Pentely – prvky V.A skupiny

1. Pentely – prvky V.A skupiny • charakteristika: • p – prvky, valenční elektrony mají v orbitalech s a p • elektronegativita atomů klesá ve skupině s rostoucím protonovým číslem atomů • atomy mají ve valenčních orbitalech 5 elektronů • dusík a fosfor jsou nekovy, arsen je polokov a antimon a bismut jsou kovy

2. dusík (7N) • výskyt: • dusík tvoří 78,1 objem. procent zemské atmosféry • rostliny a živočichové obsahují dusík ve formě aminokyselin, které tvoří proteiny • živočichové vylučují dusík ve formě amoniaku, močoviny či kyseliny močové

3. minerály: • ledek draselný = salnitr - KNO3 • ledek sodný = chilský ledek - NaNO3 • při převozu sodného ledku lodí vznikaly často požáry, neboť ledek byl hašený vodní párou a horkou vodou • ohromná ložiska NaNO3 jsou v pustých neobydlených pouštních oblastech severního Chile

4. těžba ledku v Chile

8. průmyslová výroba: • destilací zkapalněného vzduchu ( t.v. = – 196 C ) • laboratorní příprava: • tepelný rozklad dichromanu amonného (NH4)2Cr2O7 • (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O

9. termický rozklad dichromanu amonného – „ sopka na stole“

10. fyzikální vlastnosti: • bezbarvý plyn bez chuti a zápachu • lehčí než vzduch • nehoří a hoření nepodporuje • za nízkých teplot a za vysokého tlaku se dá zkapalnit

11. chemické vlastnosti: • molekulový dusík je za běžné teploty nereaktivní vysvětlení: • molekuly jsou tvořeny dvěma atomy dusíku vázanými velice pevnou trojnou vazbou, štěpí se až za vysokých teplot

12. využití: • inertní atmosféra • huštění pneumatik (plynný dusík) • výroba amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv • ochrana biologických vzorků – krve, spermatu (kapalný dusík)

13. sloučeniny: • amoniak • bezbarvý alkalický plyn, zapáchá, jedovatý • zkapalnitelný • snadno se rozpouští ve vodě a reaguje s ní NH3(aq) + H2O → NH4+(aq) + OH-(aq)

14. průmyslová výroba: • Haberova-Boschova vysokotlaká redukce dusíku vodíkem • (p = 20 MPa, t = 400°C, katalyzátor Fe): • N2 + 3H2 → 2NH3

15. chemické vlastnosti: • reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí:2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 • na vzduchu hoří žlutým plamenem: • neúplné spalování:4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O • úplné spalování:4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Pt, t = 800°C)2NO + O2 → 2NO2 (Pt, t = 400°C)

16. využití: • výroba kyseliny dusičné • hnojivo – ve formě amonných solí

17. chlorid amonný – salmiak • příprava - reakcí amoniaku s kyselinou chlorovodíkovou: NH3 + HCl → NH4Cl • bílá krystalická látka,sublimuje, ve vodě rozpustný • využití – elektrolyt do suchých článků

18. sulfid amonný • ve vodě rozpustný • využití – činidlo v analytické chemii • síran amonný • ve vodě rozpustný • využití - dusíkaté hnojivo

19. dusičnan amonný • bílá, krystalická látka, rozpustná ve vodě, bezpečnostní trhavina, hnojivo • uhličitan amonný • bílá, krystalická látka ve vodě rozpustná, součástí kypřícího prášku

20. oxidy • oxid dusný • rajský plyn - bezbarvý plyn, nasládlé chuti • vdechován působí nejprve stavy veselosti (odtud název rajský plyn) nebo hysterie, při vyšších dávkách útlum až anestetický spánek • dlouhodobé nebo intenzivní vdechování však může vést k zástavě dýchání, nebo přílišnému útlumu srdeční činnosti, případně až k zástavě srdce, v obou případech s následkem smrti • proto je velmi nebezpečné jeho případné zneužití čicháním jako drogy • využití - anestetikum, hnací plyn do bombiček na přípravu šlehačky

21. oxid dusnatý – bezbarvý, jedovatý plyn, dusivého zápachu • příprava - reakcí mědi se zředěnou kyselinou dusičnou:3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O • vzdušným kyslíkem se oxiduje na oxid dusičitý 2NO + O2 → 2NO2

22. oxid dusičitý • příprava - reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou: Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O nebo termickým rozkladem dusičnanu olovnatého: 2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2 • hnědočervený, silně jedovatý, zapáchající plyn • ochlazením pod t = -11 °C tuhne na ledový dimér N2O4:2NO2 → N2O4

23. oxidy NO a NO2 hrají spolu s oxidy síry hlavní roli při tvorbě kyselého deště • v Evropě způsobují asi 1/3 okyselení dešťových srážek • oxid dusičitý navíc způsobuje snižování odolnosti vůči virovým onemocněním, bronchitidě a zápalu plic

24. kyselina dusitá • slabá kyselina, stálá jen ve zředěných roztocích • využití – příprava / výroba diazoniových solí • soli: dusitany - rozpustné ve vodě, některé hygroskopické (NaNO2, KNO2) • oxidují se manganistanem draselným (KMnO4 na dusičnany ) • dusitan sodný • příprava/výroba diazoniových solí

25. kyselina dusičná • výroba 50 – 60% kyseliny se uskutečňuje katalytickou (Pt) oxidací amoniaku: 2NH3 + 5/2O2 → 2NO + 3H2O2NO + O2 → 2NO22NO2 + H2O +O2→ HNO2 + HNO3 • bezvodá se získá destilací koncentrovaného roztoku kyseliny v přítomnosti oxidu fosforečného nebo bezvodé kyseliny sírové za sníženého tlaku

