15. skupina

15. skupina obecná elektronová konfigurace X tt, °C tv, °C N 3,07 -210 ns2 np3 X tt, °C tv, °C N 3,07 -210 -196 nekov P 2,06 44 281 As 2,20 817 616 polokov Sb 1,82 630 1635 Bi 1,67 271 1580 kov

15. skupina N -III I II III IV V P As Sb (-III) Bi (V)

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Sloučeniny dusíku N2O3 NO2 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

Sloučeniny dusíku N2O5 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

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

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

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

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-)

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

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

Fosfor černý další podobou je fosfor červený 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

2 Ca3(PO4)2 + 4 SiO2 + 10 C → 2 Ca3Si2O7 + 10 CO + P4 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

Sloučeniny fosforu hydridy PH3 – fosfan (fosfin) P2H4 – difosfan 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

Sloučeniny fosforu halogenidy PX3 PX5 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

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

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

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

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

Ca5(PO4)3F + 5 H2SO4 → 5 CaSO4 + 3 H3PO4 + HF 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

Sloučeniny fosforu využití fosfátová hnojiva 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

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)

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

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

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

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

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

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-