Pentely – prvky V.A skupiny charakteristika: p – prvky, valenční elektrony mají v orbitalech s a p elektronegativita atomů klesá ve skupině s rostoucím protonovým číslem atomů atomy mají ve valenčních orbitalech 5 elektronů dusík a fosfor jsou nekovy, arsen je polokov a antimon a bismut jsou kovy

dusík (7N) výskyt: dusík tvoří 78,1 objem. procent zemské atmosféry rostliny a živočichové obsahují dusík ve formě aminokyselin, které tvoří proteiny živočichové vylučují dusík ve formě amoniaku, močoviny či kyseliny močové

ledek draselný = salnitr - KNO3 ledek sodný = chilský ledek - NaNO3 minerály: ledek draselný = salnitr - KNO3 ledek sodný = chilský ledek - NaNO3 při převozu sodného ledku lodí vznikaly často požáry, neboť ledek byl hašený vodní párou a horkou vodou ohromná ložiska NaNO3 jsou v pustých neobydlených pouštních oblastech severního Chile

těžba ledku v Chile

průmyslová výroba: destilací zkapalněného vzduchu ( t.v. = – 196 C ) laboratorní příprava: tepelný rozklad dichromanu amonného (NH4)2Cr2O7 (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O

termický rozklad dichromanu amonného – „ sopka na stole“

fyzikální vlastnosti: bezbarvý plyn bez chuti a zápachu lehčí než vzduch nehoří a hoření nepodporuje za nízkých teplot a za vysokého tlaku se dá zkapalnit

chemické vlastnosti: molekulový dusík je za běžné teploty nereaktivní vysvětlení: molekuly jsou tvořeny dvěma atomy dusíku vázanými velice pevnou trojnou vazbou, štěpí se až za vysokých teplot

využití: inertní atmosféra huštění pneumatik (plynný dusík) výroba amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv ochrana biologických vzorků – krve, spermatu (kapalný dusík)

NH3(aq) + H2O → NH4+(aq) + OH-(aq) sloučeniny: amoniak bezbarvý alkalický plyn, zapáchá, jedovatý zkapalnitelný snadno se rozpouští ve vodě a reaguje s ní NH3(aq) + H2O → NH4+(aq) + OH-(aq)

průmyslová výroba: Haberova-Boschova vysokotlaká redukce dusíku vodíkem (p = 20 MPa, t = 400°C, katalyzátor Fe): N2 + 3H2 → 2NH3

reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí: 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 chemické vlastnosti: reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí: 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 na vzduchu hoří žlutým plamenem: neúplné spalování: 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O úplné spalování: 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Pt, t = 800°C) 2NO + O2 → 2NO2 (Pt, t = 400°C)

využití: výroba kyseliny dusičné hnojivo – ve formě amonných solí

chlorid amonný – salmiak příprava - reakcí amoniaku s kyselinou chlorovodíkovou: NH3 + HCl → NH4Cl bílá krystalická látka,sublimuje, ve vodě rozpustný využití – elektrolyt do suchých článků

sulfid amonný ve vodě rozpustný využití – činidlo v analytické chemii síran amonný využití - dusíkaté hnojivo

dusičnan amonný bílá, krystalická látka, rozpustná ve vodě, bezpečnostní trhavina, hnojivo uhličitan amonný bílá, krystalická látka ve vodě rozpustná, součástí kypřícího prášku

oxidy oxid dusný rajský plyn - bezbarvý plyn, nasládlé chuti vdechován působí nejprve stavy veselosti (odtud název rajský plyn) nebo hysterie, při vyšších dávkách útlum až anestetický spánek dlouhodobé nebo intenzivní vdechování však může vést k zástavě dýchání, nebo přílišnému útlumu srdeční činnosti, případně až k zástavě srdce, v obou případech s následkem smrti proto je velmi nebezpečné jeho případné zneužití čicháním jako drogy využití - anestetikum, hnací plyn do bombiček na přípravu šlehačky

