mg(HCO3)2 - způsobují přechodovou tvrdost vody (lze odstranit varem); trvalá tvrdost vody - MgSO4, CaSO4
  • Dihydrát síranu vápenatého CaSO4 . 2H2O (sádrovec)
2CaSO4 . 2H2O -> 2CaSO4 . ½H2O + 3H2O

    • Sádra - hemihydrát síranu vápenatého
  • Dusičnan vápenatý Ca(NO3)2 - dusíkaté průmyslové hnojivo
  • Fosforečnan vápenatý Ca(PO4)2 - základní surovina pro výrobu hnojiva superfosfátu
  • Karbid vápníku CaC2
CaC2 + 2H2O -> Ca(OH)2 + C2H2 (acetylen)

Čerpáno z http://sesit.ic.cz

ALKALICKÉ KOVY

13. září 2008 v 18:58 | Multivitamin.cz
ALKALICKÉ KOVY
Výskyt
  • Pouze ve sloučeninách, protože jsou velmi reaktivní
  • NaCl, NaNO3 - ledek chilský, KNO3 - ledek draselný, KCl - sylvín
  • Na a K jsou biogenní prvky - lidské tělo, rostliny, minerály a mořský voda
Fyzikální vlastnosti
  • Dají se krájet nožem
  • Na řezu mají stříbrolesklou barvu
  • Nízká hustota
  • Dobře vedou teplo a elektrický proud
  • Barví plamen - Li - červená, K,Fr, Cs, Rb - fialová
  • Fr je radioaktivní
  • Samovznítitelné → uchovávají se po vrstvou inertní kapaliny (petrolej)
Chemické vlastnosti
  • Nízká elektronegativita - elektropozitivní
  • Dobrá redukční činidla - silná
Redukce vodíkem
  • vznik iontových hybridů
  • 2Na + H2 → 2NaH
Reakce s kyslíkem
  • vznik oxidů, peroxidů a superoxidů
  • + O2 → Li2O
  • 2Na + O2 → Na2O2
  • K + O2 → KO2
Reakce s vodou
  • bouřlivá reakce
  • 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 - přidává se fenoftalein - indikuje zásaditý NaOH
Reakce s halogeny
  • bouřlivá reakce
  • 2Na + Cl2 → 2NaCl
Reakce se sírou
  • vznikají sulfidy dobře rozpustné ve vodě
  • 2Na + S → Na2S
Výroba
  • Elektrolýzou jejich tavenin
Využití
  • Li - přidává se do slitin pro využití jejich vlastností
  • Na - redukční činidlo, sodíkové elektrické lampy
  • Rb, Cs - výroba fotočlánků
Sloučeniny
  • Převážně iontového charakteru
  • Rozpustné ve vodě
Hydroxidy:
NaOH, KOH
  • významné průmyslové a laboratorní sloučeniny
  • NaOH - elektrolýzou vodního roztoku NaCl
  • Výroba mýdel a papíru
Dusičnany:
NaNO3, KNO3
  • hnojiva
  • KNO3 - výroba střelného prachu
Uhličitany:
Na2CO3
  • soda
  • výroba solvayovým způsobem
  • NaCl + H2O + NH3 + CO2 → NaHCO3 + NH4Cl - filtrací se oddělí NaHCO3
  • 2NaHCO3 + Na2CO3 + CO2 + H2O
  • Používá se při výrobě skla a v textilním a papírovém průmyslu
NaHCO3
  • Jedlá soda
  • Součást kypřících prášků
  • Používá se na neutralizaci žaludečních šťáv při překyselení žaludku
K2CO3
  • Potaž
  • Výroba draselných mýdel
  • Přísada do chemického skla
Sírany:
NaSO4 . 10H2O
  • Glauberova sůl
  • Výroba papíru

Chemie - laborky

9. září 2008 v 20:00 | Multivitamin.cz
POMŮCKY
- Plášť ( Dá se zapůjčit za 5,-, měl by být bít bílý a bavlněný )
- Kalhoty ( radši starý kvůli kyselinám
- Plné boty ( ten samý důvod )
- Dva bavlněné hadry
Laboratorní řád:
-pracujeme pod dohledem učitele, bez něj nevstupujeme do třídy, před každou prací musíme být poučeni, nosíme plášť, popřípadě jiné chránicí pomůcky ( štíty , rukavice ), před prací zkontrolujeme stav laboratoře a pomůcek, chováme se ukázněně, děláme podle pokynů, dodržujeme stanovený postup, nekouříme, dodržujeme pořádek a čistotu, nejíme, nepijeme, tašky máme v koutě, chemické nádobí nepoužíváme k přípravě pokrmů, po skončení práce zkontrolujeme okna, zavření elektřiny, zavření vody a plyn a umyjeme si ruce…bla bla bla, znáte to:-D

