Otázka: Pentely – Prvky V. A skupiny
Předmět: Chemie
Přidal(a): Lucie
Obecná charakteristika
Pentely – prvky 15. skupiny
- dusík (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb), bismut (Bi)
- 5 valenčních elektronů v orbitalech ns2 np3
- s rostoucím protonovým číslem roste kovový charakter
- dusík a fosfor jsou nekovy
- arsen je polokov (může být i antimon)
- bismut je kov
Dusík (N)
- oxidační čísla: -III, -II, -I, 0, I, II, III, IV, V
- trojvazný, hybridizace sp3 (nemůže být pětivazný, protože nemá d-orbital, leží v 2. periodě)
Výskyt:
- volný ve vzduchu 78 %
- vázaný – chilský ledek NaNO3, biogenní prvek – součást bílkovin
Vlastnosti: bezbarvý plyn, bez zápachu, není jedovatý, tvoří dvouatomové molekuly – velmi stabilní N≡N, málo reaktivní – inertní plyn (s kyslíkem reaguje při teplotě 2000 až 3000 ˚C, s vodíkem za vysokých tlaků 10 – 100 MPa + katalyzátor)
Výroba:
- průmyslová: frakční destilací zkapalněného vzduchu (lahev zelená)
- laboratorně: rozkladem dusitanu amonného
NH4NO2 -> N2 + 2H2O
Využití: výroba amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv, inertní atmosféra, balící plyn, kapalný dusík jako chladící médium
Sloučeniny
Nitridy (N3-) – binární sloučeniny kovů s dusíkem, vysokoreakční nádoby
3 Ca + N2 -> Ca3N2
a) dusíku s vodíkem
- NH3– plyn charakteristického zápachu, jedovatý
Výroba:
- průmyslově – syntéza z plynů
N2 + 3H2 -> 2NH3
- laboratorně: reakcí amonných solí s roztoky silných zásad
NH4Cl + NaOH -> NH3 + NaCl + H2O
- diasociace ve vodném prostředí
NH3 + H2O -> NH4+ + OH–
- zásaditý charakter
NH3 + HCl -> NH4Cl
Přehled solí
- síran amonný (NH4)2SO4 hnojivo
- dusičnan amonný NH4NO3 trhavina, hnojivo
- chlorid amonný NH4Cl elektrolyt v suchých článcích
Využití: výroba kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv, chladící médium – zimní stadióny
b) dusíku s kyslíkem
- N2O – plyn, není jedovatý, má narkotické účinky – „rajský plyn“, při operacích jako uspávací prostředek, v potravinářství do bombiček na přípravu šlehačky
NH4NO3 -> N2O + 2H2O
- NO – bezbarvý plyn, na vzduchu se rychle oxiduje na oxid dusičitý NO2, jako meziprodukt výroby kyseliny dusičné, obsažen ve výfukových plynech
Výroba – průmyslově:
4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O (katalytická oxidace amoniaku)
Příprava – laboratorně:
8HNO3 + 3Cu -> 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O
- NO2– hnědočervený plyn, vedlejší produkt jiných syntéz, vzniká spalováním pohonných hmot, koncentrace v ovzduší – sledována (kyselé deště)
Laboratorní příprava:
2Pb(NO3)2 -> 4NO2 + 2PbO + O2
- HNO2– slabá kyselina, používá se při diazotaci (syntéza v organice) – viz organika diazoniové soli
Příprava:
NaNO2 + HCl -> HNO2 + NaCl
Soli – dusitany – dobře rozpustné ve vodě (mimo AgNO2)
- HNO3– kyselina dusičná, dříve se vyráběla z chilského ledku,
NaNO3 + H2SO4 -> NaHSO4 + HNO3
NaNO3 + NaHSO4 ->Na2SO4 + HNO3
Dnes:
N2 + 3H2 -> 2NH3
4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O
2NO + O2 -> 2NO2
2NO2 + H2O -> HNO3 + HNO2
3HNO2 -> HNO3 + 2NO + H2O
Nejčastěji se dodává jako 65%, silná kyselina, má silné oxidační vlastnosti, v koncentrované se rozpouští většina kovů (nerozpouští se Au, Pt, pasivuje Al, Fe, Cr)
Soli – dusičnany – často pro výrobu hnojiv, dobře rozpustné ve vodě (např. dusičnan sodný (NaNO3), dusičnan draselný (KNO3))
HNO3 + NaOH -> NaNO3 + H2O
Pasivace = pokrytí kovu vrstvičkou oxidu, který brání dalšímu styku kovu s kyselinou
Lučavka královská – HCl a HNO3 v poměru 3:1 (rozpouští zlato i platinu)
Použití: výroba dusíkatých hnojiv, dusičnanů, výbušnin, barviv, léčiv, plastů
Pozn: nitrace v organické chemii – zavádění skupiny –NO2 – nitrační směs
směs koncentrovaných kyselin dusičné a sírové ve váhovém poměru 1:2 (H2SO4 : HNO3)
Fosfor (P)
- pětivazný (obsahuje 3d-orbital)
- Výskyt: pouze ve sloučeninách – fosforečnan vápenatýCa3(PO4)2 součást fosforitu a apatitu, z nich se vyrábí P redukcí uhlíkem
