15. grupa periodnog sistema ns2 np3 AZOT FOSFOR ARSEN ANTIMON BIZMUT

Opšte osobine grupe N i P nemetali As i Sb metaloidi Bi metal Metalne osobine i reaktivnost u grupi rastu Ej, afinitet prema elektronu, elektronegativnost-opadaju Oksidaciona stanja od -3 do +5 za N,P +3,+5 za As,Sb,Bi 9/17/2018

Jedinjenja koja grade Oksidi E2O3 ; E2O5 najzastupljeniji Azot gradi pet oksida o.b. od+1 do +5 Oksidi i kiseline o.b. +5 Baze o.b. +3 (za As,Sb,Bi) amfoternog karaktera Azot iako nemetal gradi bazu NH3-amonijak 9/17/2018

Azot Nalazi se u prirodi kao gas N2 u vazduhu 78% obliku jedinjenja je veoma rasprostranjen zemlji Položaj azota u periodnom sistemu elemenata Ar(N) = ? 7N= 1s22s22p3 Oksidaciona stanja : ? valentnost : ? 9/17/2018

AZOT 9/17/2018

Biogeni elementi ugljovodonici ugljeni hidrati,lipidi aminokiseline,proteini još amino kiselina i proteina nukleinske kiseline 9/17/2018

NH3- daje amino grupe 9/17/2018

Značaj azota 1. Struktura molekula 2. fizičke osobine Azot – “neživi” (Nitrogenijum- graditelj šalitre) 1. Struktura molekula 2. fizičke osobine 3. hemijske osobine 4. načini dobijanja * primena azota i značaj 9/17/2018

Molekul azota Molekul azota : energija disocijacije na atome je 942,9 кJ/моl, i na temperaturi od 3300° disocijacija je svega 0,1%. Kakve su veze u molekulu azota?

NITER 9/17/2018

Fizičke osobine azota Malo je lakši od vazduha gustine 1,2506 g/cm3 (prin.u..) T.T.= - 209,8оС T.K.= -195,8оС Gustina tečnog azota je 800 g/cm3 U vodi je teško rastvoran Na 0оС u 1m3 Н2О rastvara se 23,3 g azota. Azot sagoreva teško.Azot ne pomaže gorenje niti disanje 9/17/2018

Hemijska svojstva azota S metalima nitride: N2+Li  Li3N N2+Mg  Mg3N2 N2+Al  AlN S nemetalima: N2+H2NH3 N2+O2 (3000oC) 2NO 9/17/2018

Dobijanje N2 1.Frakcionom destilacijom tečnog vazduha 2.Termičkim razlaganjem amonijum-nitrita NH4NO2(s) → N2(g)+ 2H2O(g) 9/17/2018

3. Termičkim razlaganjem amonijum- dihromata (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 +4 H2O 9/17/2018

-sinteza amonijaka i azotne kiseline -proizvodnja mineralnih djubriva Primena: -očuvanje inertnih sredina u metalurgiji -sinteza amonijaka i azotne kiseline -proizvodnja mineralnih djubriva -tečni azot u medicini 9/17/2018

Kruženje azota NO NO2 NH3 N2 NaNO2 NaNO3 9/17/2018

“Kruženje N” 9/17/2018

9/17/2018

Amonijak NH3 O.b. -3 450ºC temperatura usporava proces ali 1.Industrijsko dobijanje HABER-BOŠOVIM post. N2+ 3 H2 2NH3 DH= -92,5 kJ 450ºC temperatura usporava proces ali 300atm visok pritisak ubrzava proces Fe katalizator ubrzava proces 15% 9/17/2018

Proizvodnja amonijaka 9/17/2018

Haber-Boš 9/17/2018

2NH4Cl+Ca(OH)2→2NH3+CaCl2+2H2O 2NH4Cl + CaO  2NH3 +CaCl2 +2 H2O 2.Termičkim razleganjem NH4Cl NH4Cl NH3 +HCl 3. NH4Cl u reakciji sa nekom jačom bazom ili baznim oksidom 2NH4Cl+Ca(OH)2→2NH3+CaCl2+2H2O 2NH4Cl + CaO  2NH3 +CaCl2 +2 H2O 9/17/2018