Uhlík

9. června 2008 v 15:31
Obecná charakteristika
6C : (He)2s22p2
- 4 valenční elektrony
- Dvouvazný, ale častěji je čtyřvazný, protože se nachází v excitovaném stavu
- Oxidační čísla: 0, II, IV
Výskyt
- Volný i ve sloučeninách
- Tuha a diamant- volný
- Sloučeniny: CuCO3- kalcit, MgCO3- magnezit, CO2
- Uhlí
- Zemní plyn
- Biogenní prvek- stavební prvek živé hmoty
- 3 alotropické modifikace
o Grafit
o Diamant
o Fullereny- nedávno uměle připraveny
Grafit
- Molekuly spojeny van der Walsovými silami - slabé vazebné interakce è otírají se molekuly a tuha píše
Diamant
- Nejtvrdší přírodní látka
- 4 kovalentní vazby- velmi stálý
Fullereny
- Nejznámější C60 - struktura podobná fotbalovému míči
Sloučeniny uhlíku
1) Bezkyslíkaté
a) Uhlovodíky - sloučeniny uhlíku a vodíku
b) Karbidy
- Uhlík s elektropozitivnějšími prvky
- CaC2
c) Kyanidy
- Soli HCN
- KCN - cyankáli
d) Sirouhlík
- CS2
- Nepolární rozpouštědlo
2) Kyslíkaté
a) Oxidy
CO
- Vzniká nedokonalým spalováním uhlíku
- Jedovatý - váže se na hemoglobin
- Bezbarvý, bez zápachu
- HCOOH è H2O + CO - katalyzátorem H2SO4
- Redukční účinky
CO2
- Bezbarvý plyn
- Málo rozpustný ve vodě
- 2HCl + CaCO3 è CO2 + CaCl + H2O
- CaCO3 è CO2 + CaO
- C + O2 è CO2
- Suchý led - chladidlo - pevný CO2
- Kapalný CO2 è suchý sníh
b) Kyseliny
H2CO3
- Slabá kyselina
- Dvojsytná
- Tvoří dvě řady solí - HCO3-, CO3-II
- Nestálá kyselina
- HCO3- - jsou ve vodě rozpustné, CO3-II - nerozpustné
- Na2HCO3
- NaHCO3
- K2CO3- potaš
- (NH4)2CO3 - součástí kypřících prášků

Fosfor

8. června 2008 v 18:10
Fosfor

1)Výskyt v přírodě:
-V přírodě se nevyskytuje volný,vždy je vázáný v anorganických(fosforečnany)a organických látkách je rovněž biogením prvkem(je obsažen např.bílkovyny,nukleové kyselinách a vdalších životně důležitých látkách)
-ve sloučeninách má oxidační číslo -III,I,III a V

2)Vlastnosti Fosforu:
Bílí Fosfor P4:
-Je měkký,jedovatý,fosforeskující, žlutý a samozápalný.
- dříve se používal na hlavičky sirek
Červený Fosfor Pn
-červenofialový prášek,nerozpustný v benzenu,není jedovatý využívá se na výrobu zápalek
- není samozápalný
Černý Fosfor:
- Se fyzickými vlastnosti přibližuje kovům
- je vodivý

3)Výroba:
2Ca3(PO4)2+6SiO2+10C->6CaSiO3+P4+10CO-žlutý fosfor-červený fosfor-+300C.teplo

4)Významné sloučeniny:
Fosfan: PH3-jedovatý plyn,
Difosfan:P2H4-jedovatý,samozápalný,kapalina,
Fosfidy:Sloučeniny elektropozitivních plynů s fosforem
Oxid fosforitý:tvoří dimer-P4O6:hořením P4,bez vzduchu,
Oxid fosforečný:dimer-P4O10- hořením P4,hygroskopický,
H3PO4-silné redukční vlastnosti,
Kys.fosforečná:rozpustná ve vodě,není jedovatá,

5)Využití Fosforu:
červený fosfor při výrobě zápalek (do třecích ploch obalů), bílí fosfor jako zápalná látka (náplně bomb) a k hubení krys. Fosfor se využívá k výrobě Fosforečných hnojiv.Nejdůležitější Fosforečná hnojiva jsou:Superfosfát,Dvojitý Superfosfát,Thomasova moučka.

