Prvky p3 (pentely)

chemie

 

Otázka: Prvky p3 (pentely)

Předmět: Chemie

Přidal(a): Eliška 🙂

 

 

Charakteristika prvků p3 – pentelů

  • prvky 15. (V.A) skupiny, p3 prvky, pentely
  • dusík, fosfor, arsen, antimon, bismut
  • mají 5 valenčních elektronů, el. konfigurace ns2 np3
  • od fosforu mají volné d orbitaly → schopny excitace:
    • 1) ns2 np3, trojvazné, ox. č. III/-III
    • 2) ns1 np3 nd1, pětivazné, ox. č. V

  • dusík není schopen excitace, i přesto ale může mít ox. č. V – jedna z vazeb je koordinační
  • s rostoucím Z roste kovový charakter prvků – dusík a fosfor jsou nekovy, arsen a antimon polokovy, bismut kov
  • s rostoucím Z klesá jejich reaktivita a také kyselost
  • stabilní el. konfiguraci nejčastěji získávají tvorbou tří kovalentních vazeb – pak mají ox. č. –III
  • se vzrůstajícím Z roste stabilita sloučenin s ox. č. III a klesá stabilita sloučenin s ox. č. V arsen, antimon a bismut jsou v přírodě málo rozšířené, nacházejí se především ve formě sirných rud a používají se např. na výrobu slitin
  • rozpustné sloučeniny arsenu jsou jedovaté a používají se k hubení hlodavců (např. arzenik – oxid arsenitý As4O6)

 