U organizmu nastaje razgradnjom proteina kod nižih organizama se direktno izlučuje ; kod viših se vezuje sa CO2 gradeći karbamid (ureu) NH2CONH2 i izlučuje se u vidu mokraće 9/17/2018

Ima slobodni elektronski par kojim gradi koordinativnu vezu Hibridizacija azota Hibridizovan azot sp3 Ima slobodni elektronski par kojim gradi koordinativnu vezu 9/17/2018

Osobine amonijaka Gas,karakterističnog neprijatnog mirisa Udisanjem deluje na sluzokožu i izaziva opekotine Rastvara se u vodi i daje jak bazni rastvor poznat po nazivu amonijum hidroksid Veoma reaktivan, Sa kiselinama gradi amonijum soli 9/17/2018

Amonijum soli 9/17/2018

9/17/2018

9/17/2018

Azot(I)oksid-gas smejavac 9/17/2018

Svojstva:Neutralni oksid,gasovita supstanca,bez boje i mirisa ,slatkog ukusa Manje otrovan od ostalih oksida azota Oksidaciono sredstvo Upotreba :u medicini N2O→ N2 +O2 N2O + H2 →N2 +H2O 9/17/2018

Azot (II)oksid 9/17/2018

Sagorevanjem azota na vrlo visokim temperaturama Dobijanje: Sagorevanjem azota na vrlo visokim temperaturama Oksidacijom bakra razblaženim rastvorom azotne kiseline 9/17/2018

Može se i oksidovati i redukovati 2NO+ O2 /t/→2NO2 NO + Cl2 → NOCl2 Svojstva : neutralni oksid, gasovit, bez boje,otrovan reaktivniji od azot-suboksida Može se i oksidovati i redukovati 2NO+ O2 /t/→2NO2 NO + Cl2 → NOCl2 2NO + C → N2 + CO2 2NO + 2SO2→N2 + 2SO3 9/17/2018

Azot(III)oksid NO2 + NO →N2O3. Kiseli oksid,u čvrstom agregatnom stanju stabilan dok se pri zagrevanju razlaže N2O3 → NO2 + NO Tamno plave boje, anhidrid azotaste kiseline N2O3 + H2O → 2HNO2 N2O3 + 2KOH → 2KNO2 + H2O 9/17/2018

Azot(IV)oksid 2NO2↔ N2O4  Svojstva:izuzetno toksičan, kiseli okisid ,zuto- mrke boje , korozivan, anhidrid dve kiseline Na nižim temperaturama postoji kao dimer 2NO2 + Н2O = НNO3 + НNO2 2NO2 + 2NaOH = NаNО3 + NаNО2 + Н2O. NO2 + NO→ N2O3. 2N2O5 = 4NO2 + O2 . 9/17/2018

Dobijanje NO2 i rastvaranje u vodi HNO3 NO2 Cu HNO2 +HNO3 9/17/2018

9/17/2018

NO2 9/17/2018

Azot(V)oksid 9/17/2018

2N2O5(s)  2N2O4(g) +O2(g) N2O5(s) + H2O(l) →2HNO3 Svojstva: bezbojna čvrsta supstanca,azot(V) oksid ili azot-pentoksid (N2O5) iznad 0°C raspada se 2N2O5(s)  2N2O4(g) +O2(g) s vodom burno reaguje dajući nitratnu Kiselinu HNO3 N2O5(s) + H2O(l) →2HNO3 9/17/2018

Kiseline azota AZOTASTA-NITRITNA kiselina Dobijanje: 1.Nastaje rastvaranjem N2O3 u vodi N2O3 + H2O 2HNO2 . 2.Delovanjem kiseline na nitrite NaNO2+HCl  HNO2 + NaCl 9/17/2018

razlaže se na više načina: 3HNO2H+ + NO3- + 2NO(g) + H2O(l) Svojstva : slaba kiselina, postojana samo u razblaženim vodenim rastvorima Ka=4.5×10-4 razlaže se na više načina: 3HNO2H+ + NO3- + 2NO(g) + H2O(l) 2HNO2 NO(g) + NO2(g)+ H2O njene soli u vodi hidrolizuju bazno NO2- + H2O  HNO2 + OH- 9/17/2018

nitriti 2NaNO3(1)  2NaNO2(1) + O2(g) Dobijanje: 1.Zagrevanjem nitrata 2NaNO3(1)  2NaNO2(1) + O2(g) 2.Redukcijom nitrata uz C ili olovo NaNO3(s) + Pb(s)  NaNO2(s) + PbO(s) Soli hidrolizuju 9/17/2018