6)Biologický význam:
Fosfor se nachází jak v lidském těle tak v těle živočichů a v rostlinném.V lidském těle se nachází v esterech s tuky a cukry,s dusíkatými zásobami v bílkovinách

Dusík

8. června 2008 v 18:05
Dusík se nachází v V.A skupině, tudíž má 5 valenčních elektronů ve druhé vrstvě. Je to nekov, za normálních podmínek je plynný a jeho elektronová konfigurace je 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1. Má 7 protonů, 7 neutronů a 7elektronů a nukleonové číslo 14. Jeho teplota tání je -209.86°C a teplota varu je -195.8° C. Může mít oxidační čísla -III, II, III, IV, V.

VÝSKYT
Volný:

-V atmosféře 78%
Vázaný:
- v dusičnanech (chilský ledek NaNO3, ledek draselný KNO3) a amoniaku NH3

Výroba:
A) Laboratorní:
- tepelným rozkladem NH4NO2
- NH4NO2 ? 2H2O + N2
B) Průmyslová:
- Frakční destilací kapalného vzduchu

Vlastnosti:
Je bezbarvý, bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě, nehořlavý a hoření nepodporuje, dýchatelný jen ve směsi s kyslíkem.
Vyskytuje se ve všech třech skupenstvích v dvouatomových molekulách (zkapalněný - bezbarvý (přepravuje se v lahvích se zeleným pruhem), tuhý - bílý, podobný sněhu)
Molekula N2 je mimořádně stálá, mezi atomy je trojná vazba (N?N) s velkou vazebnou energií (štěpí se až za vysokých teplot) - atomový dusík je velmi reaktivní.

Použití:
a) Prvku:
Průmyslově se užívá k výrobě NH3, z něhož se vyrábí HNO3, průmyslových hnojiv (přestože je dusíku ve vzduchu tolik, je rostlinstvu mnohem obtížněji přístupný než CO2, O2 nebo H2O, proto jsou dusíkatá hnojiva nejcennějším doplňkem výživy rostlin), vytvoření inertní atmosféry při chemických reakcích.

b) Sloučenin:

NH3 amoniak
a) bezkyslíkaté

-bezbarvý, štiplavě páchnoucí, jedovatý plyn, leptá sliznici
-molekuly NH3 jsou polární, mají tvar trojboké pyramidy
-na vzduchu hoří: 4NH3 + 3O2 ? 2N2 + 6H2O (při úplném spalování: )
použití:
-k výrobě sody: NaCl + H2O + NH3 + CO2 ? NaHCO3 (užívací soda) + NH4Cl đ
-k chemickým syntézám - výbušniny (trinitrotoluen, nitroglycerin, nitrocelulosa), vlákna a plasty (nylon, umělé hedvábí a polyuretan)

b) kyslíkaté:
-oxidy: všechny oxidy (kromě oxidu dusnatého) jsou kyselinotvorné (s vodou se slučují na kyslíkaté sloučeniny)
-NO a NO2 jsou složkou výfukových plynů a průmyslových emisí, podílejí se na vznikání "kyselých dešťů"
N2O oxid dusný "rajský plyn"
-bezbarvý, nasládlý plyn, užívá se k narkózám a jako hnací plyn do šlehaček, způsobuje bezvědomí
NO-oxid dusnatý
-bezbarvý plyn, snadno oxiduje na NO2, za normální teploty tvoří dimer N2O2 (kvůli nespárovanému elektronu na dusíku)
-použití: při výrobě kyseliny sírové a dusičné

Chalkogeny

1. června 2008 v 13:48
P4 prvky - v orbitalu p mají čtyři elektrony
VI.A skupina - šest valenčních elektronů
O, S, Se, Te, Po
O - plyn, S, Se, Te - pevná látka, Po - radioaktivní
Tvoří kovalentní sloučeniny
Volná S, nebo vázaná (minerály - FeS2 (pyrit), FeS2 (pyrit), CuFeS2 (chalkopyrit), ZnS (galenit))
Selenidy, teluridy (kyselina selenová je silnější než kyselina sírová, rozpustí i zlato)

