Pentely – maturitní otázka (2)

chemie

 

   Otázka: Pentely

   Předmět: Chemie

   Přidal(a): natt

 

Pentely

(↓ klesá X, Z; roste kovový charakter)

  • N
  • P
  • As
  • Sb
  • Bi

 

Charakteristika

  • Ns2 np3 (5 val.el.) V.A skup
  • Nepřechodné p-prvky
  • Ox.č -III, I, III, IV, V
  • Stabil el. konf.:
    • vytvořením 3kovalent vazeb -> ox.č. -III
    • odevzdat 5 valenč. el a dosáhnout ox č. V
  • Typy vazeb:
    • kovalentní – polární a nepolární
    • N – vodíkové můstky, KKV

 

DUSÍK

  • Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, málo rozpustný, inertní
  • Ox. č.: -III do V
  • může být maximálně čtyřvazný
  • Nejčastěji tvoří násobné kovalentní vazby
  • N2trojná vazba – ta je mnohem pevnější než jednoduchá, a tak je dusík málo reaktivní
  • za běžných podmínek se neslučuje ani s velmi reaktivními prvky
  • Až za zvýšené teploty a tlaku se N2 molekula rozštěpí a jako atomární dusík je reaktivní
  • vodíkové můstky (vysoká X, nevazeb.pár, malý poloměr)

 

Sloučeniny

  • Amid: NH2
  • Imid: NH2-
  • Nitrid: N3-
  • Amin: R-NH2 viz org.ch.
  • Salmiak: NH4Cl
  • Chilský ledek: NaNO3

 

Výskyt

  • Volně: N2 – 78% v atmosféře,
  • Vázaný
    • Org. – biogenní prvek – aminokyseliny, ATP, nukleonové kys (DNA/RNA)
    • Anorg
      • chilský ledek NaNO3      (hnojiva)
      • draselný ledek KNO3

 

Příprava

  • termický rozklad dusitanu amonného: NH4NO→ N2 + 2H2O

 

Výroba

  • frakční destilace zkapalněného vzduchu (destilace je umožněna rozdílnou teplotou varu kyslíku  – 182°C a dusíku – 196°C)

 

Použití

  • přepravuje se v tlakových lahvích se zeleným pruhem
  • výroba hnojiv
  • využívá se jako ochranný plyn, kde není žádoucí setkání se vzdušným kyslíkem např. při výrobě výbušnin

 

NH3  – amoniak

  • Bezbarvý plyn štiplavého zápachu
  • Dobře rozpustný ve vodě, dobré rozpouštědlo
  • Vodíkové můstky, koordinačně kovalentní vazba
  • V těle se přeměňuje na močovinu
  • Zásadotvornost (způsoben volným elektronovým párem – je schopen vázat proton H+)
    • NH3 + HCl NH4Cl = salmiak
    • 2NH3 + H2SO4 -> NH4SO4  s kyselinami tvoří soli amonné
  • Redukční účinky
    • NH3 ­+ H2O → NH4+ + OH = čpavková voda
    • NH3 ­+ O2  → NO + H2O
  • Příprava: rozklad amonných solí silnými zásadami
    • NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O
    • (NH4)2CO3 → 2NH+ H2O + CO2
  • Výroba: Haber-Boschova syntéza
    • N2 + 3H2 <->  2NH3 (T=450°C, p=20MPa)

 

Oxidy

N2O

  • dusný, rajský plyn – používal se jako anestetikum
  • jeho směs s vodíkem v plamenu vybuchuje

NO

  • dusnatý, příprava přímou syntézou

NO2 –dusičitý OX

  • Jedovatý, zapáchající, červenohnědý – barvu způsobuje nepárový el.
  • Za běžných podmínek je dimerizován (2NO2 ↔ N2O4)

N2O3 – dusitý

  • nestab
  • NO + NO2→ N2O3

N2O5 – dusičný

  • N2O5 + H2O ->  HNO3

 

Kyseliny

HNO2 – kys. dusitá

  • Slabá, nestab, snadno podléhá oxidaci a redukci
  • Soli dusitany MINO2 – konzervanty

 