Dusík

  • 2 stabilní izotopy – 14N (99,5 %) a 15N
  • výskyt:
    • volný v atmosféře ve formě dvouatomových molekul (78 obj. %), vzduch je proto hlavním zdrojem dusíku
    • vázaný:
      • v anorganických sloučeninách, např. v minerálech chilský ledek NaNO3 a draselný ledek (salnitr) KNO3, dále v amonných solích a dusitanech
      • v organických sloučeninách, např. v bílkovinách, nukleových kyselinách, je to biogenní prvek
  • vlastnosti a reakce:
    • bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě, kyselinotvorný, nehořlavý
    • ve všech skupenstvích tvoří dvouatomové molekuly N  N, trojná vazba je pevná → nízká reaktivita
    • oxidační čísla od –III do V
    • ve sloučeninách může být maximálně čtyřvazný
    • nejelektronegativnější prvek (X = 3,1)
    • vzhledem k vysoké elektronegativitě je schopen vytvářet vodíkové vazby
    • za běžných podmínek se neslučuje ani s velmi reaktivními prvky
    • zvýšením teploty a tlaku se reaktivita podstatně zvyšuje, protože dojde k rozštěpení molekuly N2 na samostatné atomy, které jsou velmi reaktivní a slučují se s mnohými prvky
  • příprava:
    • termickým rozkladem dusitanu amonného:
      • NH4NO2 → N2 + 2 H2O
  • výroba:
    • frakční destilací zkapalněného vzduchu
  • použití:
    • přepravuje se stlačený v tlakových ocelových lahvích se zeleným pruhem
    • při výrobě různých sloučenin – amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv
    • elementární dusík se pro svou malou reaktivitu uplatňuje jako ochranný plyn tvořící inertní atmosféru všude tam, kde není žádoucí styk látek se vzdušným kyslíkem (např. při výrobě výbušnin)
    • tekutý dusík se používá jako chladivo (tv = – 196 °C)
  • amoniak:
    • dříve nazýván čpavek
    • za běžných podmínek bezbarvý plyn štiplavého zápachu a svíravé chuti
    • díky vodíkovým vazbám, které tvoří, má ve srovnání s hydridy ostatních prvků 15. skupiny vysokou teplotu tání
    • je mimořádně dobře rozpustný ve vodě (NH3.H2O, dříve NH4OH – hydroxid amonný) o dobré rozpouštědlo
    • v přírodě se tvoří rozkladem organických sloučenin obsahujících dusík
    • volný elektronový pár na dusíku způsobuje jeho zásaditý charakter, je schopen vázat proton H+ za vzniku NH4+
    • má redukční vlastnosti:
      • 3 CuO + 2 NH3 → 3 Cu + 3 H2O + N2
    • laboratorně se připravuje rozkladem amonných solí silnými zásadami:
      • NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O
    • průmyslově se vyrábí tzv. Haber-Boschovou syntézou, tedy vysokotlakou katalyzovanou syntézou prvků:
      • N2 (g) + 3 H2 (g) -> 2 NH3 (g)
  • použití:
    • výroba průmyslových hnojiv obsahujících amonné soli nebo dusičnany
    • výroba kyseliny dusičné, sody
    • kapalný jako chladicí médium
  • reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí
  • s vodou amoniak částečně reaguje:
    • NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH–
  • amonné soli:
    • obsahují kation NH4+
    • většinou jsou bezbarvé (bílé), krystalické, ve vodě rozpustné, tepelně nestálé (uvolňuje se amoniak)
    • nejznámější je chlorid amonný, tzv. salmiak NH4Cl – používá se při pájení kovů a v lékařství
    • dusičnan amonný NH4NO3 se používá jako průmyslové hnojivo
  • oxidy:
    • jsou složkou výfukových plynů a průmyslových exhalací
    • většinou jsou dráždivé a jedovaté
    • způsobují kyselé deště
    • meziprodukty výroby kyseliny dusičné
    • vznikají při redoxních reakcích dusíkatých sloučenin
    • oxid dusný N2O:
      • rajský plyn
      • bezbarvý, nasládlé chuti, málo rozpustný ve vodě
      • jeho směs s vodíkem při styku s plamenem vybuchuje
      • vdechováním malého množství N2O nastává stav veselosti a opojení, při intenzivní inhalaci působí jako narkotikum
      • používal se v anesteziologii k narkózám, jako náplň do bombiček (např. se šlehačkou)
    • oxid dusnatý NO:
      • bezbarvý plyn
      • radikál, má nepárový elektron
      • velmi reaktivní
      • snadno se oxiduje na oxid dusičitý
      • lze ho připravit přímou syntézou za vysokých teplot:
        • N2 + O2 → 2 NO
  • oxid dusitý N2O3:
    • rozpouštěním ve vodě vzniká kyselina dusitá:
      • N2O3 + H2O → 2 HNO2
  • oxid dusičitý NO2:
    • červenohnědý jedovatý plyn
    • vzniká při špatném uchovávání kyseliny dusičné
    • radikál
    • snadno tvoří dimer, tím se stabilizuje (N2O4)
    • silné oxidační činidlo
    • používá se jako okysličovadlo v raketové technice
  • oxid dusičný N2O5:
    • rozpouštěním ve vodě vzniká kyselina dusičná:
      • N2O5 + H2O → 2 HNO3
  • kyseliny:
    • kyselina dusitá HNO2:
      • středně silná jednosytná kyselina
      • nestálá, snadno podléhá oxidaci i redukci
      • její vodný roztok se získá reakcí dusitanů s neoxidujícími kyselinami:
        • AgNO2 + HCl → HNO2 + AgCl
      • příprava:
        • N2O3 + H2O → 2 HNO2
      • používá se při výrobě barviv (především její soli – dusitany → azobarviva)
      • její soli dusitany MNO2 jsou dobře rozpustné ve vodě
    • kyselina dusičná HNO3:
      • silná jednosytná kyselina
      • čistá je bezbarvá
      • světlem se rozkládá na NO2, H2O a O2 (oxid dusičitý pak způsobuje žluté zabarvení), proto se uchovává v tmavých lahvích
      • s vodou je neomezeně mísitelná
      • koncentrovaná je 68%
      • silné oxidovadlo, oxiduje skoro všechny kovy, pouze:
        • Au a některé platinové kovy (Pt, Rh, Ir, Nb, Ta) reagují jen s lučavkou královskou, což je směs HNO3 a HCl v poměru 1:3
        • Fe, Cr a Al se v koncentrované HNO3 pasivují, tzn. pokrývají se vrstvou oxidů, které brání další reakci, a reagují proto pouze se zředěnou kyselinou
      • bílkoviny jejím působením žloutnou (xantoproteinová reakce – důkaz bílkovin)
      • příprava – rozkladem dusičnanu sodného kyselinou sírovou:
        • NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3
      • průmyslová výroba – nepřímou katalytickou oxidací amoniaku:
        • 1. syntéza amoniaku:
          • N2 (g) + 3 H2 (g) — Fe, 450 °C, MPa -> 2 NH3 (g)
        • 2. oxidace amoniaku:
          • 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
        • 3. oxidace oxidu dusného:
          • 2 NO + O2 → 2 NO2
        • 4. reakce oxidu dusičitého s vodou:
          • 3 NO2 + H2O → 3 HNO3 + NO
    • použití – výroba organických barviv, léčiv (např. nitroglycerin), celulózních laků, výbušnin, dusíkatých hnojiv a dusičnanů
    • její soli jsou dusičnany MNO3:
      • rozpustné ve vodě
      • při vyšších teplotách mají oxidační vlastnosti
      • termicky se rozkládají na dusitany až oxidy
      • lze je získat reakcí kyseliny dusičné s kovy, oxidy kovů nebo uhličitany
        • CuO + 2 HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O
      • zvýšené koncentrace dusičnanů a dusitanů v potravinách jsou zdravotně závadné

 