Síra

Žlutá krystalická látka
Kosočtverečná nebo jednoklonná soustava
Sirný květ - vzniká ochlazením sirných par
Nerozpustná ve vodě, rozpustná v polárních rozpouštědlech
Elektronegativita 2,5
Vzniká přímou syntézou za normálních i vysokých teplot
Význam v průmyslu
Herbicidy, vulkanizace kaučuku, vysířování
Sloučeniny - oxidy, kyseliny, soli

Oxid siřičitý

Bezbarvý plyn, štiplavý zápach
Redukční i oxidační vlastnosti
Vznik přímým slučováním, pražením pyritu
Výroba kyseliny sírové a celulózy ze dřeva
Kyselé deště, podporuje korozi, onemocnění kůže

Oxid sírový

Vznik oxidací oxidu siřičitého při působení katalyzátoru
Vydestilováním z olea
Slině hygroskopický (odnímá látkám vodu)

Kyselina sírová

Bezbarvá olejovitá kapalina
Reakcí oxidu s vodou
Nitrózní metoda - oxidace pomocí oxidu dusičitého
Zředěná oxiduje jen neušlechtilé kovy
Silná kyselina, disociuje

Sulfan

Sirovodík
Bezbarvý jedovatý plyn, zápach shnilých vajec
V sirných minerálních vodách
Namodralé plameny

Vzácné plyny

1. června 2008 v 13:47
P6 prvky - v orbitalu p mají šest elektronů
VIII.A skupina - osm valenčních elektronů
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Nesloučené (volné) atomy ve vzduchu
Získávání několikanásobnou frakční destilací zkapalněného vzduchu
He - kapalné helium (-272°C) supravodivé a supratekuté, vzducholodě, žárovky
Ne - osvětlovací trubice
Rn - radioaktivní, medicína

Halogeny a sloučeniny...

1. června 2008 v 13:45
Tak se ještě nějak pokouším splašit na netu výpisky z chemie...objevila sem docela dobrý stránky - http://www.sesity.net tak se tam dyštak můžete ještě mrknout :-)

Halogeny

P5 prvky - v orbitalu p mají pět elektronů
VII.A skupina - sedm valenčních elektronů
F, Cl, Br, I, At
Vysoce reaktivní látky, tvoří dvouatomové molekuly
Vysoká hodnota elektronegativity
Výskyt ve sloučeninách -fluorit, sůl kamenná, bromidy v mořské vodě, chilský ledek
Halogenace - slučování organické látky s halogenem
Výroba plastů, dezinfekční a bělící účinky
F - žluto-zelený plyn, jedovatý, separace uranu
Cl - zeleno-žlutý plyn, jedovatý, výroba elektrolýzou solanky, nejvyužívanější
Br - červenohnědá kapalina, barviva, léčiva
I - důležitý pro štítnou žlázu

Halogenvodíky

Ostře páchnoucí plyny
Polární vazba, polarita směrem od F k I klesá
Vodné roztoky nazýváme kyseliny
Tvoří silné kyseliny (kromě HF, kde jsou vodíkové můstky)
Příprava přímou syntézou nebo působením silných kyselin na halogenidy
HF - leptavé účinky (leptá sklo)
HCl - také název kyselina solná, průmysl, součást trávících šťáv

Halogenidy

Soli od halogenvodíkových kyselin
Iontové - halogen + s prvek
S atomovou strukturou - halogen + d prvek
S molekulovou strukturou - halogen + p prvek
Příprava přímou syntézou nebo reakcí neušlechtilého kovu a jeho oxidu s h.v. kyselinou
Potravinářství, chemický průmysl, průmyslové hnojivo
Kyslíkaté sloučeniny halogenidů - vznikají nepřímo, jsou nestálé, přeměňují se (explozivně)
Kyslíkaté kyseliny - nestálé, různé oxidační schopnosti a síly kyseliny
Chlornany, chlorečnany, chloristany, bromičnany, jodičnany, interhalové sloučeniny

Halogenidy

10. května 2008 v 17:55 | Multivitamin.cz
Halogenidy

Prvky
Chlór , fluor, Brom , jod a astat
- v přirodě se vyskytují ve sloučeninách, nejčastěji v halogenidech, protože sou velmi reaktivní. Velmi reaktivní sou proto, že leží v VIIA skupině ( jaký to má přesně vliv to nevím, tam moje pamět nesahá,tyhle výpisky píšu z velké většiny z hlavy )
Cl2 - velmi reaktivní žlutý jedovatý plyn
F2 - žlutozelený jedovatý plyn , používaný v II.světové válce
Br2 - červenohnědá kapalina
I2 - fialová pavná látka
As2 - o tom tu nic nemám...
Víc toho nemám :-)

