1 / 38

15. skupina

15. skupina. 15. skupina. obecná elektronová konfigurace ns 2 np 3. 15. skupina. 15. skupina. typická oxidační čísla jsou III a V s rostoucím protonovým číslem klesá stabilita vyšších oxidačních čísel vzrůstá stabilita nižších oxidačních čísel

vincent-mckenzie
Download Presentation

15. skupina

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. 15. skupina

  2. 15. skupina • obecná elektronová konfigurace • ns2 np3

  3. 15. skupina

  4. 15. skupina • typická oxidační čísla jsou III a V • s rostoucím protonovým číslem • klesá stabilita vyšších oxidačních čísel • vzrůstá stabilita nižších oxidačních čísel • dusík nemůže excitovat elektrony do 2d, proto by neměl tvořit oxidační číslo V • pouze v N2O5 a NO3-, např. NCl5 neexistuje

  5. Dusík • bezbarvý plyn bez chuti a zápachu • vyskytuje se v přírodě především volný v atmosféře (asi 78%) • v zemské kůře se vyskytuje ve formě dusičnanů • chilský ledek (NaNO3) • ledek draselný (KNO3) • vyskytuje se v živých organismech, například v bílkovinách

  6. Dusík • tvoří dvouatomové molekuly N2 • dusíky spojuje trojná vazba N≡N • velmi chemicky stálá a nereaktivní molekula i navzdory vysoké elektronegativitě dusíku • s kyslíkem reaguje až za teplot přes 1000 °C, maximální výtěžek při 2500 °C (5%) • vznik oxidů dusíku při automobilovém provozu a v topeništích tepláren a elektráren • s vodíkem reaguje také velmi neochotně

  7. Dusík • využití dusíku • inertní atmosféra • železářství a ocelářství • balení potravin a léků • kapalný dusík se používá jako chladivo (mražení potravin, lékařství, lyofilizace- sušení vymrazováním) • výroba amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv

  8. Sloučeniny dusíku • hydridy • NH3 • amoniak, čpavek • tvar trojboké pyramidy • bezbarvý plyn výrazného štiplavého zápachu • dobře rozpustný ve vodě (někdy se jeho roztok ve vodě zapisuje jako NH4OH) • vyrábí se reakcí vodíku s dusíkem za přítomnosti oxidů železa jako katalyzátoru 3 H2 + N2 → 2 NH3 400 °C

  9. Sloučeniny dusíku • připravuje se vytěsněním ze solí amonných silnou zásadou NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl • nebo hydrolýzou nitridů Li3N + 3 H2O → NH3 + 3 LiOH • chová se jako středně silná zásada NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- • s kyselinami reaguje za vzniku solí

  10. Sloučeniny dusíku • oxidační číslo dusíku je v amoniaku –III • dusík se může pouze oxidovat • amoniak vykazuje redukční účinky • může podobně jako vodík vyredukovat některé kovy z jejich oxidů 3 NiO + 2 NH3 → 3 Ni + 3 H2O + N2 • v přebytku kyslíku a za přítomnosti katalyzátoru lze amoniak oxidovat až na oxid dusnatý 4 NH3 + 5 O2 → 2 NO + 6 H2O • to se využívá při výrobě kyseliny dusičné

  11. Sloučeniny dusíku • N2H4 • hydrazin • kapalina velmi výrazných redukčních účinků • HN3 • azoimid, azidovodík • kyselé vlastnosti • tvoří soli azidy s aniontem N3- • nestálé, často se rozkládají explozivně - rozbušky

  12. Sloučeniny dusíku • Oxidy • N2O • bezbarvý plyn nasládlé vůně, „rajský plyn“ • za normálních podmínek stálý a málo reaktivní • za zvýšených teplot výrazně reaktivnější • příprava šetrným rozkladem dusičnanu amonného NH4NO3 → N2O + 2 H2O • využití • anestetikum, hnací plyn do bombiček na šlehačku

  13. Sloučeniny dusíku • NO • bezbarvý plyn • v malých množstvích vzniká za vysokých teplot reakcí kyslíku s dusíkem • nejčastější produkt redukce kyseliny dusičné • například rozpouštění mědi v kyselině 3 Cu + 5 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O • je poměrně reaktivní, samovolně se oxiduje O2 2 NO + O2 → 2 NO2

  14. Sloučeniny dusíku • N2O3 • za normálních podmínek nestálý • rozkládá se na oxid dusnatý a dusičitý • NO2 • hnědý plyn • vyskytuje se ve směsi s bezbarvým dimerem N2O4 • vzniká (samovolnou) oxidací NO, nebo při rozpouštění některých kovů v koncentrované kyselině dusičné Pb + 4 HNO3 → Pb(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