HNO3 kys. dusičná

  • Silná kyselina
  • 68% koncentrovaná
  • rozkládá se světlem -> tmavé lahve
  • Oxiduje skoro všechny kovy kromě Pt, Rh, Ir, Nb, Ta (ty reagují jen s lučavkou královskou)
  • Lučavka královská = HNO3 a HCl 1:3 (rozpouštějí se v ní ušlechtilé kovy)
  • Pasivace kovu (pokrytí vrstvou oxidu) – Fe, Cr, Al
  • Výroba organických léčiv, výbušnin

 

Příprava:

  • NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3

 

Výroba

  • N2 + 3H2 → 2NH3 Haber-Boshova syntéza
  • 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O hoření NH3
  • 2NO + O2 → 2NO2 nestab -> stab
  • 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO

 

Oxidační činidlo: čím je kyselina zředěnější a kov reaktivnější, tím se více redukuje

  • Cu + 4HNO3(konc.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
  • 3Cu + 8HNO3(zřed.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
  • 3Zn + 8HNO3(zřed.) → 3Zn(NO3)2+ 2NO + 4H2O

 

  • Nitrační směs: HNO3 + H2SO4 <-> (H2NO3)+ + (HSO4)
  • Nitrace: dochází k navázání nitroskupiny na organický zbytek

 

 

FOSFOR

  • Výskyt – Vázaný
    • org slouč. – biogenní prvek
      • složka kostí tkáně, nukleové kyseliny, fosfolipidy, koenzymy (NAD+,NADP+), ATP
    • anorg. slouč. 
      • Apatit (Ca5(PO4)3)
      • Fosforit (usazená hornina biogenního původu s obsahem P4O10 od 5 % do 35 %.
        • Je to směs fosforečnanů přírodního původu, ve kterém je jedna z hlavních složek minerální skupina apatitu)

 

Alotropické modifikace

  • Bílý fosfor – P4
    • Velmi reaktivní
    • Samozápalný uchovává se pod vodou (v přítomnosti kyslíku hoří dobře i pod vodou)
    • Prudce jedovatý
    • Ve tmě světélkuje
  • Červený fosfor Pn řetězce
    • Méně reaktivní, stálejší
    • Nejedovatý
    • Výroba škrkátek u zápalek
  • Černý fosfor Pn vrstevnatý
    • Nejméně reaktivní, nejstálejší

 

Použití

  • přídavá se do slitin
  • výroba kys. fosforečné, fosfátů

 

Sloučeniny

  • PH3 (fosfan) RČ – na vzduchu samozápalný, česnekový zápach
  • H3PO2 fosforná – není 3sytná – vodíky nejsou vázány přes kyslíky
  • H3PO3 – fosforitá RČ, nestab., hygroskopická
  • H3PO4 – kys fosforečná
    • slabá, stabilní, bez oxidačních vlastností
    • Coca-Cola
    • Soli: dihydrogenfosforečnany (MH2PO4), hydrogenfosforečnany (M2HPO4), fosforečnany (M3PO4)
  • P4O6oxid fosforitý
    • Tvoří dimery
  • P4O10 oxid fosforečný
    • Dimer

 

Hnojiva

  • Ledky (dusičnany)
  • Superfosfát – minerální hnojivo, fosfor rostliny zabudovávají do adenosinfosfátu (ATP, ADP, AMP) – přenašečů energie, které jsou stavebními jednotkami nukleových kyselin
  • Hlavními biogenními prvky jsou N, P, K
  • umělá
  • Statková (chlévský hnůj, kompost)
  • Průmyslová
    • Jednosložková
    • Vícesložková
    • Pesticidy

 

  • N2 + 3H2→ 2NH3
  • NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O
  • NH3 + HCl → NH4Cl
  • NH3 + HNO3 → NH4NO3
  • Cu + HNO3 (koncentrovaná, zředěná) →
    • Cu + 4HNO3(konc.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
    • 3Cu + 8HNO3(zřed.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
  • Hoření fosforu: P2 + O2 → P2O5
  • Reakce P4O10 s vodou: P4O10 + H2O → H3PO4





Další podobné materiály na webu: