Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

15. skupina. obecná elektronová konfigurace –ns 2 np 3 Xt t, °Ct v, °C N3,07-210-196nekov P2,0644281nekov As2,20817616polokov Sb1,826301635polokov Bi1,672711580kov.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "15. skupina. obecná elektronová konfigurace –ns 2 np 3 Xt t, °Ct v, °C N3,07-210-196nekov P2,0644281nekov As2,20817616polokov Sb1,826301635polokov Bi1,672711580kov."— Transkript prezentace:

1 15. skupina

2 obecná elektronová konfigurace –ns 2 np 3 Xt t, °Ct v, °C N3, nekov P2, nekov As2, polokov Sb1, polokov Bi1, kov

3 15. skupina N-IIIIIIIIIIVV P-IIIIIIIIVV As-IIIIIIV Sb(-III)IIIV BiIII(V)

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 N 2 O 5 a NO 3 -, např. NCl 5 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 (NaNO 3 ) –ledek draselný (KNO 3 ) vyskytuje se v živých organismech, například v bílkovinách

6 Dusík tvoří dvouatomové molekuly N 2 –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 –NH 3 amoniak, čpavek tvar trojboké pyramidy bezbarvý plyn výrazného štiplavého zápachu dobře rozpustný ve vodě (někdy se jeho roztok ve vodě zapisuje jako NH 4 OH) vyrábí se reakcí vodíku s dusíkem za přítomnosti oxidů železa jako katalyzátoru 3 H 2 + N 2 → 2 NH °C

9 Sloučeniny dusíku připravuje se vytěsněním ze solí amonných silnou zásadou NH 4 Cl + NaOH → NH 3 + NaCl nebo hydrolýzou nitridů Li 3 N + 3 H 2 O → NH LiOH chová se jako středně silná zásada NH 3 + H 2 O ↔ NH 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 NH 3 → 3 Ni + 3 H 2 O + N 2 –v přebytku kyslíku a za přítomnosti katalyzátoru lze amoniak oxidovat až na oxid dusnatý 4 NH O 2 → 2 NO + 6 H 2 O »to se využívá při výrobě kyseliny dusičné

11 Sloučeniny dusíku –N 2 H 4 hydrazin kapalina velmi výrazných redukčních účinků –HN 3 azoimid, azidovodík kyselé vlastnosti tvoří soli azidy s aniontem N 3 - –nestálé, často se rozkládají explozivně - rozbušky

12 Sloučeniny dusíku Oxidy –N 2 O bezbarvý plyn nasládlé vůně, „rajský plyn“ za normálních podmínek stálý a málo reaktivní –za zvýšených teplot výrazně reaktivnější příprava šetrným rozkladem dusičnanu amonného NH 4 NO 3 → N 2 O + 2 H 2 O 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 HNO 3 → 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O je poměrně reaktivní, samovolně se oxiduje O 2 2 NO + O 2 → 2 NO 2

14 Sloučeniny dusíku –N 2 O 3 za normálních podmínek nestálý rozkládá se na oxid dusnatý a dusičitý –NO 2 hnědý plyn vyskytuje se ve směsi s bezbarvým dimerem N 2 O 4 vzniká (samovolnou) oxidací NO, nebo při rozpouštění některých kovů v koncentrované kyselině dusičné Pb + 4 HNO 3 → Pb(NO 3 ) NO H 2 O

15 Sloučeniny dusíku má poměrně silné oxidační účinky 2 NO HCl → 2 NOCl + 2 H 2 O + Cl 2 s vodou reaguje za vzniku kyselin 2 NO 2 + H 2 O → HNO 2 + HNO 3 –N 2 O 5 pevná nízkotající látka příprava dehydratací kyseliny dusičné reakcí s vodou vzniká opět kyselina dusičná

16 Sloučeniny dusíku kyslíkaté kyseliny –HNO 2 nestálá kyselina, postupně disproporcionuje 3 HNO 2 → HNO NO + H 2 O stálejší jsou její soli dusitany se připravují –redukcí dusičnanů uhlíkem –tepelným rozkladem dusičnanů alkalických kovů 2 NaNO 3 → 2 NaNO 2 + O 2 snadno se oxiduje na dusičnany

17 Sloučeniny dusíku –HNO 3 jedna z nejdůležitějších anorganických kyselin –dříve „lučavka“ výroba NH 3 + O 2 → NO + O 2 → NO 2 + H 2 O→HNO 3 –tímto způsobem lze připravit max. 68 %, která se označuje za koncentrovanou silné oxidační účinky, často s kovy reaguje za vzniku NO nebo NO 2 (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 KNO 3, NaNO 3, NH 4 NO 3 –okysličovadla v zápalných směsích a výbušninách –dobře rozpustné ve vodě –dusičnany alkalických kovů se zahříváním rozkládají na dusitany 2 KNO 3 → 2 KNO 2 + O 2 –některé dusičnany těžkých kovů se teplem rozkládají na oxid dusičitý a oxid kovu 2 Pb(NO 3 ) 2 → 2 PbO + 4 NO 2 + O 2

