Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

N, P. PrvekX I I [kJ mol -1 ] ρ [g cm -3 ] b. t. [°C] b. v. [°C] r [pm] N 3,114020,00125-210-19671 P 2,110121,82w44w280w 111 15.5 15. skupina – 5 valenčních.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "N, P. PrvekX I I [kJ mol -1 ] ρ [g cm -3 ] b. t. [°C] b. v. [°C] r [pm] N 3,114020,00125-210-19671 P 2,110121,82w44w280w 111 15.5 15. skupina – 5 valenčních."— Transkript prezentace:

1 N, P

2 PrvekX I I [kJ mol -1 ] ρ [g cm -3 ] b. t. [°C] b. v. [°C] r [pm] N 3,114020, P 2,110121,82w44w280w skupina – 5 valenčních elektronů s 2 p 3 konfigurace n s 2 n p 3 Oxidační číslo N: -3,+1, +2,+3, +4, +5 P: -3, +1, +3, +5

3 Obecné informace 99,6 % 14 N a 0,4 % 15 N; 31 P 100 %, významné jsou i 32 P a 33 P obsah N 2 v ovzduší 78 % - ve všech skupenstvích molekuly N 2 Přírodní zdroje N: Přírodní zdroje N: atmosféra, NaNO 3 – chilský ledek, KNO 3 – ledek, NH 4 NO 3, bílkoviny Přírodní zdroje P: Přírodní zdroje P: apatity - Ca 5 (OH)(PO 4 ) 3, Ca 5 F(PO 4 ) 3 Krystalové modifikace P: Krystalové modifikace P: bílý, červený, fialový a černý fosfor bílýčervenýfialovýčerný

4 Bílý reaktivní, nestabilní na vzduchu samozápalný (uchování pod vodou) toxický rozpustný v CS 2, SO 2, NH 3 Červený stabilní, méně reaktivní, nejedovatý, nerozpustný, vyrábí se z bílého P (UV) Černý stabilní, polokovový polovodivý vzniká za vysokého tlaku struktura podobná grafitu nejméně reaktivní

5 N nereaktivní – vysoká energie vazby N≡N (6x silnější než jednoduchá) třetí nejelektronegativnější prvek (po fluoru a kyslíku) ve vodě se rozpouští méně než kyslík (riziko - kesonová/dekompresní nemoc) tvoří sloučeniny se všemi prvky (kromě vzácných plynů), ale až za žáru za nízké teploty pouze s Li, Mg a Ca tvoří maximálně 4 σ- vazby (nedostupnost d-orbitalů) – NH 4 + /NR 4 +P tvoří sloučeniny se všemi prvky v kapalině tetraedry P 4, v plynné fázi tvoří molekuly P 2 může tvořit více než 4 σ- vazby (využití d-orbitalů) podobně reaktivní jako dusík - tvoří sloučeniny téměř se všemi prvky (mimo Sb, Bi a vzácných plynů), reaguje za vyšší teploty Nejčastější oxidační stavy (N i P): -III, III a V

6 fosfor redukcí uhlíkem v pecích 4 NaPO SiO C  2 Na 2 SiO CO + P 4 vyrábí se z něj oxid fosforečný, kyselina fosforečná, fosforečnany – detergenty, insekticity, herbicidy, halogenofosforečnany účinné neurotoxiny Výroba a použití dusík se vyrábí frakční destilací kapalného vzduchu (b. v °C) laboratorně pak rozkladem vhodných sloučenin 2 NaN 3  2 Na + 3 N 2 NH 4 NO 2  N H 2 O používá se jako účinné chladivo (supravodiče, syntézy), ochr. atm., sloučeniny – amoniak, kys. dusičná, dusičnany, hydrazin, močovina

7 Sloučeniny dusíku Nitridy Nitridy – níže Sloučeniny dusíku s vodíkem NH 3 – amoniak (azan) N 2 H 4 – hydrazin (diazan) HN 3 – azoimid (azidovodík) NH 4 N 3 – azid amonný (N 4 H 4 ) N 2 H 5 N 3 – azid hydrazinia(1+) (N 5 H 5 ) N 2 H 2 – diazen (diimid) N 4 H 4 – tetrazen NH 2 OH - hydroxylamin