  • dusíkaté deriváty uhlovodíků:
    • nitrosloučeniny R – NO2
    • aminy
      • primární R – NH2
      • sekundární R2NH
      • terciární R3N
    • heterocykly (např. pyridin, pirimidin, purin)
    • bílkoviny
    • nukleové kyseliny

 

Fosfor

  • výskyt:
    • v přírodě se nachází jen ve sloučeninách:
      • anorganické – minerály apatit a fosforit Ca5F(PO4)2 (mají stejné složení, ale odlišnou strukturu), Ca3(PO4)2 – složka kostí a zubů živočichů
      • organické – nukleové kyseliny, fosfolipidy, koenzymy NAD a NADP, ATP
    • patří mezi biogenní prvky (kosti, zuby, nukleové kyseliny, ATP)
  • vlastnosti a reakce:
    • fyzikálními vlastnostmi se podobá kovům o znám je ve třech modifikacích (červený, bílý, černý):
      • bílý (žlutý) fosfor P4:
        • voskově měkký, lehce se krájí
        • ve tmě světélkuje
        • ve vodě nerozpustný, rozpustný v CS2
        • prudce jedovatý, značně reaktivní
        • na vzduchu samozápalný (proto se uchovává pod vodou):
          • P4 + 5 O2 → P4O10
      • červený (fialový) fosfor Pn:
        • méně reaktivní než bílý
        • nejedovatý, ve vodě i v CS2 nerozpustný
        • vzniká zahříváním bílého fosforu v inertní atmosféře
        • barva tmavočervená, hnědá i fialová (záleží na způsobu přípravy)
        • tvoří řetězce
    • černý fosfor = kovový:
      • krystalická, tmavě šedá látka s kovovým leskem
      • dobře vede el. proud a teplo
      • nejstabilnější a nejméně reaktivní
      • vrstevnatá struktura
      • vzniká zahřátím červeného fosforu nad teplotu 400 °C za vysokého tlaku
    • vazebné možnosti fosforu jsou podobné jako u dusíku, charakter vazeb s kovy i nekovy je většinou kovalentní
    • ve sloučeninách nabývá oxidačních čísel –III a V
    • na rozdíl od dusíku netvoří fosfor vodíkové můstky
  • výroba:
    • bílý fosfor se vyrábí z apatitu redukcí koksem v přítomnosti křemene v el. peci
    • červený fosfor se vyrábí přeměnou bílého fosforu za nepřístupu vzduchu při teplotě 350 °C
    • laboratorně se fosfor obvykle nepřipravuje
  • použití:
    • bílý:
      • dříve k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů (způsobuje těžké popáleniny) – dnes zakázáno
      • výroba jedovatých nástrah k hubení hlodavců
      • výroba farmaceutických preparátů
    • červený:
      • schopen vzplanout při silnějším zahřátí (např. třením) → zápalky (na škrkátku) a pyrotechnika
      • příprava téměř všech sloučenin fosforu (např. kyseliny fosforečné, fosfátů)
    • černý:
      • v elektrotechnice při výrobě polovodičů typu N
      • v menším množství se přidává do slitin kovů (do pájek, bronzu, speciálních ocelí) – zvyšuje tvrdost
  • bezkyslíkaté sloučeniny fosforu:
    • fosfan PH3:
      • je obdobou amoniaku, ale vazba P – H je slabší než N – H
      • za běžných podmínek bezbarvý, prudce jedovatý plyn nepříjemného česnekového zápachu
      • čistý je na vzduchu samozápalný
      • má redukční vlastnosti
    • difosfan P2H6
    • fosfidy – sloučeniny fosforu s elektropozitivnějšími prvky (např. fosfid vápenatý Ca3P2)
    • halogenidy fosforu
  • oxidy:
    • tvoří dimery
    • oxid fosforitý P4O6:
      • bílá, jedovatá, vosku podobná krystalická látka, snadno tající
      • vzniká spalováním fosforu za omezeného přístupu vzduchu:
        • P4 + 3 O2 → P4O6
      • je kyselý, s vodou poskytuje roztok kyseliny fosforité
      • snadno se oxiduje
  • oxid fosforečný P4O10:
    • bílá, sněhu podobná sloučenina, která při teplotě 358,9 °C sublimuje
    • vzniká spalováním fosforu v nadbytku vzduchu a ochlazením par ve velkých komorách:
      • P4 — O2 -> P4O6 – O2 -> P4O10
    • má mimořádnou dehydratační schopnost, proto se často používá jako sušidlo
    • po osvětlení zeleně světélkuje

 

