Pentely – prvky V.A skupiny

Prezentace na téma: "Pentely – prvky V.A skupiny"— Transkript prezentace:

1 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

2 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

3 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

4 těžba ledku v Chile

5

6

7

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

9 termický rozklad dichromanu amonného – „ sopka na stole“

10 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

11 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

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

13 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)

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

15 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)

16 využití: výroba kyseliny dusičné hnojivo – ve formě amonných solí

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

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

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

20 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

21 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

22 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

23 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

24 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

25 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

26 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)

27

28 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

29 fosfor (15 P) historie: Poprvé izolován alchymistou H. Brandtem v roce 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

30 bílý fosfor

31 za laboratorní teploty se bílý fosfor vznítí, je samozápalný

32 červený fosfor

33 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 P4O C → P4 + 10CO (t = 1500°C)

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

35 apatit – využití ve šperkařství

36 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

37 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

38 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

39 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

40 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

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

42 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)

43 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 % trojsytná, středně silná kyselina

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

45 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

46 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