26. bezbarvá kapalina, silná kyselina, oxidační vlastnosti, maximální konc. 68% • uchovává se v tmavých lahvích, poněvadž se působením světla rozkládá: 4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2 • koncentrovaná pasivuje některé kovy (vytváří filmy oxidů, které brání další reakci kovu s kyselinami, např. pasivuje Al, Cu, Fe)

28. lučavka královská – směs HNO3 a HCl (v poměru 1:3) rozpouští i Au a platinové kovy • využití: • výroba hnojiv,výbušnin, plastů, léčiv, barviv • soli – dusičnany • rozpustné ve vodě • dusičnany alkalických kovů se zahřátím rozkládají na dusitan a kyslík:2KNO3 → 2KNO2 + O2 • dusičnan sodný – konzervant masných výrobků – E 251

29. fosfor (15 P) • historie: • Poprvé izolován alchymistou H. Brandtem v roce 1669 - nechal několik dní rozkládat moč, pak ji varem silně zahustil a nakonec destiloval při vysokých teplotách za nepřístupu vzduchu. Z par po kondenzaci pod vodou získal fosfor jako voskovitou látku, která na vzduchu ve tmě světélkovala. • název phosphorus (řecky phos = světlo, phoros = nesoucí ) • český název kostík se neujal, jako chemický prvek byl označen až Lavoisierem

30. bílý fosfor

31. za laboratorní teploty se bílý fosfor vznítí, je samozápalný

32. červený fosfor

33. výskyt: • apatit – těžba poloostrov Kola ( výroba fosforu ) • fluoroapatit • vyskytuje se v živých organismech - kosti, zuby - apatit karbonátový 3Ca3(PO4)2·CaCO3 ·H2O • DNA, RNA, lipidy • průmyslová výroba: • redukcí fosforečnanů křemenným pískem a koksem v elektrické peci:2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 → 6CaSiO3 + P4O10P4O10 + 10C → P4 + 10CO (t = 1500°C)

34. fosfor vzniká ve formě par, které jsou chlazeny pod vodou, vzniká tak fosfor v pevném skupenství

35. apatit – využití ve šperkařství

36. bílý fosfor • žlutobílá látka • měkký jako vosk, lze jej krájet nožem • nerozpouští se ve vodě • rozpouští se v benzenu, etheru • molekula je tetraatomická, krystalizuje v kubické soustavě

37. velmi reaktivní,samozápalný, na vlhkém vzduchu světélkuje (fosforescence) – páry fosforu reagují s kyslíkem za vzniku oxidu fosforečného a světla • velmi silný jed – 0,05g je pro člověka smrtelná dávka • páry vdechované v malých množstvích po delší dobu způsobují odumření čelistních a nosních kostí – fosforová nekróza

38. červený fosfor • získává se zahřátím bílého fosforu za nepřístupu vzduchu při teplotě 270°C • má vrstevnatou strukturu, nefosforeskuje,není jedovatý • méně reaktivní • nerozpustný ve všech rozpouštědlech

39. černý fosfor • vzniká zahříváním bílého fosforu na 220°C za tlaku 1,2 GPa • černá látka s kovovým leskem • má polymerní strukturu • nejméně reaktivní • tepelně i elektricky vodivý • není jedovatý

40. využití: • červený - výroba zápalek, pyrotechniky • bílý - jed na krysy, bomby – Korejská válka, válka ve Vietnamu,Čěčenský konflikt, Američané použili fosforové bomby v Iráku proti povstalcům – byly použity fosforové granáty pro osvětlení bojového prostoru • bílý fosfor způsobuje rozsáhlé popáleniny, které se špatně hojí,oděv zůstává nepoškozený, nebezpečný je i oxid fosforečný, který vzniká v plynném skupenství při výbuchu fosforové bomby

41. havárie vagónu převážející bílý fosfor (Ukrajina ), mrak oxidu fosforečného zamořil 14 obcí

42. oxidy • oxid fosforečný • příprava - spalováním fosforu v nadbytku suchého vzduchu a ochlazením par:P4 + 5O2 → P4O10 • existuje v různých formách (krystalické, amorfní, kapalné) • po osvětlení silně zeleně fosforeskuje, hygroskopický • využití - v laboratoři při sušení plynů a kapalin (dehydratační činidlo)

43. kyselina trihydrogenfosforečná (ortofosforečná) • výroba - spalováním rozprášeného roztaveného fosforu ve směsi vzduchu a páry v nerezové nádobě:P4 + 5O2 + 6H2O → 4H3PO4nebo reakcí přírodního fosfátu s kyselinou sírovou:Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + 10H2O → 3H3PO4 + 5CaSO4·2H2O + HFsíran se odfiltruje, HF se odstraní v podobě nerozpustného Na2SiF6 • tvoří bezbarvé krystaly • dobře rozpustná ve vodě • běžně 75 - 85% • trojsytná, středně silná kyselina

44. využití: • přípravky proti korozi • okyselení nápojů sycených oxidem uhličitým (např. Coca cola) • výroba hnojiv

45. soli: dihydrogenfosforečnany, hydrogenfosforečnany, fosforečnany • příprava - reakcí kyseliny s hydroxidy nebo uhličitanyH3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O H3PO4 + Na2CO3 → Na2HPO4 + CO2 + H2OH3PO4 + Na2HPO4 → 2NaH2PO4 • fosforečnan trisodný - součást prášků na praní

46. fosforečná hnojiva • výroba superfosfátu: • (skládá se zdihydrogenfosforečnanu vápenatého a síranu vápenatého ) • Ca3(PO4)2(nerozp.) + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2(rozp.) + 2CaSO4 • hydrogenfosforečnan diamonný a dihydrogenfosforečnan amonný jsou také obsaženy ve fosforečných hnojivech