Azotna kiselina AMONIJAK se prevodi u NITRATNU kiselinu 4NH3(g) + 5O2(g) = 4NO(g) + 6H2O(g) 2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) 3NO2(g) +H2O(l)  2HNO3(aq) + NO(g) 9/17/2018

Azotna 9/17/2018

Proizvodnja Azotne kiseline 9/17/2018

Azotara 9/17/2018

Proizvodnja- Uree(karbamida) 9/17/2018

Postupak dobijanja azotne Iz amonijaka 4NH3(g) + 5O2(g)  4NO(g) + 6H2O(g) 2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) 3NO2(g) + O2(g) +H2O 2HNO3(aq) Iz nitrata NaNO3(s) + H2SO4(aq)HNO3(aq) + NaHSO4 9/17/2018

HNO3 4HNO3 2H2O+ 4NO2(g) + O2(g) (smedja boja od NO2) -Jaka kiselina,pušljiva kiselina,bezbojna tečnost -U procesu proizvodnje se može dobiti 100% kiselina ali se ona razlaže (68-70%) Nestabilna pa se razlaže na: 4HNO3 2H2O+ 4NO2(g) + O2(g) (smedja boja od NO2) Neki metali u azotnoj kiselini daju NO2 Cu + 4HNO3  Cu(NO3)2+NO2+ 2H2O u razblaženoj 3Cu +8HNO3 3Cu(NO3)2 +2NO+4H2O 9/17/2018

Disocijacije 9/17/2018

9/17/2018

NH4NO3 9/17/2018

NH4NO3 NH4Cl 9/17/2018

Šalitra 9/17/2018

Upotreba NaNO3 Tehnologija hrane Inhibira razvoj bakterija naročito Clostridium botulinum Stabilizuje sastojke mesa da se ne oksidujuju i da ne dodje do fermentacije zadržava crvenu boju mesu 9/17/2018

Upotreba Vecina biljaka ne koristi azot direktno iz vazduha vec iz jedinjanja. Amonijak I azotna kiselina sadrze velike kolicine vezanog azota ALI amonijak je suvise bazan ,a kiselina suvise KISELA . Zato je najbolje ako se neutralisu u amonijum nitrat NH3(g) + HNO3(aq)  NH4NO3(aq) amonjiak_- detergenti i sapuni,boje i pigmenti azotna kiselina- najlon, plastika i eksplozivi 9/17/2018

б) HNO3 + AsH3 →H3AsO4 + NO2 + H2O; в) HNO3 + P + H2O →H3PO4 + NO; а) HNO3 + С →СО2 + NO + H2O; б) HNO3 + AsH3 →H3AsO4 + NO2 + H2O; в) HNO3 + P + H2O →H3PO4 + NO; г) HNO3 + CuS → Сu(NO3)2 + H2SO4 + NO + H2O; д) MnO2 + K2CO3 + KNO3 →K2MnO4 + KNO2 + CO2; K2CrO4 + (NH4)2S + H2O →Сr(OH)3 + KOH + NH4OH + S. 9/17/2018

9/17/2018

9/17/2018

cijanidi cijanovodik (HCN) je vrlo otrovan mirisa gorkih badema, krvni otrov (ne sme doći na rane) cijanidi prave cijano komplekse npr. [Fe(CN)6]4-, [Ag(CN)2]-, [Pt(CN)4]2-... tiocijanati prave komplekse, SCN- je reagens za dokaz Fe3+ jona nastaje [Fe(SCN)6]3-karakteristične crvene boje. 9/17/2018

Drvo posle kisele kiše 9/17/2018

Kiseli kišobran 9/17/2018

Fosfor Otkrio ga alhemičar H. Brandt 1669 god. A želeo je da napravi zlato 9/17/2018

