Zlepšování podmínek pro výuku technických oborů a řemesel Švehlovy střední školy polytechnické Prostějov registrační číslo : CZ.1.07/1.1.26/

Prvky V.A skupiny Ing. Eva Gefingová

PRVEKZNAČKAZELEKTRONOVÁ KONFIGURACEELEKTRONEGATIVITA DUSÍKN7[He] 2s 2 2p 3 3,1 FOSFORP15[Ne] 3s 2 3p 3 2,1 ARSENAs33[Ar] 3d 10 4s 2 4p 3 2,2 ANTIMONSb51[Kr] 4d 10 5s 2 5p 3 1,8 BISMUTBi83[Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3 1,7

prvky 15. (V.A) skupiny PSP neboli p 3 – PRVKY, mají pět valenčních elektronů (ns 2 np 3 ) dusík je za normálních podmínek plyn fosfor, arsen, antimon a bismut jsou pevné látky ke snadnějšímu zapamatování lze použít pomůcku: Naše Paní Asistentka Sbalila Bivoje s rostoucím Z roste kovový charakter prvků: P a N jsou nekovy, As a Sb polokovy, Bi je kov s rostoucím Z klesá jejich reaktivita As, Sb a Bi jsou v přírodě málo rozšířené, nachází se především ve formě sirných rud a používají se na výrobu slitin

DUSÍK 1) Výskyt v přírodě: Dusík se vyskytuje: volný v atmosféře ve formě dvouatomových molekul N 2 (78 objemových %), vzduch je tedy hlavním zdrojem N vázaný:  v anorg. sloučeninách např: - CHILSKÝ LEDEK = NaNO 3 - DRASELNÝ LEDEK = KNO 3 (salnitr) - v amonných solích a dusitanech  vázaný v org. sloučeninách - bílkovinách, je to biogenní prvek

2) Vlastnosti a reakce: bezbarvý plyn, bez chuti a bez zápachu, málo rozpustný ve vodě nejčastěji tvoří násobné kovalentní vazby je znám s oxidačními čísly od –III do V může být ve sloučeninách max. čtyřvazný atomy v molekule dusíku N 2 jsou vázány trojnou vazbou, která je několikanásobně pevnější než vazba jednoduchá, z toho vyplývá nízká reaktivita dusíku

za běžných podmínek se neslučuje ani s velmi reaktivními prvky zvýšením teploty a tlaku se reaktivita postupně zvyšuje, protože dojde k rozštěpení molekuly N 2 na samostatné atomy, pak se slučuje s mnohými prvky 3) Příprava: termickým rozkladem dusitanu amonného: NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O 4) Výroba: frakční destilací zkapalněného vzduchu

5) Použití: přepravuje se stlačený v tlakových ocelových lahvích se zeleným pruhem při výrobě amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv uplatňuje se jako ochranný plyn tvořící inertní atmosféru, kde není žádoucí styk látek se vzdušným kyslíkem (např. při výrobě výbušnin)

6) Sloučeniny: a) Amoniak NH 3 za běžných podmínek bezbarvý plyn, štiplavého zápachu, svíravé chuti, dříve byl nazýván čpavek je mimořádně dobře rozpustný ve vodě, je dobrým rozpouštědlem, má vysokou teplotu tání 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 NH 4 + má redukční vlastnosti

laboratorně se amoniak připravuje rozkladem amonných solí silnými zásadami: NH 4 Cl + NaOH → NH 3 + NaCl + H 2 O průmyslově se vyrábí tzv. Haber-Boschovou syntézou = vysokotlakou katalyzovanou syntézou prvků: N 2 (g) + 3H 2 (g) → 2NH 3 (g) (Fe, 450°C, 20MPa) používá se při výrobě průmyslových hnojiv obsahujících amonné soli nebo dusičnany, při výrobě kyseliny dusičné, sody, kapalný jako chladící médium reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí

b) Amonné soli většinou jsou bezbarvé (bílé), krystalické, ve vodě rozpustné nejznámější je chlorid amonný, tzv. SALMIAK NH 4 Cl = používá se při pájení kovů a v lékařství dusičnan amonný NH 4 NO 3 se používá jako průmyslové hnojivo

c) Oxidy jsou složkou výfukových plynů a průmyslových exhalací jsou jedovaté vznikají při redoxních reakcích dusíkatých sloučenin Oxid dusný N 2 O tzv. RAJSKÝ PLYN, bezbarvý, nasládlé chuti, málo rozpustný ve vodě jeho směs s vodíkem při styku s plamenem vybuchuje používal se v anesteziologii k narkózám Oxid dusnatý NO bezbarvý plyn lze ho připravit přímou syntézou za vysokých teplot: N 2 + O 2 → 2NO