19 Fosfor pevná látka – bílý a červený v přírodě se vyskytuje pouze ve formě svých sloučenin – fosforečnanů –fosforit fosforečnan-hydroxid vápenatý 3 Ca 3 (PO 4 ) 2.Ca(OH) 2 –apatit fosforečnan-fluorid vápenatý Ca 5 (PO 4 ) 3 X (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 – P 4 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 Ca 3 (PO 4 ) SiO C → 2 Ca 3 Si 2 O CO + P 4 využití fosforu –fosfátová hnojiva –kyselina fosforečná, halogenační činidla –zápalky, nálože

24 Sloučeniny fosforu hydridy –PH 3 – fosfan (fosfin) jedovatý plyn páchnoucí po česneku, redukční účinky příprava –hydrolýzou fosfidů Ca 3 P H 2 O→ 3 Ca(OH) PH 3 –reakcí fosforu s hydroxidem P KOH + 3 H 2 O → PH KH 2 PO 4 výrazně slabší zásada, než amoniak –P 2 H 4 – difosfan velmi reaktivní, samozápalný

25 Sloučeniny fosforu halogenidy –PX 3 připravují se reakcí fosforu s příslušným halogenem vodou se hydrolyzují na kyselinu H 3 PO 3 PCl H 2 O → H 3 PO HCl chlorid je významným chloračním činidlem –PX 5 kromě jodidu významný chlorid – chlorační činidlo připravují se reakcí PX 3 s halogenem X 2

26 Sloučeniny fosforu oxidy –P 4 O 6 – 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 P 4 O H 2 O → 4 H 3 PO 3

27 Sloučeniny fosforu –P 4 O 10 – 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 P 4 O H 2 O → 4 H 3 PO 4 využití –vysoušedlo, dehydratační činidlo –výroba kyseliny trihydrogenfosforečné

28 Sloučeniny fosforu kyslíkaté kyseliny –H 3 PO 2 - kyselina trihydrogenfosforná jednosytná kyselina – vazba P – H nedisociuje má redukční účinky, snadno se oxiduje na kyselinu fosforečnou redukuje některé kovy (Cu 2+, Ni 2+, Ag+,...) již za laboratorní teploty na elementární kov –NaH 2 PO 2 se používá k bezproudému pokovování

29 Sloučeniny fosforu –H 3 PO 3 – kyselina fosforitá jedná se o dvousytnou kyselinu připravuje se hydrolýzou chloridu fosforitého má redukční účinky, ale slabší než H 3 PO 2 –H 3 PO 4 – kyselina trihydrogenfosforečná nejstálejší a nejběžnější trojsytná středně silná kyselina bílá krystalická látka % se označuje jako koncentrovaná

30 Sloučeniny fosforu výroba –spalování rozprášeného fosforu ve směsi vzduchu a páry P O H 2 O → 4 H 3 PO 4 –reakce přírodního fosforečnanu s kyselinou sírovou Ca 5 (PO 4 ) 3 F + 5 H 2 SO 4 → 5 CaSO H 3 PO 4 + HF díky stálosti oxidačního čísla +V nemá významné oxidační ani redukční účinky soli alkalických kovů vykazují různou míru zásaditosti –Na 3 PO 4 silně Z, Na 2 HPO 4 slabě Z, NaH 2 PO 4 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 (As 4 S 4 ), antimonit (Sb 2 S 3 ), bismutit (Bi 2 S 3 ), 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 H 3 AsO 4 nebo H 3 AsO 3 Sb – oxiduje se na SbO 2 nebo na Sb 2 (SO 4 ) 3 Bi – oxiduje se na Bi(NO 3 ) 3 nebo Bi 2 (SO 4 ) 3

36 Arsen, antimon, bismut - sloučeniny hydridy –AsH 3 – arsan, SbH 3 – stiban příprava redukcí sloučenin arsenu a antimonu nascentním vodíkem –Marshova-Liebigova zkouška nejsou příliš stálé – tepelně se rozkládají za vzniku prvku

37 oxidy –arsen a antimon podobně jako fosfor vytvářejí oxidy As 4 O 6 a Sb 4 O 6 oxidy As 2 O 5 a Sb 2 O 5 mají klasické složení –bismut vytváří pouze oxid Bi 2 O 3 má zásadotvorný charakter Arsen, antimon, bismut - sloučeniny

38 kyslíkaté kyseliny –H 3 AsO 4 vzniká rozpouštěním oxidu arseničného ve vodě As 2 O H 2 O → 2 H 3 AsO 4 středně silná kyselina (srovnatelně s H 3 PO 4 ) v kyselém prostředí má narozdíl od H 3 PO 4 oxidační účinky –antimon netvoří kyseliny, pouze soli antimoničnany SbO 4 3- Arsen, antimon, bismut - sloučeniny


Stáhnout ppt "15. skupina. obecná elektronová konfigurace –ns 2 np 3 Xt t, °Ct v, °C N3,07-210-196nekov P2,0644281nekov As2,20817616polokov Sb1,826301635polokov Bi1,672711580kov."

Podobné prezentace


Reklamy Google