V. S K U P I N A.

Prezentace na téma: "V. S K U P I N A."— Transkript prezentace:

1 V. S K U P I N A

2 Náš Pan Asistent Sbaštil Biftek
Náš Pes Asi Sbaštil Bizona

3 V.A skupina Atomy těchto prvků mají 5 valenčních elektronů ns2 np3
Dusík, fosfor………. Nekovy Kovový charakter vzrůstá od arsenu k bismutu

4 N – bezbarvý plyn bez chuti a zápachu N  N (malá reaktivita)
D U S Í K (nitrogenium) N N – bezbarvý plyn bez chuti a zápachu N  N (malá reaktivita) 78% v atmosféře Biogenní prvek

5 Koloběh dusíku

6

7 Výroba dusíku Destilací kapalného vzduchu
Uchovává se v tlakových lahvích se zeleným pruhem

8 Laboratorní příprava dusíku
Rozkladem nasyceného roztoku NH4NO2 podle reakce: NH4NO2 → N2 + 2 H2O

9 použití především k výrobě amoniaku (NH3), kyseliny dusičné (HNO3) a různých průmyslových hnojiv, například chilský ledek (NaNO3 - dusičnan sodný), dusičnan amonný (NH4NO3), atd. Díky své malé reaktivitě se využívá také k vytváření inertní atmosféry (použití např. při skladování velmi reaktivních alkalických kovů).

10 Bezkyslíkaté sloučeniny dusíku

11 Hydridy dusíku – Amoniak
N H2  2 NH3 Bezbarvý plyn štiplavého zápachu Tvar trojboké pyramidy Dusík ox.číslo –III, vodík +I Ve vodném roztoku se kromě NH3 vyskytují i ionty NH4+ a OH-. Vodný roztok amoniaku má proto zásaditou reakci (ve starší literatuře často uváděná sloučenina NH4OH neexistuje)

12 Hydridy dusíku – Amoniak
N H2  2 NH3 Ve vodě se rozpouští na NH3 + H2O  NH OH– Vyrábí se přímou syntézou z prvků (20 MPa, 400 °C): N H2  2 NH3 Protolytickou reakcí vznik amonné soli (např.salmiaku): NH3 + HCl  NH4Cl Ve vodném roztoku se kromě NH3 vyskytují i ionty NH4+ a OH-. Vodný roztok amoniaku má proto zásaditou reakci (ve starší literatuře často uváděná sloučenina NH4OH neexistuje)

13 Chlorid amonný zahříváním v pevném stavu netaje, ale přeměňuje se přímo na svoje páry - sublimuje. Proto se používá v dýmovnicích. Dým není dráždivý. Používá se při pájení a v suchých článcích jako depolarizátor. Používá se v suchých článcích jako elektrolyt, při galvanizaci nebo pájení se používá k odstanění vrstvy kysličníku z povrchu kovu. V potravinářství se označuje kódem E 510. Ve fotografii se používá jako ustalovač. Suchý článek tvoří katoda z čistého uhlíku, anoda ze zinku a elektrolyt, kterým je směs burelu (MnO2 a salmiaku (NH4Cl). Směs je ještě zahuštěná pilinami nebo pískem, odtud pochází označení „suchý článek“. Princip činnosti lze popsat rovnicí Zn + 2NH4Cl + 2MnO2 —> 2MnO(OH) + [Zn(NH3)2Cl2]. Pro pochopení principu děje je lepší uvědomit si zvlášť anodový a katodový děj. Anoda: Zn + 2NH4Cl + 2OH- —> [Zn(NH3)2Cl2] + 2e- + 2H2O Katoda: 2MnO2 + 2H2O + 2e- —> 2MnO(OH) + 2OH- Mezi oběma elektrodami jsou tedy přenášeny elektrony, které způsobují elektrické napětí, dále pak voda a hydroxidový iont.