8 NH 3 N H 2  2 NH 3  H = – 46,9 kJ/mol (Haber-Boschova výroba: 500°C/Fe, Al 2 O 3, MPa) NH 4 Cl + NaOH  NH 3 + NaCl + H 2 O Li 3 N + 3 H 2 O  3 LiOH + NH 3 voda voda NH 3 + H 2 O  NH OH – (pouze iontová forma) K B = 1,8 · NH 4 OH + HCl  NH 4 Cl + H 2 O NH 4 Cl NH 3 + HCl  NH 4 Cl – salmiak NH 4 Cl + H 2 O  NH 3 + H 3 O + + Cl -  amoniak amoniak NH 3 + NH 3  NH NH 2 – K A = 1 ·

9 NH 3 3 NiO + 2 NH 3  3 Ni + 3 H 2 O + N 2 NH 3 3 Cl 2 + NH 3  N HCl NH 3 4 NH O 2  2 N H 2 O NH 3 4 NH O 2  4 NO + 6 H 2 O Amoniak - redukční vlastnosti Amonný kation vzniká reakcí kyselin s roztokem NH 3 soli jsou dobře rozpustné ve vodě, krystalické, podobné solím alkal. kovů NH 4 Cl  NH 3 + HCl NH 4 NO 3  N 2 O + 2 H 2 O (NH 4 ) 2 SO 4 – hnojivo (NH 4 ) 2 CO 3 – cukrářské kvasnice NH 4 +

10 Deriváty amoniaku Amidy vznikají např. reakcí alkalických kovů s kapalným amoniakem NH 2 - je velmi silná báze (silnější než OH - ) NH H 2 O  NH 3 + OH - NH OH -  NH 3 + O 2- Imidy známé jen u Li, Ca, Ge, Sn a Pb vznikají tepelným rozkladem amidů, nebo: PbI KNH 2  PbNH + 2 KI + NH 3

11 Nitridy vznikají reakcí s N 2, rozkladem amidů či imidů a reakcí s amoniakem Dělení: iontové: Li 3 N, Mg 3 N 2, Ca 3 N 2 (bezbarvé vodou se rozkládájící) Mg 3 N D 2 O  2 ND Mg(OD) 2 (příprava deuteroamoniaku pro NMR) intersticiální: XN, X 2 N (tvrdé, odolné a vodivé) kovalentní: AlN, BN, S 4 N 4

12 Halogenderiváty NX 3 (NHX 2 a NH 2 X) NF 3 vzniká elektrolýzou NH 4 HF 2, bezbarvý inertní plyn NCl 3, NHCl 2 a NH 2 Cl vznikají reakcí Cl 2 s NH 4 Cl pH > 8,5 NH 2 Cl; pH = 5 NHCl 2 ; pH < 4,5 NCl 3 chloramin i dichloramin existují jen ve zředěném roztoku NCl 3 „ chlorid dusitý“ - nestálá kapalina, explozivní NCl 3 + H 2 O  NH HOCl (bělení) NBr 3.6 NH 3, NI 3.NH 3 vznikají reakcí Br 2 s kapalným amoniakem či I 2 s roztokem amoniaku třaskavé („jododusík“ - NI 3.NH 3 )

13 NH 2 OH - hydroxylamin bezbarvá, reaktivní, rozpustná látka slabá zásada působí oxidačně i redukčně využívá se v organické syntéze NO HSO H 3 O +  NH 2 OH + 2 HSO 4 - N 2 H 4 - hydrazin bezbarvá kapalina tvoří kationty N 2 H 5 + a N 2 H 6 2+ výborně hoří (na dusík a vodu) organické syntézy, raketové palivo (rozklad na katalyzátorech na N 2 a H 2 ) 2 NH 3 + NaClO  N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

14 HN 3 - azoimid bezbarvá, vysoce toxická kapalina má redukční i oxidační vlastnosti soli (slabá – jako kys. octová) - azidy, iontové jsou stálé (NaN 3 ), kovalentní třaskavé (Pb(N 3 ) 2, Cu(N 3 ) 2 ) – rozbušky Oxidy dusíku N 2 O – rajský plyn, laughing gas (i film s Chaplinem, 1914)film netoxický, dobře rozpustný v tucích – ovlivňuje nervovou soustavu podporuje hoření (rozkladem vzniká O) – oxidovadlo do raket i do aut N 2 H 4 + HNO 2  HN H 2 O