Kyselost a zásaditost roztoků

7. dubna 2008 v 19:07 | Domča
  • Brönstedova teorie kyselin a zásad
    • Kyselina: odevzdává H+
    • Zásada: přejímá H+
  • Protolitické reakce
    • reakce, při kterých se vyměňuje H+ (=ACIDOBAZICKÉ REAKCE)
  • Amprofitní látky (amfoterní)
    • = látky chovající se jako kyselina i jako zásada → podle podmínek
    • nejdůležitější amfiprot: H2O
  • Autoprotolýza vody
    • H2O (kyselina)+ H2O (zásada) → OH- + H3O+
      • Pravděpodobnost: 1:555 000 000
      • 0H- = HYDROXIDOVÝ ANION
      • H30+ = OXIONOVÝ KATION
    • HCl (kyselina) +H2O (zásada)→Cl- + H30+
    • NH3(zásada)+H2O(kyselina) → NH4+ + OH-
  • c(H30+)= c(OH-) NEUTRÁLNÍ ROZTOK
  • c(H30+) > c(OH-) KYSELÝ ROZTOK
  • c(H30+) < c(OH-) ZÁSADITÝ ROZTOK
  • 1905- vytvořena stupnice pH
    • stupnice od 0 do 17
    • 0-7 kyselý roztok
    • 7 neutrální roztok
    • 7-14 zásaditý roztok

Chemické reakce

7. dubna 2008 v 18:38 | Domča

Chemická reakce

  • Reaktanty= to, co má reagovat
  • Produkty= to, co vzniká reakcí
  • vznik a zánik vazeb
  • Rovnice= zápis chemické reakce
  • Rozdělení chemických reakcí:
    • z hlediska energie
      • Exotermické
      • Endotermické
    • z hlediska jevu, který se při nich projevuje:
      • Sloučení (slučovací reakce)
        • alespoň 2 látky se slučují v jednu
        • N2+3H2→2NH3
        • 2H2+O2→2H2O
      • Rozdělení
        • 2HgO→2Hg+O2
      • Vytěsnění (vytěsňovací reakce)
        • 1 látka vytěsní část (látky) v jiné látce (molekule)
        • 2AgNO3+Fe→Fe(NO3)2+2Ag
      • Podvojná záměna
        • 2 látky si vymění části
        • NaOH+HCl→NaCl+H2O

chemi -oxidy

2. března 2008 v 14:08 | Multivitamin.cz
Oxidy
a) Kyselino tvorné
- oxidy nekovových prvků CO2, SO3, SO2
-oxidy kovových prvků s oxidačním číslem větším než +V ( CrO3)

b) zásadotvorné
- oxidy zásadotvorné

c)Neutrální oxidy ( CO , NO )

d)Amfoterní oxidy

Chemie - voda II

2. března 2008 v 13:38 | Multivitamin.cz
A tady jsou mé skromné zápisky z vody , které mám v sešitu...

Voda
Na zemi zabírá 1,5 . 109 Km3

Voda v přírodě
- srážková ( rozptýlené plyny O2, CO2, SO2, H2O )
- povrchová ( suspenze , roztok - splachuje nečistoty )
- podzemní ( vzniká vsáknutím povrchové ) rozpouští se v ní minerály (Ca, Mg, Mn,Fe,Cl,SO4,CO3,HCO3 )

Tvrdost vody (Ca,Mg, CO3, HCO3 ) - vznik vodního kamene, snižuje účinnost pracích prášků.
Vodní kámen : MgCO3, CaCO3
Změkčování vody
1.Zahřátím
2.Iontoměřiče ( zacytávájí ionty )
3.Magnety
4.Změkčovadla

Voda podle použití
a) Destilovaná
- má nejméně minerálních látek ( žádné )
b)Pitná
-nesmí být zdraví škodlivá
-nejvíce se čerpá z povrchové vody
1. Usazování nečistot
2. Vločkování
3. Filtrace
4. Desinfekce - Cl2, F2, O3
c) Užitková ( průmyslová)
- několik druhů podle účelu
d)Minerální ( CO2, Rn )

Chemie- Voda

2. března 2008 v 12:55 | Multivitamin.cz
Jeden článek o vodě , kterej sem našla na tomhle blogu s referátama http://pikantus.blog.cz ( a je tam toho fakt hodně , tak se dyštak mrkněte ) snad vám to trochu pomůže kdyby Krejčí chtěl z vody už zkoušet...
Voda je jednou z nejrozšířenějších sloučenin na světě na Zemi. Stejně jako řeky a moře, vodu obsahují všechny živé organismy, které by bez ní nemohly existovat. Převážná část krve a mízy stromů je voda. Voda na Zemi existuje již od jejího vzniku a bez přestání koluje mezi půdou, atmosférou a živými organismy. Více než 70% zemského povrchu je pokryto vodou.

