PENTELY PRVKY V A SKUPINY 15 SKUPINA charakteristika

PENTELY, PRVKY V. A SKUPINY, 15. SKUPINA

charakteristika: p – prvky, valenční elektrony mají v orbitalech s a p elektronegativita atomů klesá ve skupině s rostoucím protonovým číslem atomů atomy mají ve valenčních orbitalech 5 elektronů dusík a fosfor jsou nekovy, arsen je polokov a antimon a bismut jsou kovy

dusík (7 N) výskyt: dusík tvoří 78, 1 objem. procent zemské atmosféry rostliny a živočichové obsahují dusík ve formě aminokyselin, které tvoří proteiny živočichové vylučují dusík ve formě amoniaku, močoviny či kyseliny močové

minerály: ledek draselný = salnitr - KNO 3 ledek sodný = chilský ledek - Na. NO 3 při převozu sodného ledku lodí vznikaly často požáry, neboť ledek byl hašený vodní párou a horkou vodou ohromná ložiska Na. NO 3 jsou v pustých neobydlených pouštních oblastech severního Chile

průmyslová výroba: destilací zkapalněného vzduchu ( t. v. = – 196 C ) laboratorní příprava: tepelný rozklad dichromanu amonného (NH 4)2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O

vlastnosti: bezbarvý plyn bez chuti a zápachu lehčí než vzduch nehoří a hoření nepodporuje za nízkých teplot a za vysokého tlaku se dá zkapalnit

molekulový dusík je za běžné teploty nereaktivní vysvětlení: molekuly jsou tvořeny dvěma atomy dusíku vázanými velice pevnou trojnou vazbou, štěpí se až za vysokých teplot

využití: inertní atmosféra huštění pneumatik (plynný dusík) výroba amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv ochrana biologických vzorků – krve, spermatu (kapalný dusík)

sloučeniny: amoniak bezbarvý alkalický plyn, zapáchá, jedovatý zkapalnitelný snadno se rozpouští ve vodě a reaguje s ní NH 3(aq) + H 2 O → NH 4+(aq) + OH-(aq)

• průmyslová výroba: • Haberova-Boschova vysokotlaká redukce dusíku vodíkem • (p = 20 MPa, t = 400°C, katalyzátor Fe): • N 2 + 3 H 2 → 2 NH 3

vlastnosti: • reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí: 2 NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4)2 SO 4 • na vzduchu hoří žlutým plamenem: neúplné spalování: 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O úplné spalování: 4 NH 3 + 5 O 2 → 4 NO + 6 H 2 O (Pt, t = 800°C) 2 NO + O 2 → 2 NO 2 (Pt, t = 400°C)

• využití: výroba kyseliny dusičné hnojivo – ve formě amonných solí

chlorid amonný – salmiak příprava - reakcí amoniaku s kyselinou chlorovodíkovou: NH 3 + HCl → NH 4 Cl bílá krystalická látka, sublimuje, ve vodě rozpustný využití – elektrolyt do suchých článků

sulfid amonný ve vodě rozpustný využití – činidlo v analytické chemii síran amonný ve vodě rozpustný využití - dusíkaté hnojivo

dusičnan amonný bílá, krystalická látka, rozpustná ve vodě, bezpečnostní trhavina, hnojivo uhličitan amonný bílá, krystalická látka ve vodě rozpustná, součástí kypřícího prášku

oxidy oxid dusný rajský plyn - bezbarvý plyn, nasládlé chuti vdechován působí nejprve stavy veselosti (odtud název rajský plyn) nebo hysterie, při vyšších dávkách útlum až anestetický spánek dlouhodobé nebo intenzivní vdechování však může vést k zástavě dýchání, nebo přílišnému útlumu srdeční činnosti, případně až k zástavě srdce, v obou případech s následkem smrti proto je velmi nebezpečné jeho případné zneužití čicháním jako drogy využití - anestetikum, hnací plyn do bombiček na přípravu šlehačky