15 NH 4 NO 3  N 2 O + 2 H 2 O plnění bombiček se šlehačkou anestetikum vyrábí se z něj i azid sodný N 2 O + NaNH 2  NaN 3 + H 2 O NO bezbarvý plyn, paramagnetický – ale příliš nedimeruje (srov. NO 2 ) ligand (nitrosyl) vzdušným kyslíkem se rychle oxiduje na hnědý NO 2 NO 3 Cu + 8 HNO 3  3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O 2 NO + O 2  2 NO 2 (hnědé dýmy)

16 N 2 O 3 anhydrid kyseliny dusité (reakcí s vodou vzniká HNO 2 ) pevný světle modrý, kapalný tmavě modrý snadno disproporcionuje N 2 O 3  NO + NO 2 NO 2 v pevném stavu bezbarvý dimer N 2 O 4 (b. t. -11 °C, b. v. 21 °C) za vyšší teploty hnědý monomer, či směs monomer-dimer s vodou disproporcionuje na HNO 3 a NO

17 vzniká buď oxidací NO nebo laboratorně rozkladem dusičnanů těžkých kovů 2 Pb(NO 3 ) 2  2 PbO + 4 NO 2 + O 2 N 2 O 5 bezbarvá krystalická látka, v pevném stavu NO 2 + NO 3 - snadno se rozkládá na NO 2 a O 2 anhydrid kyseliny dusičné připravuje se výhradně její dehydratací N 2 O 5 2 HNO 3 + P 2 O 5  N 2 O HPO 3 N 2 O 5 2 NO 2 + O 3  N 2 O 5 + O 2

18 Kyslíkaté kyseliny VzorecNázevPoznámky H2N2O2H2N2O2H2N2O2H2N2O2 kyselina didusná Slabá kyselina HON=NOH, izomerní s nitramidem H 2 N–NO 2, soli jsou známy {HNO} nitroxyl Reaktivní intermediát, soli jsou známy H2N2O3H2N2O3H2N2O3H2N2O3 kyselina dihydrogen- didusnatá Známá v roztoku a jako soli, např. Angeliho sůl Na 2 (ON=NO 2 ) H4N2O4H4N2O4H4N2O4H4N2O4 kyselina nitroxylová Explozívní; známá sodná sůl Na 4 (O 2 NNO 2 )

19 VzorecNázevPoznámky HNO 2 kyselina dusitá Nestálá, slabá kyselina, známé jsou stálé soli – dusitany HOONO kyselina peroxodusitá Nestálá, izomerní s kyselinou dusičnou; některé soli jsou stabilnější HNO 3 kyselina dusičná Stálá, silná kyselina HONO 2, známo mnoho solí – dusičnanů HNO 4 kyselina peroxodusičná Nestálé, explozívní krystaly HOONO 2 Kyselina dusitá - HNO 2 středně silná kyselina, připravuje se reakcí dusitanů s neoxidujícími kyselinami dusitany pak redukcí či termickým rozkladem dusičnanů či: N 2 O 3 + H 2 O  2 HNO 2 NaNO 2 2 NaOH + N 2 O 3  2 NaNO 2 + H 2 O

20 jsou dobře rozpustné ve vodě alkalické lze tavit, ostatní se rozkládají toxický – konzervace masa využívá se i v organických syntézách NOX – halogenidy nitrosylu reaktivní, nestabilní, ve vodě hydrolyzují na kys. dusitou a halogenovodík připravují se z halogenu a NO Kyselina dusičná - HNO 3 bezbarvá kapalina, silné oxidační činidlo, silná kyselina rozpouští tedy i ušlechtilé kovy dá se připravit působením kyseliny sírové na dusičnany průmyslově z amoniaku – patří mezi tři hlavní průmyslové kyseliny

21 4 NH O 2  4 NO + 6 H 2 O 2 NO + O 2  2 NO 2 HNO 3 NO 2 + H 2 O  HNO 3 + HNO 2 HNO 3 3 HNO 2  HNO NO nestálá: 2 HNO 3  2NO 2 + H 2 O + ½ O 2 hnojiva org. syntézy výbušniny léčiva základní anorg. kyselina dusičnany: vznikají reakcí s hydroxidy i s kovy (některé se pasivují) jsou rozpustné termicky se rozkládají na dusitany až oxidy, mají oxidační schopnosti