Javlja se u tri alotropske modifikacije -beli -crveni -crni 9/17/2018

Pn-polimer 9/17/2018

Pn 9/17/2018

P (phosphorus) hidroksiapatit [Ca5(OH)(PO4)2] FOSFOR (od grč. svetlonoša) postoji samo u jedinjenjima najčešće u solima fosfatne kiseline-fosfatima Apatiti (fluoruapatit [Ca5(PO4)2] hidroksiapatit [Ca5(OH)(PO4)2] Sastavni je deo kostiju, mozga, mišića, živaca, u obliku fosfatida nalazi se u biljnim i životinjskim ćelijama Fosforoproteini su belančevine koje sadrže fosfor Fosfolipidi, DNA i RNA 9/17/2018

apatit 9/17/2018

Beli fosfor bela (slabo žućkasta), prozračna, mekana, vosku slična materija gustine 1.82 koja se na 44,25°C topi u providnu uljanu tečnost. Iako ključa tek na 280°C, beli fosfor već na običnoj temperaturi znatno ispari. U vodi je nerastvoran, u alkoholu neznatno, bolje u etru, vrlo lako u CS2 Vrlo je reaktivan 9/17/2018

Sporu oksidaciju fosfora na vlažnom vazduhu prati pojava svetlucanja. beli fosfor na vazduhu se sam zapali i gori svetlim plamenom (upotrebljava se za zapaljive bombe) čuva pod vodom Sporu oksidaciju fosfora na vlažnom vazduhu prati pojava svetlucanja. Beli fosfor je jak otrov; u malim količinama djeluje smrtonosno stoga se upotrebljava za trovanje štetočina. 9/17/2018

2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(S) + 10C(s)  6CaSiO3(l) + l0CO(g) + P4(g) Beli se fosfor dobija iz fosforita, kvarcnog peska i koksa u električnim pećima. 2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(S) + 10C(s)  6CaSiO3(l) + l0CO(g) + P4(g) Beli fosfor služi za proizvodnju crvenog fosfora te fosfatne kiseline i drugih jedinjenja fosfora. 9/17/2018

Crveni fosfor Nastaje iz beloga fosfora kroz na temperaturi 240-250°C Svojstva: Po svojim svojstvima vrlo se razlikuje od belog fosfora. Na običnoj temperaturi ne isparava, topi se tek na 590°C slabo reaktivan, ne svetluca na vazduhu, zapali se tek na 250-260°C, nije otrovan. Crveni se fosfor upotrebljava u industriji šibica . 9/17/2018

Upotreba veštačko đubrivo napalm bombe 9/17/2018

9/17/2018

Jedinjenja fosfora stepen oksidacije -3 PH3-fosfin- slabija baza od amonijaka, nepolaran , miris trule ribe soli fosfidi 9/17/2018

stepen oksidacije +3 P4O6(s) + 6H2O 4H2PH03 fosfor(III) oksid, P4O6, fosforasta (fosfitna) kiselina, H2PHO3, i njene soli fosfor(III) oksid nastaje gorenjem fosfora s nedovoljno O2 nastaje ako na fosfor(III) oksid delujemo vodom: P4O6(s) + 6H2O 4H2PH03 9/17/2018

H2PHO3diprotonska kiselina (umereno jaka) čista kiselina se kao i njen vodeni rastvor, zagrevanjem razlaže na fosfin i fosfornu kiselinu: 4H2PHO3 PH3(g) + 3H3PO4 H2PHO3diprotonska kiselina (umereno jaka) H2PHO3H+ + H2PHO3 - K1 = 1.6×10-2 mol/dm3 H2PHO3- H+ + H2PHO32- K2 = 7.0×10-7 mol/dm3 9/17/2018