oxid dusnatý – bezbarvý, jedovatý plyn, dusivého zápachu příprava - reakcí mědi se zředěnou kyselinou dusičnou: 3 Cu + 8 HNO 3 → 3 Cu(NO 3)2 + 2 NO + 4 H 2 O vzdušným kyslíkem se oxiduje na oxid dusičitý 2 NO + O 2 → 2 NO 2

oxid dusičitý příprava - reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou: Cu + 4 HNO 3 → Cu(NO 3)2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O nebo termickým rozkladem dusičnanu olovnatého: 2 Pb(NO 3)2 → 2 Pb. O + 4 NO 2 + O 2 hnědočervený, silně jedovatý, zapáchající plyn ochlazením pod t = -11 °C tuhne na ledový dimér N 2 O 4: 2 NO 2 → N 2 O 4

oxidy NO a NO 2 hrají spolu s oxidy síry hlavní roli při tvorbě kyselého deště - v Evropě způsobují asi 1/3 okyselení dešťových srážek - oxid dusičitý navíc způsobuje snižování odolnosti vůči virovým onemocněním, bronchitidě a zápalu plic

kyselina dusitá slabá kyselina, stálá jen ve zředěných roztocích využití – příprava / výroba diazoniových solí soli: dusitany - rozpustné ve vodě, některé hygroskopické (Na. NO 2, KNO 2) oxidují se manganistanem draselným (KMn. O 4 na dusičnany ) dusitan sodný příprava/výroba diazoniových solí

kyselina dusičná výroba 50 – 60% kyseliny se uskutečňuje katalytickou (Pt) oxidací amoniaku: 4 NH 3 + 5 O 2 → 4 NO + 6 H 2 O 2 NO + O 2 → 2 NO 2 + H 2 O +O 2→ HNO 2 + HNO 3 bezvodá se získá destilací koncentrovaného roztoku kyseliny v přítomnosti oxidu fosforečného nebo bezvodé kyseliny sírové za sníženého tlaku

bezbarvá kapalina, silná kyselina, oxidační vlastnosti, maximální konc. 68% uchovává se v tmavých lahvích, poněvadž se působením světla rozkládá: 4 HNO 3 → 4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 koncentrovaná pasivuje některé kovy (vytváří filmy oxidů, které brání další reakci kovu s kyselinami, např. pasivuje Al, Cr, Fe)

lučavka královská – směs HNO 3 a HCl (v poměru 1: 3) rozpouští i Au a platinové kovy využití: výroba hnojiv, výbušnin, plastů, léčiv, barviv soli – dusičnany rozpustné ve vodě dusičnany alkalických kovů se zahřátím rozkládají na dusitan a kyslík: 2 KNO 3 → 2 KNO 2 + O 2 dusičnan sodný – konzervant masných výrobků – E 251

fosfor (15 P) historie: Poprvé izolován alchymistou H. Brandtem v roce 1669 - nechal několik dní rozkládat moč, pak ji varem silně zahustil a nakonec destiloval při vysokých teplotách za nepřístupu vzduchu. Z par po kondenzaci pod vodou získal fosfor jako voskovitou látku, která na vzduchu ve tmě světélkovala. název phosphorus (řecky phos = světlo, phoros = nesoucí ) český název kostík se neujal, jako chemický prvek byl označen až Lavoisierem

výskyt: apatit – těžba poloostrov Kola ( výroba fosforu ) fluoroapatit vyskytuje se v živých organismech - kosti, zuby - apatit karbonátový 3 Ca 3(PO 4)2·Ca. CO 3 ·H 2 O DNA, RNA, lipidy průmyslová výroba: redukcí fosforečnanů křemenným pískem a koksem v elektrické peci: 2 Ca 3(PO 4)2 + 6 Si. O 2 → 6 Ca. Si. O 3 + P 4 O 10 + 10 C → P 4 + 10 CO (t = 1500°C)