14 kyslíkaté sloučeniny dusíku

15 Oxidy dusíku N2O oxid dusný „rajský plyn“
příprava: NH4NO3  N2O H2O Oxid dusný se připravuje tepelným rozkladem dusičnanu amonného: NH4NO3 → N2O + 2 H2O. Tato reakce je silně exotermní, při lokálním přehřátí může probíhat až explozivně; to je i podstatou průmyslových trhavin na bázi dusičnanu amonného. Molekula oxidu dusného je lineární (grupa symetrie C∞v). Na základě výpočtů byl určen řád vazby N–N 2,73 a N–O 1,61, což znamená, že vazba mezi dusíkovými atomy leží mezi dvojnou a trojnou vazbou, zatímco mezi kyslíkovým a dusíkovým atomem mezi jednoduchou a dvojnou vazbou. Proto strukturní vzorec N2O musí být zobrazován dvěma krajními mezomerními stavy. Jeho elektronová struktura je velmi blízká (téměř izoelektronová) struktuře molekuly oxidu uhličitého CO2. 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. Historická poznámka Oxid dusný pozoroval poprvé John Mayowv roce 1669 a pozdeji Joseph Priestley v roce O dvacet let později Humphry Davy stanovil jeho složení a testoval jej na sobě a přátelích. Výsledkem těchto testů bylo objevení narkotických vlastností oxidu dusného, což vedlo k jeho používání v humánní medicíně. Při porodech byl poprvé použit jako anestetikum S. Klikovičem v roce 1880 v Petrohradu. Většího rozšíření v porodnictví doznal však až po roce 1915. Za 2. světové války oxid dusný používala německá stíhací letadla s pístovými motory ke krátkodobému zvýšení jejich výkonu.

16 Oxidy dusíku N2O N  N  O lineární tvar rezonanční struktury
Oxid dusný se připravuje tepelným rozkladem dusičnanu amonného: NH4NO3 → N2O + 2 H2O. Tato reakce je silně exotermní, při lokálním přehřátí může probíhat až explozivně; to je i podstatou průmyslových trhavin na bázi dusičnanu amonného. Molekula oxidu dusného je lineární (grupa symetrie C∞v). Na základě výpočtů byl určen řád vazby N–N 2,73 a N–O 1,61, což znamená, že vazba mezi dusíkovými atomy leží mezi dvojnou a trojnou vazbou, zatímco mezi kyslíkovým a dusíkovým atomem mezi jednoduchou a dvojnou vazbou. Proto strukturní vzorec N2O musí být zobrazován dvěma krajními mezomerními stavy. Jeho elektronová struktura je velmi blízká (téměř izoelektronová) struktuře molekuly oxidu uhličitého CO2. 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. Historická poznámka Oxid dusný pozoroval poprvé John Mayowv roce 1669 a pozdeji Joseph Priestley v roce O dvacet let později Humphry Davy stanovil jeho složení a testoval jej na sobě a přátelích. Výsledkem těchto testů bylo objevení narkotických vlastností oxidu dusného, což vedlo k jeho používání v humánní medicíně. Při porodech byl poprvé použit jako anestetikum S. Klikovičem v roce 1880 v Petrohradu. Většího rozšíření v porodnictví doznal však až po roce 1915. Za 2. světové války oxid dusný používala německá stíhací letadla s pístovými motory ke krátkodobému zvýšení jejich výkonu.

17 na vzduchu oxiduje na oxid dusičitý důležitá látka při výrobě HNO3
Oxidy dusíku NO bezbarvý plyn oxid dusnatý na vzduchu oxiduje na oxid dusičitý důležitá látka při výrobě HNO3

18 Oxidy dusíku NO průmyslově se vyrábí oxidací amoniaku
4 NH O2  4 NO H2O příprava přímou oxidací dusíku kyslíkem je velmi obtížná, neboť zvratná reakce N2 + O2 ↔ 2 NO

19 Oxidy dusíku N2O3

20 Oxidy dusíku NO2 N2O4 Oxid dusičitý Dimerní forma N2O4 N2O4 ↔ 2 NO2
N2O5- bezbarvá tuhá ůátka, je explozivní

21 Oxidy dusíku NO2 N2O5- bezbarvá tuhá ůátka, je explozivní

22 Oxidy dusíku N2O4 N2O5- bezbarvá tuhá ůátka, je explozivní

23 Pb + 4 HNO3  Pb(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Oxidy dusíku NO2 N2O4 hnědočervený plyn zdraví škodlivý vzniká i při spalování pohonných hmot podílí se na vzniku kyselých dešťů příprava: rozpouštění kovů v koncentrované HNO3 V plynném stavu je to červenohnědý, agresivní, jedovatý plyn, v kapalném stavu je to žlutohnědá látka, která tuhne na bezbarvé krystaly. Změna barvy při skupenských přechodech souvisí s rovnováhou mezi dimerní formou (N2O4, převládá v kondenzovaných fázích, je bezbarvá) a monomerní formou (NO2, je přítomna v plynné fázi, intenzivně červenohnědá): N2O4 ↔ 2 NO2 V ovzduší patří oxid dusičitý k plynům, které způsobují kyselé deště. Vzniká ve spalovacích motorech oxidací vzdušného dusíku za vysokých teplot, uvolňuje se také rozkladem kyseliny dusičné N2O5- bezbarvá tuhá ůátka, je explozivní Pb HNO3  Pb(NO3) NO H2O