22 NO 2 X – halogenidy nitrylu bezbarvé plyny s vodou hydrolyzují na k. dusičnou a halogenovodík Sloučeniny fosforu Fosfidy přímou reakcí prvků M 4 P až MP 15 bohaté na kov jsou tvrdé, křehké, nereaktivní bohaté na P jsou reaktivní, polovodivé

23 Hydridy - PH 3 a P 2 H 4 - několik homologických řad (řetězovité i cyklické, klusterové) PH 3 bezbarvý, toxický, páchne po česneku vyrábí se rozkladem fosfidů vodou či kyselinami snadno se oxiduje (silné redukční činidlo) PH 3 PH Cl 2  PCl HCl P 2 H 4 reaktivní bezbarvá kapalina vyrábí se z PH 3 elektrickým výbojem

24 Halogenidy PF 3 PF 3 (g) PF 5 PF 5 (g) PCl 3 PCl 3 (l) PCl 5 PCl 5 (s) P 2 Cl 4 P 2 Cl 4 ( l ) PBr 3 PBr 3 (l) PBr 5 PBr 5 (s) PI 3 PI 3 (s) P 2 I 4 P 2 I 4 (s) PX 3 přímou syntézou s prvků (PF 3 fluorací PCl 3 pomocí AsF 3 ) PCl 3 se využívá v rozličných syntézách 2 PX H 2 O  2 H 3 PO HX

25 PX 5 (mimo I) termická stabilita klesá od fluoridů k bromidům reagují s vodou PF 5 se připravuje fluorací PCl 3 s AsF 3 PX 3 + X 2  PX 5 PX 5 + H 2 O  POX HX 2 POX H 2 O  2 H 3 PO HX ClCl ClCl ClCl ClCl P + ClCl ClCl ClCl ClCl ClClClCl P – P ClCl ClCl ClCl ClCl ClCl ClCl -molekuly v plynné fázi -v kondenzovaných fázích a roztocích dle prostředí: PCl 5 PCl 5 = [PCl 4 ] + [PCl 6 ] – PCl 5 PCl 5 = [PCl 4 ] + Cl – PCl 5 PCl 5 = PCl 5 (nepolární prostředí) PBr 5 PBr 5 = [PBr 4 ] + Br – POF 3 a POI 3 se vyrábí halogenací POCl 3 - dýmavá kapalina

26 P 4 O 10 vzniká hořením P na vzduchu s vodou prudce reaguje (vynikající sušidlo) odnímá vodu i H 2 SO 4 a HNO 3 P O 2  P 4 O 6 P 4 O 6 + H 2 O  4 H 3 PO 3 P O 2  P 4 O 10 P 4 O 10 + H 2 O  H 3 PO 4 Oxidy Oxidy – struktura odvozena od tetraedru P 4 P 4 O 6 nízkotající (24 °C) pevná látka anhydrid kyseliny fosforité

27 Sulfidy přímou reakcí z prvků, nejstabilnější je P 4 S 3

28 Oxokyseliny, soli mono- i polykyseliny - struktury lineární i cyklické Strukturní principy: 1)Všechny atomy fosforu mají koordinační číslo 4 2)Obsahují nejméně jednu jednotku P=O 3)Všechny atomy fosforu mají alespoň jednu skupinu P-OH (ionizovatelné vodíky) 4)Mohou obsahovat skupinu P-H (neionizovatelné vodíky) 5)Řetězení se děje můstky P-O-P, případně P-P

29 Kyseliny, soli H 3 PO 2, H[PH 2 O 2 ] – kys. fosforná (dihydrido-dioxofosforečná, fosfinová ) silná (pK a = 1,1), jednosytná kyselina soli jsou dobře rozpustné, jsou silná redukovadla Na[PH 2 O 2 ].H 2 O se průmyslově využívá (bezproudé niklování) farmaceutický průmysl konverze ArN 2 + to Ar-H průmyslová výroba: PH I H 2 O  H 3 PO 2 + 4I - + 4H + P OH − + 3 H 2 O  3 H 2 PO 2 − + PH 3 H 2 PO 2 − + H +  H 3 PO 2