Voda je sloučenina, jejíž molekuly se skládají ze dvou atomů vodíku a jednoho kyslíku. Chemický vzorec vody je H2O a chemický název je oxid vodný. Voda vzniká hořením vodíku ve vzduchu. Čistá voda, tj. voda neobsahující žádné rozpuštěné látky, vře při 100°C a tuhne při 0°C. Obsahuje-li voda rozpuštěné látky, bod varu i bod tuhnutí se mění. V tom spočívá jedna z metod určení čistoty vody. Při varu vody vzniká plyn, kterému se říká vodní pára, při tuhnutí vody pevná látka - led. Na rozdíl od většiny látek voda při tuhnutí zvětšuje svůj objem, led má tedy menší hustotu a na vodě plave. Z řek, moří a jezer se voda neustále vypařuje a ve vzduchu vytváří malé kapičky vodní páry. Z vodní páry vznikají oblaka a voda ve formě dešťových kapek padá zpět na zem. Tak probíhá koloběh vody.

Voda je velmi dobré rozpouštědlo - což znamená, že se mnoho látek ve vodě rozpouští a vytváří různé roztoky. Proto je voda zřídkakdy bez příměsí. Molekuly vody jsou lehce elektricky polarizovány, protože kladně nabité vodíkové ionty jsou na jedné straně molekuly. Proto se iontové sloučeniny ( tvořené ionty ) ve vodě snadno rozpouštějí. Jejich elektricky nabité ionty se přitahují k molekule vody. V jistém množství rozpouštědla ( tedy také ve vodě )se může rozpustit jen omezené množství látky. Jestliže se již více látky nerozpouští, je roztok nasycen. Když se roztok ohřeje, obvykle se v něm rozpustí i více látky. Šumivé nápoje vznikají rozpuštěním oxidu uhličnatého ve vodě. Voda pohltí při vyšším tlaku více plynu. při
otevření láhve s šumivým nápojem (například sodovka) klesne tlak a uvolňují se bublinky plynu. Když se roztok zahřeje, množství rozpuštěného plynu samozřejmě klesá.

Tvrdá voda se označuje voda obsahující značné množství minerálů, které se rozpustily ve vodě protékající horninami. Mýdlo ve tvrdé vodě špatně pění, protože reaguje s rozpuštěnými nerosty a vytváří kal. Dočasná tvrdost vody je způsobena reakcí vápence s dešťovou vodou. Vápenec obsahuje uhličitan vápenatý, který je nerozpustný. Dešťová voda jako slabý roztok kyseliny uhličité reaguje s uhličitanem vápenatým a vytváří se hydrogenuhličitan ( kyselý uhličitan ) vápenatý, který je ve vodě rozpustný - proto je voda "tvrdá". Znečištění vody je způsobeno vypouštěním splašků z domácností a průmyslových podniků do vodních toků bez náležitého ošetření.
Z vodohospodářského hlediska se voda rozlišuje :
a) aretská voda ( podzemní voda)
b) chladící voda
c) odpadní voda
d) pitná voda

Kyslík

17. února 2008 v 11:26 | Multivitamin.cz
Kyslík
Jeho objem ve vzduchu je 21%
A hmotnost 23%
- volný O2 , O3
- vázaný H2O , ve všech živých organismech

O2
- Plyn bez barvy a zápachu
- Podporuje hoření
-umožnuje dýchání
fotosyntéza 6Co2 + 6H2O -› C6H12O6 + 6O2
Dýchání -opačná reakce
O3
- Plyn namodralý , zapáchá
- je jedovatý
Výroba O2
-destilací zkapalněného vzduchu
Příprava O2 v laboratoři
2H2O2 -› 2H2O + O2 ( katalyzátor je MnO2 )
2KMnO4 -› O2 + K2MnO4 +MnO2
2KNO3 -› 2KNO2 + 3O2
KClO4 -› KCl +2O2 ( bez katalyzátoru )
 
 

Reklama

SPAMY MAŽEME...