  15. Sloučeniny dusíku • má poměrně silné oxidační účinky 2 NO2 + 4 HCl → 2 NOCl + 2 H2O + Cl2 • s vodou reaguje za vzniku kyselin 2 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3 • N2O5 • pevná nízkotající látka • příprava dehydratací kyseliny dusičné • reakcí s vodou vzniká opět kyselina dusičná

  16. Sloučeniny dusíku • kyslíkaté kyseliny • HNO2 • nestálá kyselina, postupně disproporcionuje 3 HNO2 → HNO3 + 2 NO + H2O • stálejší jsou její soli • dusitany se připravují • redukcí dusičnanů uhlíkem • tepelným rozkladem dusičnanů alkalických kovů 2 NaNO3 → 2 NaNO2 + O2 • snadno se oxiduje na dusičnany

  17. Sloučeniny dusíku • HNO3 • jedna z nejdůležitějších anorganických kyselin • dříve „lučavka“ • výroba NH3 + O2 → NO + O2 → NO2 + H2O →HNO3 • tímto způsobem lze připravit max. 68 %, která se označuje za koncentrovanou • silné oxidační účinky, často s kovy reaguje za vzniku NO nebo NO2 (podle koncentrace) • koncentrovaná pasivuje železo, chrom a hliník

  18. Sloučeniny dusíku • ve směsi s koncentrovanou HCl v poměru 3:1 se označuje jako „lučavka královská“ • rozpouští i zlato a platinu • dusičnany • dusíkatá hnojiva KNO3, NaNO3, NH4NO3 • okysličovadla v zápalných směsích a výbušninách • dobře rozpustné ve vodě • dusičnany alkalických kovů se zahříváním rozkládají na dusitany 2 KNO3 → 2 KNO2 + O2 • některé dusičnany těžkých kovů se teplem rozkládají na oxid dusičitý a oxid kovu 2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2

  19. Fosfor • pevná látka – bílý a červený • v přírodě se vyskytuje pouze ve formě svých sloučenin – fosforečnanů • fosforit • fosforečnan-hydroxid vápenatý • 3 Ca3(PO4)2.Ca(OH)2 • apatit • fosforečnan-fluorid vápenatý • Ca5(PO4)3X • (X může být i Cl- nebo OH-)

  20. Fosfor • vyskytuje také v živých organismech • kosti, zuby • fosforečnan vápenatý, hydroxid-fosforečnan vápenatý • nukleové kyseliny DNA a RNA • v lidském organismu je asi 700 g fosforu

  21. Fosfor • elementární fosfor tvoří 2 základní formy • bílý – P4 • nažloutlá měkká látka • díky velkému pnutí v molekule je značně reaktivní • je samozápalný, velmi snadno se oxiduje • silně toxický • na vlhkém vzduchu světélkuje – fosforescence • uchovává se pod vodou

  22. Fosfor • černý • pravidelná 3-rozměrná polymerní síť • nejméně reaktivní • další podobou je fosfor červený • amorfní – nemá pravidelnou krystalovou strukturu • získává se zahříváním bílého fosforu za nepřístupu vzduchu • podstatně méně reaktivní • netoxický

  23. Fosfor • výroba • vychází z fosforečnanů • reakce s oxidem křemičitým a uhlíkem za vysokých teplot 2 Ca3(PO4)2 + 4 SiO2 + 10 C → 2 Ca3Si2O7 + 10 CO + P4 • využití fosforu • fosfátová hnojiva • kyselina fosforečná, halogenační činidla • zápalky, nálože

  24. Sloučeniny fosforu • hydridy • PH3 – fosfan (fosfin) • jedovatý plyn páchnoucí po česneku, redukční účinky • příprava • hydrolýzou fosfidů Ca3P2 + 6 H2O→ 3 Ca(OH)2 + 2 PH3 • reakcí fosforu s hydroxidem P4 + 3 KOH + 3 H2O → PH3 + 3 KH2PO4 • výrazně slabší zásada, než amoniak • P2H4 – difosfan • velmi reaktivní, samozápalný

  25. Sloučeniny fosforu • halogenidy • PX3 • připravují se reakcí fosforu s příslušným halogenem • vodou se hydrolyzují na kyselinu H3PO3 PCl3 + 3 H2O → H3PO3 + 3 HCl • chlorid je významným chloračním činidlem • PX5 • kromě jodidu • významný chlorid – chlorační činidlo • připravují se reakcí PX3 s halogenem X2

