Pentely – maturitní otázka (2)

 

   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
• N₂ – trojná 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: NH^2-
• Nitrid: N^3-
• Amin: R-NH_{2 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 NaNO_{3      (hnojiva)}
    • draselný ledek KNO₃

 

Příprava

• termický rozklad dusitanu amonného: NH₄NO₂  → 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 → 2NH₃  + 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)

N₂O_{3 –} dusitý

• nestab
• NO + NO₂→ N₂O₃

N₂O_{5 –} dusičný

• N₂O₅ + H₂O ->  HNO₃

 

Kyseliny

HNO₂ – kys. dusitá

• Slabá, nestab, snadno podléhá oxidaci a redukci
• Soli dusitany M^INO₂ – 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 → 2NH_{3 Haber-Boshova syntéza}
• 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O _{hoření NH3}
• 2NO + O₂ → 2NO_{2 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 P_n řetězce
  • Méně reaktivní, stálejší
  • Nejedovatý
  • Výroba škrkátek u zápalek

• Černý fosfor P_n 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
• H₃PO_{4 –} kys fosforečná
  • slabá, stabilní, bez oxidačních vlastností
  • Coca-Cola
  • Soli: dihydrogenfosforečnany (MH₂PO₄), hydrogenfosforečnany (M₂HPO₄), fosforečnany (M₃PO₄)
• P₄O₆ – oxid 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