  • kyseliny:
    • kyselina fosforitá H3PO3:
      • bezbarvá krystalická látka, ve vodě dobře rozpustná
      • má hygroskopické účinky
      • používá se jako redukční činidlo
    • kyselina trihydrogenfosforečná H3PO4:
      • = kyselina ortofosforečná
      • trojsytná, středně silná kyselina
      • ve vodných roztocích je dvojsytná
      • je stálá, nemá oxidační vlastnosti
      • většinu kovů nerozpouští (dochází k pasivaci)
      • krystalická čirá látka
      • při zahřívání dochází ke vzniku kyseliny metafosforečné:
        • H3PO4 (HPO3)n
      • vznik:
        • P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4
      • vyrábí se rozkladem fosforečnanů kyselinou sírovou
      • použití:
        • ve farmacii jako přísada do roztoku peroxidu vodíku (zpomaluje jeho rozklad)
        • výroba průmyslových hnojiv (např. superfosfát), léčiv, pracích prostředků
        • povrchová úprava kovů
        • zpracování ropy
        • výroba nealkoholických nápojů – okyselování (např. Coca Cola)
        • výroba zubních tmelů
      • tvoří tři řady solí:
        • dihydrogenfosforečnany MH2PO4
        • hydrogenfosforečnany M2HPO4
        • fosforečnany M3PO4
        • dihydrogenfosforečnany jsou ve vodě rozpustné, hydrogenfosforečnany a fosforečnany jsou rozpustné jen jako soli alkalických kovů
        • fosforečnany se používají jako změkčovadla vody v pracích prášcích
        • fosforečnan vápenatý Ca3(PO4)2:
          • obsažen v minerálech fosforitu a apatitu
          • ve vodě nerozpustný
          • surovina pro výrobu fosforečných hnojiv – např. superfosfát
            • Ca3(PO4)2 + 2 CaSO4 . 2 H2O

 

  • ATP:
    • adenosintrifosfát o univerzální makroergická sloučenina tvořící spojovací článek mezi exergonickými a exergonickými reakcemi
    • tvoří se z ADP (adenozindifosfátu) navázáním zbytku kyseliny fosforečné v procesu nazývaném fosforylace
    • energie se uvolňuje hydrolýzou makroergických vazeb mezi fosfátovými zbytky – na 1 mol je to 33 kJ

 

Hnojiva

  • slouží k výživě rostlin, k dodávání minerálních látek (především C, N, P, K, Ca, Mg, S)
  • minerální látky jsou přijímány rozpuštěné ve vodě – ta je zdrojem H a O
  • dále jsou potřeba i stopové prvky (B, Mn, Zn, Cu, Co, Mo, Si, Na, Cl,…)
  • dusík:
    • podporuje bujný růst, sytě zelenou barvu rostlin, hodně listů
    • způsobuje malou odolnost vůči chorobám a málo plodů – ty jsou netrvanlivé, nevybarvené, bez vůně
    • při nedostatku jsou rostliny malé, slabé, neduživé, světle zelené, listy i plody předčasně opadávají
    • dobré je hnojit jím na jaře
  • fosfor:
    • podporuje růst květů a plodů, které jsou krásně voňavé a vybarvené
    • zkracuje vegetační období
    • při nedostatku mají rostliny málo květů, které jsou malé a zasychají, plody opadávají, jsou chuťově nevýrazné a vybledlé, listy mají červené žilky
  • draslík:
    • je potřebný na konci vegetačního období
    • způsobuje vysokou odolnost vůči mrazu, plísním a chorobám
    • při nedostatku – malá odolnost vůči suchu a mrazu, rostliny se snadno lámou a kroutí se jim listy
  • vápník:
    • důležitý pro kořenový systém a pro tvorbu pevných větví, silné kůry, kmene a slupky plodů
    • při nedostatku jsou rostliny málo zakořeněné
    • důležitý je hlavně na podzim
  • hořčík:
    • je součástí chlorofylu → sytě zelené listy
  • síra:
    • součást bílkovin a rostlinných silic
  • železo:
    • podporuje tvorbu chlorofylu
  • stopové prvky:
    • bor – důležitý pro květy a plody
    • hliník – součást buněčných stěn
    • křemík, sodík, chlor – součást katalyzátorů
    • měď – důležitá pro tvorbu chlorofylu
    • molybden – podporuje činnost půdních bakterií
  • statková hnojiva (přírodní) – hnůj, trus, kompost (organické zbytky + vápno + zemina), močůvka, zelené hnojení
  • průmyslová (syntetická hnojiva):
    • jednosložková:
      • N – NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2, NH3, NH4+
      • P – Ca(H2PO4)2, superfosfát
      • K – KCl, K2SO4, K2O
    • vícesložková:
      • NPK 1 (obsahuje nejvíc N), NPK 2 (obsahuje nejvíc P), NPK 3 (obsahuje nejvíc K)
      • Cererit (NPK + mikroprvky)
      • floran


Další podobné materiály na webu:

💾 Stáhnout materiál   🎓 Online kurzy
error: Content is protected !!