30 H 3 PO 3, H 2 [PHO 3 ] – kys. fosforitá (hydrido-trioxofosforečná, fosfonová ) silná (pK A1 = 1,3; pK A2 = 6,7), dvojsytná kyselina slabší redukovadlo, než kys. fosforná fosforitany alkalických a těžkých kovů jsou málo rozpustné fosforitan draselný se používá jako antibakteriální látka laboratorně se vyrábí hydrolýzou PCl 3 v CCl 4 organické deriváty: OPR(OR) 2 apod. i – P(OR) 3 (fosfity) výroby: P 4 O H 2 O  4 HP(O)(OH) 2 PCl H 2 O  HP(O)(OH) HCl K 2 HPO HCl  2 KCl + H 3 PO 3

31 H 3 PO 4 - kys. trihydrogenfosforečná (ortho-fosforečná) vyrábí se reakcí oxidu fosforečného s vodou nebo rozkladem fosforečnanů kys. sírovou je to silná trojsytná kyselina, snadno polymeruje (častý je dimer) dihydrogenfosforečnany jsou rozpustné, hydrogenfosforečnany a fosforečnany jen s kationty alkalických kovů fosforečnany a hydrogenfosforečnany podléhají hydrolýze, mají snahu přecházet na ve vodě stabilní dihydrogenfosforečnan Použití: povrchová úprava kovů, potravinářství (Coca-Cola), výroba hnojiv, výroba detergentů H 3 PO 4 + H 2 O  H 3 O + + H 2 PO 4 – pK a1 = 2,1 H 2 PO 4 – + H 2 O  H 3 O + + HPO 4 2– pK a2 = 7,21 HPO 4 2– + H 2 O  H 3 O + + PO 4 3– pK a3 = 12,3

32 (HPO 3 ) x - kyselina monohydrogenfosforečná (meta-fosforečná) připravuje se dehydratací, kys. trihydrogenfosforečné je to sklovitá polymerní látka soli se připravují termickou dehydratací dihydrogenfosforečnanů či dihydrogendifosforečnanů alkalických kovů

33 H 4 P 2 O 7 - kyselina tetrahydrogendifosforečná vyrábí se termickou kondenzací kys. fosforečné je to silná čtyřsytná kyselina (pK A1 = 1,0; pK A2 = 2,0 a pK A3 = 6,6; pK A2 = 9,6) tvoří jen difosforečnany a dihydrogendifosforečnany (viz hodnoty pK A ) tyto soli vznikají termickou kondenzací (dehydratací) hydrogenfosforečnanů, či dihydrogenfosforečnanů dihydrogenfosforečnany jsou rozpustné, difosforečnany jen s alkal. kationty používají se v potravinářství (tavené sýry) trifosforečnany jako detergenty estery oligofosforečných kyselin jsou biologicky významné (ATP atd.)

34 Fosfazeny (fosfazany) sloučeniny s vazbou P=N (P-N), početná skupina sloučenin organicky substituované sloučeniny (Kirsanovova reakce): (C 6 H 5 ) 3 PCl 2 + C 6 H 5 NH 2  (C 6 H 5 ) 3 P=N-C 6 H HCl Difosfazeny 3 PCl 5 + NH 4 Cl  [Cl 3 P=N-PCl 3 ] + PCl HCl reakce probíhá v chlorovaných uhlovodících jako Cl 3 C-CCl 3, CCl 4 apod. Nejrozsáhlejší jsou cyklické fosfazeny n PCl 5 + n NH 4 Cl  (PNCl 2 ) n + 4 n HCl

35 Organofosforečné sloučeniny např. P(C 6 H 5 ) 3 – trifenylfosfan, P(C 6 H 5 ) 5 – pentafenylfosforan P(O-C 6 H 5 ) 3 - trifenylfosfit vzniká takto směs fosfazenů, cyklické (n = 3 – 8), lineární (n = ∞), (PNCl 2 ) 3 – hexachloro-cyklo-trifosfazen Hydrolýza chloro-cyklo-fosfazenů (PNCl 2 ) n + H 2 O  (PN(OH) 2 ) n cyklo-nitridofosforečná kyselina Fluoro-cyklo-fosfazeny (PNCl 2 ) KSO 2 F  (PNF 2 ) KCl + 8 SO 2 Zahříváním směsi chloro-cyklo-fosfazenů vzniká polymer (PNCl 2 ) n „anorganický kaučuk“.