24 Oxokyseliny dusíku Vzorec Název Poznámky H2N2O2 {HNO} H4N2O4 H2N2O3
kyselina didusná Slabá kyselina HON=NOH {HNO} nitroxyl Reaktivní intermediát, soli jsou známy H2N2O3 kyselina dihydrogen-didusnatá Známá v roztoku a jako soli H4N2O4 kyselina nitroxylová Explozívní

25 Oxokyseliny dusíku Vzorec Název Poznámky H2N2O2 {HNO} H4N2O4 H2N2O3
kyselina didusná Slabá kyselina HON=NOH {HNO} nitroxyl Reaktivní intermediát, soli jsou známy H2N2O3 kyselina dihydrogen-didusnatá Známá v roztoku a jako soli H4N2O4 kyselina nitroxylová Explozívní

26 Oxokyseliny dusíku Vzorec Název Poznámky HNO2 HOONO HNO3 HNO4
kyselina dusitá Nestálá, slabá kyselina, známé jsou stálé soli – dusitany HOONO kyselina peroxodusitá Nestálá, izomerní s kyselinou dusičnou; některé soli jsou stabilnější HNO3 kyselina dusičná Stálá, silná kyselina HONO2, známo mnoho solí – dusičnanů HNO4 kyselina peroxodusičná Nestálé, explozívní krystaly HOONO2; známá není žádná pevná sůl

27 Oxokyseliny dusíku Vzorec Název Poznámky HNO2 HOONO HNO3 HNO4
kyselina dusitá Nestálá, slabá kyselina, známé jsou stálé soli – dusitany HOONO kyselina peroxodusitá Nestálá, izomerní s kyselinou dusičnou; některé soli jsou stabilnější HNO3 kyselina dusičná Stálá, silná kyselina HONO2, známo mnoho solí – dusičnanů HNO4 kyselina peroxodusičná Nestálé, explozívní krystaly HOONO2; známá není žádná pevná sůl

28 Kyselina dusičná HNO3 silná jednosytná kyselina a velmi silné oxidační činidlo po kyselině sírové je druhou nejvýznamnější anorganickou kyselinou koncentrovaná kyselina dusičná je přibližně 68% Pokud se na světle rozkládá, zůstává NO2 v roztoku a způsobuje žluté až červené zabarvení

29 Kyselina dusičná HNO3 4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O
uchovává se v tmavých lahvích, protože působením světla se pomalu rozkládá: 4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O Pokud se na světle rozkládá, zůstává NO2 v roztoku a způsobuje žluté až červené zabarvení

30 HNO3 Kyselina dusičná Řadí se mezi velmi silná oxidační činidla, proto
většinou při reakcích s kovy neodštěpuje vodík Cu + 4HNO3 (konc.)→ Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 (zřed.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

31 HNO3 Kyselina dusičná Oxiduje všechny kovy s výjimkou Au, Pt, Ta.
Rozpouštějí se v Lučavce královské (1 HNO3 (konc.): 3 HCl (konc.))

32 Kyselina dusičná HNO3 Některé kovy, např. chróm, hliník, železo apod. se rozpouštějí ve zředěné HNO3, zatímco koncentrovaná kyselina při reakci s takovýmto kovem vytvoří na povrchu kovu ochranou vrstvu oxidu, tj. ochranné vrstvy, která zabraňuje dalšímu průběhu reakce. Tento jev se označuje jako pasivace kovu.

33 Kyselina dusičná HNO3

34 Výroba Kyseliny dusičné
Průmyslově se kyselina dusičná vyrábí oxidací amoniaku za katalýzy kovovou platinou za zvýšené teploty a tlaku: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O 2 NO + O2 → 2 NO2 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO Oxidací amoniaku vznikne oxid dusnatý, kteý reaguje se vzdušným kyslíkem na oxid dusičitý, ten pak reaguje s vodou imo jiné i za vzniku HNO3. Poslední reakce vyjadřuje sumárně mnohem složitější děj, ve skutečnosti totiž při reakci oxidu dusičitého s vodou vzniká kromě kyseliny dusičné ještě kyselina dusitá, neuvolňuje se však již oxid dusnatý, ten vzniká až za následného rozkladu nestálé kyseliny dusité. Vzniklý oxid se následně opět zoxiduje na vyšší stupeň a opět vbíhá do reakce, až do té doby, než se veškerý oxid dusičitý přemění na kyselinu dusičnou: 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O

35 Použití kyseliny dusičné
Používá se např. k výrobě výbušnin, dusíkatých hnojiv, barviv a laků, léků a různých organických sloučenin