  26. Sloučeniny fosforu • oxidy • P4O6 – oxid fosforitý • bílá krystalická látka • prudce jedovatý • příprava spalováním fosforu v nedostatku kyslíku • na vzduchu se postupně oxiduje na oxid fosforečný • je anhydridem kyseliny fosforité P4O6 + 6 H2O → 4 H3PO3

  27. Sloučeniny fosforu • P4O10 – oxid fosforečný • bílá krystalická látka • příprava spalováním fosforu v nadbytku kyslíku • silně hygroskopický – velká afinita k vodě • je anhydridem kyseliny fosforečné • bouřlivě reaguje s vodou za vzniku velkého množství tepla P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 • využití • vysoušedlo, dehydratační činidlo • výroba kyseliny trihydrogenfosforečné

  28. Sloučeniny fosforu • kyslíkaté kyseliny • H3PO2 - kyselina trihydrogenfosforná • jednosytná kyselina – vazba P – H nedisociuje • má redukční účinky, snadno se oxiduje na kyselinu fosforečnou • redukuje některé kovy (Cu2+, Ni2+, Ag+,...) již za laboratorní teploty na elementární kov • NaH2PO2 se používá k bezproudému pokovování

  29. Sloučeniny fosforu • H3PO3 – kyselina fosforitá • jedná se o dvousytnou kyselinu • připravuje se hydrolýzou chloridu fosforitého • má redukční účinky, ale slabší než H3PO2 • H3PO4 – kyselina trihydrogenfosforečná • nejstálejší a nejběžnější • trojsytná středně silná kyselina • bílá krystalická látka • 75 - 85% se označuje jako koncentrovaná

  30. Sloučeniny fosforu • výroba • spalování rozprášeného fosforu ve směsi vzduchu a páry P4 + 2 O2 + 6 H2O → 4 H3PO4 • reakce přírodního fosforečnanu s kyselinou sírovou Ca5(PO4)3F + 5 H2SO4 → 5 CaSO4 + 3 H3PO4 + HF • díky stálosti oxidačního čísla +V nemá významné oxidační ani redukční účinky • soli alkalických kovů vykazují různou míru zásaditosti • Na3PO4 silně Z, Na2HPO4 slabě Z, NaH2PO4 slabě K

  31. Sloučeniny fosforu • využití • výroba hnojiv – fosfáty (=fosforečnany) • povrchová úprava kovů – proti korozi • součást detergentů • okyselovadlo v potravinářství • fosfátová hnojiva • hydrogenfosforečnany vápenaté • získávají se působením kyseliny sírové nebo fosforečné na fosforečnan vápenatý

  32. Arsen, antimon, bismut • prvky známé od starověku • i navzdory nízkému výskytu v přírodě • vyskytují se zejména v sulfidických rudách • realgar (As4S4), antimonit (Sb2S3), bismutit (Bi2S3), arsenopyrit (FeAsS)

  33. Arsen, antimon, bismut • Výroba • pražení a redukcí sulfidických rud uhlím • arsen • pražením FeAsS a desublimací par arsenu

  34. Arsen, antimon, bismut • Vlastnosti • As a Sb vytvářejí také čtyřatomovou molekulu • jsou ovšem velmi nestálé • kovové modifikace vytvářejí vrstevnaté struktury • ve vrstvě kovalentní vazby • mezi vrstvami kovové

  35. Arsen, antimon, bismut • v řadě As → Sb → Bi vzrůstá elektropozitivní charakter • reakce s kyselinou sírovou a dusičnou As – oxiduje se na kyseliny H3AsO4 nebo H3AsO3 Sb – oxiduje se na SbO2 nebo na Sb2(SO4)3 Bi – oxiduje se na Bi(NO3)3 nebo Bi2(SO4)3

  36. Arsen, antimon, bismut - sloučeniny • hydridy • AsH3 – arsan, SbH3 – stiban • příprava redukcí sloučenin arsenu a antimonu nascentním vodíkem • Marshova-Liebigova zkouška • nejsou příliš stálé – tepelně se rozkládají za vzniku prvku

  37. Arsen, antimon, bismut - sloučeniny • oxidy • arsen a antimon • podobně jako fosfor vytvářejí oxidy As4O6 a Sb4O6 • oxidy As2O5 a Sb2O5 mají klasické složení • bismut vytváří pouze oxid Bi2O3 • má zásadotvorný charakter

  38. Arsen, antimon, bismut - sloučeniny • kyslíkaté kyseliny • H3AsO4 • vzniká rozpouštěním oxidu arseničného ve vodě As2O5 + 3 H2O → 2 H3AsO4 • středně silná kyselina (srovnatelně s H3PO4) • v kyselém prostředí má narozdíl od H3PO4 oxidační účinky • antimon netvoří kyseliny, pouze soli antimoničnany SbO43-

More Related