fosfor vzniká ve formě par, které jsou chlazeny pod vodou, vzniká tak fosfor v pevném skupenství

bílý fosfor žlutobílá látka měkký jako vosk, lze jej krájet nožem nerozpouští se ve vodě rozpouští se v benzenu, etheru molekula je tetraatomická, krystalizuje v kubické soustavě

velmi reaktivní, samozápalný, na vlhkém vzduchu světélkuje (fosforescence) – páry fosforu reagují s kyslíkem za vzniku oxidu fosforečného a světla velmi silný jed – 0, 05 g je pro člověka smrtelná dávka páry vdechované v malých množstvích po delší dobu způsobují odumření čelistních a nosních kostí – fosforová nekróza

červený fosfor získává se zahřátím bílého fosforu za nepřístupu vzduchu při teplotě 270°C atomy fosforu tvoří řetězce, nefosforeskuje, není jedovatý méně reaktivní nerozpustný ve všech rozpouštědlech

černý fosfor vzniká zahříváním bílého fosforu na 220°C za tlaku 1, 2 GPa černá látka s kovovým leskem má polymerní strukturu nejméně reaktivní tepelně i elektricky vodivý není jedovatý

využití: červený - výroba zápalek, pyrotechniky bílý - jed na krysy, bomby – Korejská válka, válka ve Vietnamu, Čěčenský konflikt, Američané použili fosforové bomby v Iráku proti povstalcům – byly použity fosforové granáty pro osvětlení bojového prostoru bílý fosfor způsobuje rozsáhlé popáleniny, které se špatně hojí, oděv zůstává nepoškozený, nebezpečný je i oxid fosforečný, který vzniká v plynném skupenství při výbuchu fosforové bomby

oxidy oxid fosforečný příprava - spalováním fosforu v nadbytku suchého vzduchu a ochlazením par: P 4 + 5 O 2 → P 4 O 10 existuje v různých formách (krystalické, amorfní, kapalné) po osvětlení silně zeleně fosforeskuje, hygroskopický využití - v laboratoři při sušení plynů a kapalin (dehydratační činidlo)

kyselina trihydrogenfosforečná (ortofosforečná) výroba - spalováním rozprášeného roztaveného fosforu ve směsi vzduchu a páry v nerezové nádobě: P 4 + 5 O 2 + 6 H 2 O → 4 H 3 PO 4 nebo reakcí přírodního fosfátu s kyselinou sírovou: Ca 5(PO 4)3 F + 5 H 2 SO 4 + 10 H 2 O → 3 H 3 PO 4 + 5 Ca. SO 4· 2 H 2 O + HF síran se odfiltruje, HF se odstraní v podobě nerozpustného Na 2 Si. F 6 tvoří bezbarvé krystaly dobře rozpustná ve vodě běžně 75 - 85% trojsytná, středně silná kyselina

využití: přípravky proti korozi okyselení nápojů sycených oxidem uhličitým (např. Coca cola) výroba hnojiv

soli: dihydrogenfosforečnany, fosforečnany příprava - reakcí kyseliny s hydroxidy nebo uhličitany H 3 PO 4 + 3 Na. OH → Na 3 PO 4 + 3 H 2 O H 3 PO 4 + Na 2 CO 3 → Na 2 HPO 4 + CO 2 + H 2 O H 3 PO 4 + Na 2 HPO 4 → 2 Na. H 2 PO 4 fosforečnan trisodný - součást prášků na praní

fosforečná hnojiva výroba superfosfátu: (skládá se z dihydrogenfosforečnanu vápenatého a síranu vápenatého ) Ca 3(PO 4)2(nerozp. ) + 2 H 2 SO 4 → Ca(H 2 PO 4)2(rozp. ) + 2 Ca. SO 4 hydrogenfosforečnan diamonný a dihydrogenfosforečnan amonný jsou také obsaženy ve fosforečných hnojivech