Pentely prvky V A skupiny charakteristika p prvky

Pentely – prvky V. A skupiny • 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

těžba ledku v Chile

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

termický rozklad dichromanu amonného – „ sopka na stole“

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

• chemické vlastnosti: • 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

• chemické 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: 2 NH 3 + 5/2 O 2 → 2 NO + 3 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, Cu, 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

bílý fosfor

za laboratorní teploty se bílý fosfor vznítí, je samozápalný

červený fosfor

• 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

apatit – využití ve šperkařství

– 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 • má vrstevnatou strukturu, 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

havárie vagónu převážející bílý fosfor (Ukrajina ), mrak oxidu fosforečného zamořil 14 obcí

• 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