36 Fosfor (phosphorus) P Existuje v různých alotropických modifikacích, jež se liší reaktivitou. Nejběžnější jsou: Bílý fosfor Červený fosfor Černý fosfor Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé na alotropní formě, ve které se fosfor právě vyskytuje. [editovat] Bílý fosfor Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké popáleniny a zároveň je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je ponoření do vody). Dnes jsou tyto zbraně přísně zakázány, přesto použili Američané bílý fosfor v Iráku proti sunnitským povstalcům bitvě o Falúdžu.[1] [2] Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes využívá při výrobě jedovatých nástrah na krysy a jiné hlodavce. Bílý fosfor se také využívá k výrobě farmaceutických preparátů. [editovat] Červený fosfor Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další. Červený fosfor je výchozí sloučeninou pro přípravu téměř všech sloučenin obsahujících fosfor. [editovat] Černý fosfor Díky svých kovových vlastností se nejvíce využívá v elektrotechnice při výrobě polovodičů typu N (negativních), které mají tzv. elektronovou vodivost.

37 Fosfor (phosphorus) P Bílý fosfor Z molekul P4
Nejreaktivnější, na vzduchu nestálý Samozápalný, prudce jedovatý Žlutobílá voskovitá hmota nerozpustná ve vodě (přechovává se pod vodou) Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé na alotropní formě, ve které se fosfor právě vyskytuje. [editovat] Bílý fosfor Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké popáleniny a zároveň je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je ponoření do vody). Dnes jsou tyto zbraně přísně zakázány, přesto použili Američané bílý fosfor v Iráku proti sunnitským povstalcům bitvě o Falúdžu.[1] [2] Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes využívá při výrobě jedovatých nástrah na krysy a jiné hlodavce. Bílý fosfor se také využívá k výrobě farmaceutických preparátů. [editovat] Červený fosfor Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další. Červený fosfor je výchozí sloučeninou pro přípravu téměř všech sloučenin obsahujících fosfor. [editovat] Černý fosfor Díky svých kovových vlastností se nejvíce využívá v elektrotechnice při výrobě polovodičů typu N (negativních), které mají tzv. elektronovou vodivost.

38 Fosfor (phosphorus) P Červený fosfor Amorfní s polymerní strukturou
Poměrně stálý, nejedovatý Červenofialový prášek Vzniká zahřátím bílého fosforu na 250 ºC v uzavřené nádobě pod tlakem v inertním prostředí K výrobě zápalek Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé na alotropní formě, ve které se fosfor právě vyskytuje. [editovat] Bílý fosfor Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké popáleniny a zároveň je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je ponoření do vody). Dnes jsou tyto zbraně přísně zakázány, přesto použili Američané bílý fosfor v Iráku proti sunnitským povstalcům bitvě o Falúdžu.[1] [2] Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes využívá při výrobě jedovatých nástrah na krysy a jiné hlodavce. Bílý fosfor se také využívá k výrobě farmaceutických preparátů. [editovat] Červený fosfor Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další. Červený fosfor je výchozí sloučeninou pro přípravu téměř všech sloučenin obsahujících fosfor. [editovat] Černý fosfor Díky svých kovových vlastností se nejvíce využívá v elektrotechnice při výrobě polovodičů typu N (negativních), které mají tzv. elektronovou vodivost.

39 Fosfor (phosphorus) P Černý fosfor velmi stálý
Má kovový lesk, je tepelně i elektricky dobře vodivý nejedovatý Vlastnosti a použití fosforu je silně závislé na alotropní formě, ve které se fosfor právě vyskytuje. [editovat] Bílý fosfor Schopnost samovznícení bílého fosforu při styku se vzduchem se v polovině minulého století využívalo k výrobě samozápalných leteckých pum a dělostřeleckých granátů. Zákeřnost těchto zbraní spočívala v tom, že hořící fosfor způsobuje mimořádně těžké popáleniny a zároveň je velmi obtížné jej uhasit (jediný spolehlivý způsob je ponoření do vody). Dnes jsou tyto zbraně přísně zakázány, přesto použili Američané bílý fosfor v Iráku proti sunnitským povstalcům bitvě o Falúdžu.[1] [2] Toxických vlastností bílého fosforu se dodnes využívá při výrobě jedovatých nástrah na krysy a jiné hlodavce. Bílý fosfor se také využívá k výrobě farmaceutických preparátů. [editovat] Červený fosfor Přesto, že není samovznětlivý, je červený fosfor schopen vzplanout při silnějším lokálním zahřátí, vyvolaném např. mechanickým třením. Díky této vlastnosti je červený fosfor dodnes základní surovinou pro výrobu běžných kuchyňských zápalek. Zároveň se tyto vlastnosti uplatní při výrobě různých pyrotechnických potřeb – zápalky, roznětky a další. Červený fosfor je výchozí sloučeninou pro přípravu téměř všech sloučenin obsahujících fosfor. [editovat] Černý fosfor Díky svých kovových vlastností se nejvíce využívá v elektrotechnice při výrobě polovodičů typu N (negativních), které mají tzv. elektronovou vodivost.