- Výroba: žíháním fosforitu v přítomnosti uhlíku a křemenného písku
2Ca3(PO4)2 + 6SiO2+ 10C -> P4 + 6CaSiO3 + 10CO
- Fosforečnan vápenatý – součást kostí a zubů, fosfor ve formě sloučenin je i součást šedé kůry mozkové, nervů, buněčných jader (součást nukleových kyselin (RNA a DNA) ve formě genetické informace (zbytek H3PO4))
- = biogenní prvek
Tři modifikace:
bílý – nejreaktivnější, molekuly P4, na vzduchu samozápalný, uchovává se pod vodou, je velmi jedovatý, rozpustný v sirouhlíku CS2, shoří na P4O10
červený – vzniká z bílého zahříváním v inertní atmosféře, červenofialový prášek, řetězce Pn, není jedovatý, nerozpustný v CS2, na vzduchu se nevzněcuje
černý – působením vysokých tlaků na fosfor červený, krystalický, má kovový vzhled, dobře vede teplo a elektrický proud
- nejvyšší oxidační číslo V, nejnižší –III, má nízkou elektronegativitu, netvoří vodíkové můstky (na rozdíl od dusíku), s většinou sloučenin tvoří binární sloučeniny
- Využití: výroba zápalek (červený), náplně bomb, hubení krys (bílý)
- Sloučeniny
sloučeniny fosforu s vodíkem
- PH3 = hydrid fosforitý (fosfan), bezbarvý, jedovatý plyn, páchne po česneku, vzniká reakcí fosfidů s vodou nebo zředěnými kyselinami
2AlP + 3H2SO4 -> 2PH3 + Al2(SO4)3 fosfid hlinitý
Ca3P2 + 6H2O -> 2PH3 + 3Ca(OH)2 fosfid vápenatý
- silné redukční činidlo
sloučeniny fosforu s halogeny
- fosforité PX3
- fosforečné PX5
sloučeniny fosforu s kyslíkem
- P4O6– krystalická látka, řízeným spalováním fosforu, velmi jedovatý
- P4O10– spalováním fosforu v nadbytku suchého vzduchu
P4 + 5O2 -> P4O10 (dimér)
- H3PO3– kyselina trihydrogenfosforitá, bezbarvá, ve vodě dobře rozpustná krystalická látka, dvojsytná
- H3PO4– kyselina trihydrogenfosforečná
- bezbarvá, krystalická látka, velmi dobře rozpustná ve vodě, používá se k okyselování nápojů a fosfátování – antikorozní úprava
- trojsytná, tvoří tři řady solí:
H3PO4 -> H+ + H2PO4–
H2PO4– -> H+ + HPO42-
HPO42- -> H+ + PO43-
Ca3(PO4)2 – pro výrobu fosforečných hnojiv, je ve vodě nerozpustný
Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 + 2H2O -> Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4 + 2H2O – superfosfát = hnojivo
Arsen (As)
Výskyt: arsenopyrit FeAsS
Výroba: pražení arsenopyritu (žíhání za nepřístupu vzduchu)
FeAsS -> As + FeS
Vlastnosti: vyrábí se v několika alotropických modifikacích – nejstabilnější kovový (šedý), vrstevnatá struktura
Využití:
- součást speciálních slitin, výroba polovodičů
- Pozn: elementární arsen není příliš toxický, v těle je metabolizován především na oxid arsenitý As2O3 – arsenik – velmi účinný jed
Sloučeniny:
- AsH3 – arsan – výrazné redukční vlastnosti, silné redukční činidlo, termicky není moc stálý -> rozpadá se na arsen a vodík AsH3 -> As + H2
- Pozn: Marshova zkouška – kvalitativní důkaz arsenu
Výroba:
Na3As + 3H2O -> AsH3 + 3NaOH
- AsCl3 – chlorid arsenitý – jedna z nejjedovatějších sloučenin arsenu, na seznamu chemických bojových látek
- As4O6, H3AsO3, As2O5, H3AsO4
- Organické sloučeniny arsenu – silné jedy, využívány jako chemoterapeutika, bojové chemické látky
- : na přítomnost arsenu a jeho sloučenin jsou velice citlivé včely, které mohou sloužit jako citlivý bioindikátor arsenu v přírodním prostředí
Antimon (Sb)
Výskyt: antimonit Sb2S3
Výroba: tavením
Sb2S3 + 3Fe -> 3FeS + 2Sb
Vlastnosti: několik alotropických modifikací, stálý je kovový (šedý), vrstevnatá struktura, polokov.
Využití: na výrobu sloučenin, které se využívají jako zpomalovače hoření některých plastů, antimon k legování olova pro výrobu akumulátorů, ochranných krytů kabelů a munice.
Sloučeniny:
- SbH3(stiban) – k výrobě polovodičů
- Sb4O6, Sb2O5, SbX3, SbX5
Bismut (Bi)
- Vyrábí se stejným způsobem jako antimon
- křehký, načervenalý kov, strukturou podobný šedému arzenu, radiokativní
- využívá se k přípravě slitin (Woodův kov) nebo jako náhrada olova ve střelivu
- BiH3(bismutan), Bi2O3, Bi2O5