Soli: hidrogenfosfiti i fosfiti Svi alkalni fosfiti lako su rastvorljivi u vodi, a zemnoalkalni nešto manje. Najvažnije su natrijumove soli: NaHPHO3 i Na2PHO3 (antiseptici) 9/17/2018

stepen oksidacije +3 PCl3 trihalogenidi fosfora PF3, PCl3, PBr3 I PI3 9/17/2018

stepen oksidacije +5 P4(s)+5O2(g)  P4O10(g) -pentahalogenidi -fosfor(V) oksid - P4O10 -fosforna kiselina- H3PO4 i njene soli fosfor(V) oksid nastaje gorenjem fosfora sa dovoljnom količinom O2: P4(s)+5O2(g)  P4O10(g) 9/17/2018

P4 + 5O2  P4O10 9/17/2018

Fosforna kiselina 9/17/2018

Dobijanje fosforne 1.Reakcijom izmedju fosfor(V)oksida i dovoljno vode: P4O10(S) + 6H2O 4H3PO4 2.Dejstvom jače kiseline na soli fosforne kiseline 3 H2SO4(aq) + Ca3(PO4)2(s) + 6 H2O(l)  2 H3PO4(s) + 3 CaSO4 +2 H2O(l) 9/17/2018

Upotreba : Za poljoprivredna djubriva,insekticide Za deterdžente-omekšavaju tvrde vode Sredstva za čišćenje-rdje ( CILIT BANG) U sapunima kao antibakterijska sredstva Aditivi kod namirnica(coca-cola,pivo,džemovi) Puferi U medicini i farmaciji 9/17/2018

Disocijacija H3PO4(aq) < H+(aq) + H2PO4-(aq) Ka1 = 7.5 × 10-3 dihidrogen fosfat H2PO4-(aq) < H+(aq) + HPO4 2-(aq) Ka2 = 6.2 × 10-8 hidrogen fosfat HPO4 2-(aq) < H +((aq) + PO43-(aq) Ka3 = 1.7 × 10-12 fosfat 9/17/2018

9/17/2018

9/17/2018

soli H3PO4(aq) + NaOH(aq)  NaH2PO4(aq) + H2O(l) primarni fosfat H3PO4(aq) + OH-(aq) ↔ H2PO4-(aq) + H2O(l) H3PO4(aq) + 2OH-(aq) ↔ HPO4 2-(aq) +H2O(l) sekundarni fosfat 9/17/2018

Veštačka đubriva Amonijum-nitrat Urea Amonijum-dihidrogenfosfat Amonijum-hidrogenfosfat Super-fosfat Ca(H2PO4)2/ CaSO4 Ca3PO4+ 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2/ CaSO4 9/17/2018

Biološka uloga: Fosfor je još jedan mineral koji spada u grupu makroelemenata, i najveća količina fosfora (oko 80%) nalazi se u zubima i kostima. Mnogo ljudi misli da je kalcijum mineral koji je odgovoran za pravilan razvoj kostiju i njihovo održavanje, on u stvari ovaj zadatak ne obavlja sam. Kalcijum zajedno sa fosforom je odgovoran za zube i kosti, fosfor je prisutan kao kalcijum- fosfat. 9/17/2018

Fosfor je neophodan i u procesu proizvodnje kolagena Fosfor je neophodan i u procesu proizvodnje kolagena. Kosti su 75% kolagen, ali i zglobovi, ligamenti, tkiva, hrskavica, oči i koža su uglavnom sačinjeni od kolagena. Telo ne bi moglo da napravi vezivno tkivo i organe koji su vitalni bez konstantnog unosa fosfora. 9/17/2018

Fosfolipidi Nalaze se unutar ćelijskih membrana Fosfolipidi su ono što omogućava nutritijentima (i rastvorljivim u mastima i vodi) da prođu kroz ćelijsku membranu. Ćelija će odumreti ako ne postoji način da uđu i izađu nuntritijenti koji su rastvorljivi i u vodi i u mastima. Fosfati su ono što ćelijama daje energiju i glavna je komponenta adenozim trifosfata (ATP) 9/17/2018

Dobri izvori fosfora nalaze se u istoj hrani u kojoj se nalazi i kalcijum. Mleko, tvrdi sir, jogurt, jaja, konzervirana riba, piletina, crveno meso, orasi, badem, žitarice celog zrna, pšenične klice i seme bundeve su veoma dobri izvori fosfora. Preporučena dnevna doza fosfora je 1000 mg na dan za odrasle 9/17/2018