40 Oxid fosforečný P4O10 - dimer-oxid fosforečný
Připravuje se spalováním bílého fosforu za dostatečného přístupu vzduchu Pevná bílá látka

41 Oxid fosforečný Silně hygroskopický (používá se k vysoušení látek)
S vodou reaguje za vzniku trihydrogenfosforečné kyseliny: P4O H2O → 4 H3PO4

42 Kyselina trihydrogenfosforečná
středně silná trojsytná kyselina

43 Kyselina trihydrogenfosforečná
Tvarem je pravidelný čtyřstěn neboli tetraedr Stálá, nemá oxidační účinky. Většinu kovů nerozpouští Tvoří tři řady solí: fosforečnany, hydrogenfosforečnany, dihydrogenfosforečnany

44 V organismech jsou fosforečnanové ionty vázané na organické molekuly (např. v RNA, DNA, ATP)
Biologicky nesmírně významná reakce je odštěpování fosforečnanového aniontu z ATP. Uvolňuje se při ní velké množství energie

45 Adenosintrifosfát ATP skládá se z adenosinu a tří fosfátů
takzvaná makroergická sloučenina

46

47 Fosforečná hnojiva Příprava: rozkladem přírodních fosforečnanů
Hlavní složka: ve vodě nerozpustný fosforečnan vápenatý se působením silné kyselina (např. sírové) převádí na rozpustný dihydrogenfosforečnan vápenatý = SUPERFOSFÁT Ca3(PO4)2 + 2H2SO4 → Ca(H2PO4)2 + 2CaSO4

48 Arsen Antimon Bismut Toxický
Ve čtyřech barevných allotropních modifikacích: žlutý, šedý, hnědý a černý arsen Využití: - Dříve jed (např. na hlodavce oxid arsenitý As2O3) - Elektronika (arsenid gallia, GaAs) - Sulfid arsenitý As2S3 je mimořádně dobře kryjící barevný pigment, známý jako královská žluť Antimon Ve 3 modifikacích: kovový, žlutý, černý Využití: - jako složky různých slitin Bismut kovový prvek bílé barvy se slabým růžovým leskem Využití: - v různých slitinách - složka pájek pro instalatérské práce Přestože je arsen znám jako jedovatý prvek, kovový arsen je netoxický. V organismu je však metabolizován na toxické látky, nejčastěji na oxid arsenitý Maximum současného zájmu o průmyslové využití arsenu se soustřeďuje do oblasti elektroniky. Např. arsenid gallia, GaAs, vykazuje vynikající polovodičové vlastnosti a přes svoji poměrně vysokou výrobní cenu se užívá v řadě speciálních elektrotechnických aplikací, např. pro případy, kdy je vyžadována mimořádně nízká úroveň šumu vyráběných součástek. Dotování krystalů superčistého křemíku přesným množstvím atomů arsenu vytváří polovodič typu N, jednu ze základních součástí všech tranzistorů a tak i všech současných počítačových procesorů. Antimon: Kovový neboli šedý antimon je středně tvrdý a velmi křehký. Na vzduchu je za normálních teplot neomezeně stálý, za zvýšené teploty reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu antimonitého Sb2O3. Žlutý antimon lze získat zaváděním kyslíku do kapalného antimonovodíku při -90 °C a odpovídá modofikacím žlutého arsenu a bílého fosforu. Nad -80 °C černá a přechází na modifikaci černého antimonu. Černý antimon vzniká buď ze žlutého nebo působením vzduchu na kapalný antimonovodík při teplotách vyšších než -80 °C. Černý antimon je reaktivnější než kovový. Za obyčejné teploty se vzduchem oxiduje a může dokonce vznítit. Pokud je zahřán za nepřístupu vzduchu, přechází na kovovou modifikaci. Bismut: Některé slitiny bismutu mají velmi nízký bod tání, často i pod bodem varu vody. Tohoto jevu se využívá při konstrukci automatických hasicích systémů (tzv. sprinklerů), které jsou montovány do výškových budov a automaticky začnou rozprašovat vodu při náhlém nárůstu teploty v okolí.

49 arsen

50 antimon antimonit

51 bismut