Oxid dusičitý NO 2 červenohnědý, jedovatý plyn, silné oxidační činidlo používá se jako okysličovadlo v raketové technice d) Kyseliny Kyselina dusitá HNO 2 středně silná kyselina, nestálá, snadno podléhá oxidaci i redukci používá se k výrobě barviv její soli DUSITANY jsou dobře rozpustné ve vodě

Kyselina dusičná HNO 3 silná kyselina, světlem se rozkládá s vodou neomezeně mísitelná silné oxidovadlo, oxiduje téměř všechny kovy připravuje se rozkladem dusičnanu sodného kyselinou sírovou: NaNO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3 slouží k výrobě organických barviv, léčiv, výbušnin, dusičnanů průmyslově se vyrábí nepřímou katalytickou oxidací amoniaku:  1. syntéza amoniaku: N 2 + 3H 2 → 2NH 3  2. oxidace amoniaku: 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O  3. oxidace oxidu dusnatého: 2NO + O 2 → 2NO 2  4. reakce oxidu dusičitého s vodou: 3NO 2 + H 2 O → 3HNO 3 + NO

její soli DUSIČNANY jsou dobře rozpustné ve vodě koncentrovaná kyselina dusičná je 68%

e) Dusíkatá hnojiva dusičnan amonný NH 4 NO 3 síran amonný (NH 4 ) 2 SO 4 močovina existují také přírodní dusíkatá hnojiva (močůvka, chlévský hnůj) Mezi další bezkyslíkaté sloučeniny dusíku patří:  AMIDY NH 2 - (amid sodný NaNH 2 )  IMIDY NH 2- (imid sodný Na 2 NH)  NITRIDY N 3- (nitrid sodný Na 3 N)  AZIDY N 3 - (azid sodný NaN 3 )

FOSFOR 1) Výskyt v přírodě: v přírodě se nachází jen ve formě svých sloučenin:  anorg. sloučeniny: - APATIT Ca 5 (PO 4 ) 3 F - fosforečnan vápenatý je složkou kostí a zubů  org. sloučeniny: nukleové kyseliny, fosfolipidy, ATP je to biogenní prvek apatit

2) Vlastnosti a reakce: fosfor je znám ve třech známých modifikacích: a)Bílý fosfor = voskově měkký, lehce se krájí, ve vodě nerozpustný, prudce jedovatý, na vzduchu samozápalný, značně reaktivní b) Červený fosfor = méně reaktivní než bílý, nejedovatý, ve vodě nerozpustný c) Černý fosfor = krystalická tmavě šedá látky s kovovým leskem, dobře vede el. proud, je nejstabilnější, nejméně reaktivní

3) Výroba: červený fosfor se vyrábí přeměnou bílého fosforu za nepřístupu vzduchu při teplotě 350°C laboratorně se fosfor nepřipravuje 4) Použití: výroba kys. fosforečné přidává se do slitin červený fosfor slouží k výrobě zápalek a pyrotechniky bílý fosfor se pro svou jedovatost používá k hubení hlodavců

5) Sloučeniny: a) Fosfan PH 3 za běžných podmínek bezbarvý, prudce jedovatý plyn nepříjemného česnekového zápachu čistý je na vzduchu samozápalný b) Oxidy Oxid fosforitý P 4 O 6 bílá, jedovatá, snadno tající látka vzniká nedokonalým spalováním fosforu

Oxid fosforečný P 4 O 10 vzniká dokonalým spalováním fosforu má mimořádnou dehydratační schopnost, používá se k vysoušení látek po osvětlení zeleně světélkuje c) Kyselina trihydrogenfosforečná H 3 PO 4 trojsytná, středně silná kyselina vyrábí se rozkladem fosforečnanů kyselinou sírovou používá se ve farmacii jako přísada do roztoku peroxidu vodíku (zpomaluje jeho rozklad), při výrobě průmyslových hnojiv, léčiv

s kovy tvoří 3 řady solí: 1) dihydrogenfosforečnany 2) hydrogenfosforečnany 3) fosforečnany fosforečnany se používají jako změkčovadla vody v pracích prášcích, dnes je jejich výroba omezována, protože ohrožují kvalitu životního prostředí fosfor v povrchových vodách je živinou pro řasy a sinice, jejich přemnožení je příčinou tzv. eutrofizace vod d) Fosforečná hnojiva

Děkuji za pozornost

Literatura a zdroje: 1)BENEŠOVÁ, M., SATRAPOVÁ, H.: Odmaturuj z chemie. Nakladatelství DIDAKTIS spol. s.r.o., Brno, ISBN )VACÍK, J. a kol.: Přehled středoškolské chemie. SPN Praha, ISBN )MAREČEK, A.,HONZA, J.: Chemie pro čtyřletá gymnázia. Nakladatelství Olomouc s.r.o., ISBN )Banýr, J., Beneš, P.: Chemie pro střední školy. SPN Praha, ISBN ) 6) 7)