oxid dusnatý – bezbarvý, jedovatý plyn, dusivého zápachu příprava - reakcí mědi se zředěnou kyselinou dusičnou: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O vzdušným kyslíkem se oxiduje na oxid dusičitý 2NO + O2 → 2NO2

oxid dusičitý příprava - reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou: Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O nebo termickým rozkladem dusičnanu olovnatého: 2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2 hnědočervený, silně jedovatý, zapáchající plyn ochlazením pod t = -11 °C tuhne na ledový dimér N2O4: 2NO2 → N2O4

oxidy NO a NO2 hrají spolu s oxidy síry hlavní roli při tvorbě kyselého deště v Evropě způsobují asi 1/3 okyselení dešťových srážek oxid dusičitý navíc způsobuje snižování odolnosti vůči virovým onemocněním, bronchitidě a zápalu plic

příprava/výroba diazoniových solí kyselina dusitá slabá kyselina, stálá jen ve zředěných roztocích využití – příprava / výroba diazoniových solí soli: dusitany - rozpustné ve vodě, některé hygroskopické (NaNO2, KNO2) oxidují se manganistanem draselným (KMnO4 na dusičnany ) dusitan sodný příprava/výroba diazoniových solí

2NH3 + 5/2O2 → 2NO + 3H2O 2NO + O2 → 2NO2 2NO2 + H2O +O2→ HNO2 + HNO3 kyselina dusičná výroba 50 – 60% kyseliny se uskutečňuje katalytickou (Pt) oxidací amoniaku: 2NH3 + 5/2O2 → 2NO + 3H2O 2NO + O2 → 2NO2 2NO2 + H2O +O2→ HNO2 + HNO3 bezvodá se získá destilací koncentrovaného roztoku kyseliny v přítomnosti oxidu fosforečného nebo bezvodé kyseliny sírové za sníženého tlaku

bezbarvá kapalina, silná kyselina, oxidační vlastnosti, maximální konc uchovává se v tmavých lahvích, poněvadž se působením světla rozkládá: 4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2 koncentrovaná pasivuje některé kovy (vytváří filmy oxidů, které brání další reakci kovu s kyselinami, např. pasivuje Al, Cu, Fe)

výroba hnojiv,výbušnin, plastů, léčiv, barviv soli – dusičnany lučavka královská – směs HNO3 a HCl (v poměru 1:3) rozpouští i Au a platinové kovy využití: výroba hnojiv,výbušnin, plastů, léčiv, barviv soli – dusičnany rozpustné ve vodě dusičnany alkalických kovů se zahřátím rozkládají na dusitan a kyslík: 2KNO3 → 2KNO2 + O2 dusičnan sodný – konzervant masných výrobků – E 251

fosfor (15 P) historie: Poprvé izolován alchymistou H. Brandtem v roce 1669 - nechal několik dní rozkládat moč, pak ji varem silně zahustil a nakonec destiloval při vysokých teplotách za nepřístupu vzduchu. Z par po kondenzaci pod vodou získal fosfor jako voskovitou látku, která na vzduchu ve tmě světélkovala. název phosphorus (řecky phos = světlo, phoros = nesoucí ) český název kostík se neujal, jako chemický prvek byl označen až Lavoisierem

bílý fosfor

za laboratorní teploty se bílý fosfor vznítí, je samozápalný

červený fosfor

apatit – těžba poloostrov Kola ( výroba fosforu ) fluoroapatit výskyt: apatit – těžba poloostrov Kola ( výroba fosforu ) fluoroapatit vyskytuje se v živých organismech - kosti, zuby - apatit karbonátový 3Ca3(PO4)2·CaCO3 ·H2O DNA, RNA, lipidy průmyslová výroba: redukcí fosforečnanů křemenným pískem a koksem v elektrické peci: 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 → 6CaSiO3 + P4O10 P4O10 + 10C → P4 + 10CO (t = 1500°C)

