Pentely – Prvky V. A skupiny

 

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 (N^3-) – 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 P_n, 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⁺ + HPO₄^2-

HPO₄^2- -> H⁺ + PO₄^3-

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