36 Toxicita N 2 netoxický, ale nedýchatelný za tlaku se rozpouští v krvi, při snížení tlaku se z krve vylučuje – kesonová nemoc Oxidy dusíku dráždí dýchací cesty, vedoucí až k edému plic jsou součástí městského oxidačního smogu Kyselina dusičná, dusičnany kyselina je silně leptavá, dusičnany jsou téměř netoxické biotransformují se ale na dusitany

37 Dusitany LD 50 = 4 g, způsobují oxidaci hemoglobinu na methemoglobin (používají se jako protijed ke kyanidové otravě) způsobují roztažení cév podezřelé z karcinogenity, neboť mohou být biotransformovány na N-nitrososloučeniny, které poté přecházejí na diazosloučeniny ty jsou silně elektrofilní a mohou tak velice snadno alkylovat DNA, čímž dochází ke vzniku mutací Estery kyseliny dusičné a dusité ethylenglykoldinitrát a glyceroltrinitrát (nitroglycerin) léčba anginy pectoris, vysoce jedovaté látky vyvolávají oxidaci hemoglobinu na methemoglobin, vznik chudokrevnosti, poškození srdečního svalu, ledvin, jater a sleziny estery kyseliny dusité jsou kardiotoxické a neurotoxické

38 Amoniak leptá sliznice, včetně očí, nad 3,5 g/m 3 nastává smrt amonné soli jsou málo toxické Hydrazin dráždivé a leptavé účinky, toxický pro játra, ledviny i srdce poškozuje embryo velmi snadno reaguje s kteroukoliv ketoskupinou za vzniku hydrazonu, čímž inhibuje mnohé enzymy (reaguje např. s koenzymem pyridoxalfosfátem), může tak ale též reagovat s bázemi DNA Azidy napodobují chloridové ionty, čímž ovlivňují otevírání a zavírání nervových kanálů, poškozují zejména nervy, HN 3 jed. jako HCN

39 P Bílý fosfor P 4 samozápalný, působí destrukce tkání a těžce se hojící popáleniny narušuje metabolismus cukrů, tuků i bílkovin brání též ukládání glykogenu v játrech poškozuje játra, ledviny a nervovou soustavu při chronické otravě dochází k poškozování kostí LD 50 = 70 mg (oxo)Halogenidy fosforečné(ité) silně dráždivé látky, po expozici může vznikat edém plic

40 Organofosfáty – organické estery kyseliny fosforečné vysoce toxické, bývají využívány jako insekticidy nebo ve válkách jako nervové plyny extrémně toxické jsou pak fluorofosfáty nevratným způsobem inhibují enzym acetylcholinesterasu, který na nervových zakončeních katalyzuje rozklad nervového přenašeče acetylcholinu na cholin a kyselinu octovou inhibice tohoto rozkladu vede ke zvýšeným koncentracím acetylcholinu na nervových zakončeních otrava se projevuje jednak příznaky trávicí soustavy (křeče, zvracení, průjmy), dále slzením, pocením, snížením krevního tlaku, svalovou slabostí až paralýzou otrávený je neklidný, nemůže se soustředit, objevují se též poruchy paměti a spánku, dýchání je oslabeno bývá pozorováno poškození slinivky břišní, ledvin, krvácení do jater a do dalších orgánů

41 v těžších případech nastává smrt následkem křečí průdušek, případně v důsledku paralýzy příčně pruhovaného svalstva (zejména bránice) vědomí bývá obvykle dlouho zachované při chronické expozici vypadávají vlasy a zuby, silné zažívací potíže vedou k hubnutí při otravě podáme jednak atropin, který kompetitivně blokuje účinky acetylcholinu, tím se eliminuje zejména účinek jedu na průdušky, zatímco kosterní svalstvo zůstává paralyzováno kromě atropinu se podávají též reaktivátory acetylcholinesterasy, neboť pro velmi pevnou vazbu fosfátu na acetylcholinesterasu takto může účinek přetrvávat dny, týdny a někdy i měsíce sarin soman tabun

42 VX - extrémně toxická olejovitá substance, vhodná pouze pro válečné účely, klasifikován jako ZHN a v roce 1993 zakázán LD 50 = 0,7 mg (pokožkou) VX - O-ethyl S-[2-(diisopropylamino)ethyl] methylphosphonothioate


Stáhnout ppt "N, P. PrvekX I I [kJ mol -1 ] ρ [g cm -3 ] b. t. [°C] b. v. [°C] r [pm] N 3,114020,00125-210-19671 P 2,110121,82w44w280w 111 15.5 15. skupina – 5 valenčních."

Podobné prezentace


Reklamy Google