fosfor vzniká ve formě par, které jsou chlazeny pod vodou, vzniká tak fosfor v pevném skupenství

apatit – využití ve šperkařství

bílý fosfor žlutobílá látka měkký jako vosk, lze jej krájet nožem nerozpouští se ve vodě rozpouští se v benzenu, etheru molekula je tetraatomická, krystalizuje v kubické soustavě

velmi reaktivní,samozápalný, na vlhkém vzduchu světélkuje (fosforescence) – páry fosforu reagují s kyslíkem za vzniku oxidu fosforečného a světla velmi silný jed – 0,05g je pro člověka smrtelná dávka páry vdechované v malých množstvích po delší dobu způsobují odumření čelistních a nosních kostí – fosforová nekróza

má vrstevnatou strukturu, nefosforeskuje,není jedovatý méně reaktivní červený fosfor získává se zahřátím bílého fosforu za nepřístupu vzduchu při teplotě 270°C má vrstevnatou strukturu, nefosforeskuje,není jedovatý méně reaktivní nerozpustný ve všech rozpouštědlech

černý fosfor vzniká zahříváním bílého fosforu na 220°C za tlaku 1,2 GPa černá látka s kovovým leskem má polymerní strukturu nejméně reaktivní tepelně i elektricky vodivý není jedovatý

červený - výroba zápalek, pyrotechniky využití: červený - výroba zápalek, pyrotechniky bílý - jed na krysy, bomby – Korejská válka, válka ve Vietnamu,Čěčenský konflikt, Američané použili fosforové bomby v Iráku proti povstalcům – byly použity fosforové granáty pro osvětlení bojového prostoru bílý fosfor způsobuje rozsáhlé popáleniny, které se špatně hojí,oděv zůstává nepoškozený, nebezpečný je i oxid fosforečný, který vzniká v plynném skupenství při výbuchu fosforové bomby

havárie vagónu převážející bílý fosfor (Ukrajina ), mrak oxidu fosforečného zamořil 14 obcí

oxidy oxid fosforečný příprava - spalováním fosforu v nadbytku suchého vzduchu a ochlazením par: P4 + 5O2 → P4O10 existuje v různých formách (krystalické, amorfní, kapalné) po osvětlení silně zeleně fosforeskuje, hygroskopický využití - v laboratoři při sušení plynů a kapalin (dehydratační činidlo)

kyselina trihydrogenfosforečná (ortofosforečná) výroba - spalováním rozprášeného roztaveného fosforu ve směsi vzduchu a páry v nerezové nádobě: P4 + 5O2 + 6H2O → 4H3PO4 nebo reakcí přírodního fosfátu s kyselinou sírovou: Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + 10H2O → 3H3PO4 + 5CaSO4·2H2O + HF síran se odfiltruje, HF se odstraní v podobě nerozpustného Na2SiF6 tvoří bezbarvé krystaly dobře rozpustná ve vodě běžně 75 - 85% trojsytná, středně silná kyselina

využití: přípravky proti korozi okyselení nápojů sycených oxidem uhličitým (např. Coca cola) výroba hnojiv

soli: dihydrogenfosforečnany, hydrogenfosforečnany, fosforečnany příprava - reakcí kyseliny s hydroxidy nebo uhličitany H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O H3PO4 + Na2CO3 → Na2HPO4 + CO2 + H2O H3PO4 + Na2HPO4 → 2NaH2PO4 fosforečnan trisodný - součást prášků na praní

Ca3(PO4)2(nerozp.) + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2(rozp.) + 2CaSO4 fosforečná hnojiva výroba superfosfátu: (skládá se z dihydrogenfosforečnanu vápenatého a síranu vápenatého ) Ca3(PO4)2(nerozp.) + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2(rozp.) + 2CaSO4 hydrogenfosforečnan diamonný a dihydrogenfosforečnan amonný jsou také obsaženy ve fosforečných hnojivech