Pentely 2 V. hlavní podskupina •N • • •P • • •As • • •Sb • • •Bi Kapalný N2 Bi CBSE Class 12 Chemistry Notes: The p Block Elements ... General Introduction of Nitrogen Family/ Group 15 Elements •N, P, As, Sb, Bi - el. konfigurace ns2 np3 • •směrem od nejlehčích k nejtěžším homologům: • - roste at. poloměr, klesá IE, klesá elektronegativita, roste kovový charakter, roste basický charakter oxosloučenin • •základní ox. čísla: -III, +III, +V (vyplývají z el.konfigurace) • •jiná oxidační čísla jsou často způsobena násobnými vazbami nebo řetězením atomů • (+I v N2O, +II v NO, +IV v NO2, -II v N2H4 apod.) • •stálost skupinového ox. čísla + V klesá (s výjimkou sloučenin dusíku) podél skupiny, stálost ox. čísla +III se mění obráceně • •proto např. bismutičné sloučeniny působí jako silná ox. činidla, fosforečné sloučeniny jsou oxidoredukčně stálé. •naopak sloučeniny fosforité jsou redukční činidla, sloučeniny bismutité jsou stálé •z halogenidů jsou známy všechny trihalogenidy, z pentahalogenidů existují jen: • PF5, PCl5, PBr5, AsF5, SbF5, SbCl5, BiF5 • tj. chybí pentahalogenidy dusíku (dusík nemá k dispozici d orbitaly) a pentahalogenidy u nichž se projevuje nestálost vlivem nedostatečné elektronegativity halogenu a vlivem zvýšení efektivního kladného náboje jádra (stabilizace volného el. páru s na centrálním atomu) • •u hydridů MH3 roste s velikostí atomu kyselý charakter (roste meziatomová vzdálenost M-H) • •elektropozitivní charakter prvků stoupá s velikostí atomů • •oxidy dusíku, fosforu a arsenu jsou kyselinotvorné, Sb2O3 je amfoterní (rozpouští se v kyselinách i alk .hydroxidech) ale Bi2O3 je zásadotvorný (nerozpouští se v alk. hydroxidech) • • •Vzhledem k růstu elektropozitivního charakteru roste i iontovost vazby, např. u sloučenin typu MCl3 - proto se liší chování těchto sloučenin vůči vodě: • PCl3 se vodou okamžitě hydrolyzuje za vzniku H3PO3 zatímco trihalogenidy ostatních prvků tvoří roztoky, které se pomalu hydrolyzují (u AsCl3 na As2O3, u SbCl3 a BiCl3 na SbOCl a BiOCl) • •Podél skupiny roste kovový charakter: N a P jsou nekovy, As a Sb jsou polokovy, Bi je typickým kovem • •Dusík • •- bezbarvý. plyn, molekuly N2 (b.t. -210 0C, b.v. -196 0C) •- velká pevnost vazby dusíkových atomů v molekule N2 (çN º N ç), které odpovídá velká disociační energie (N2(g) = 2 N; DH = 944 kJ/mol) • - s rostoucí teplotou podíl disociovaných molekul roste avšak ani při 3000 0C jich není významný podíl • Þ molekula dusíku je chemicky málo reaktivní a proto se dusík často používá jako ochranná atmosféra. • •Dusík je jeden z nejelektronegativnějších prvků, za vyšších teplot nebo v přítomnosti katalyzátoru se stává dusík reaktivnější: • N2 + 3H2 ® 2NH3 (v přítomnosti katalyzátoru) • N2 + O2 ® 2NO (v el. oblouku) • N2 + 3Mg ® Mg3N2 • Zvláštní postavení dusíku: •Velký rozdíl v chemickém chování dusíku a jeho homologů • - rozdíl ve velikosti atomů a rozdílné vazebné možnosti (dusík nemá k dispozici volné orbitaly d, ale může tvořit násobné vazby) • • - N2 výjimečně málo reaktivní biatomický plyn, oproti reaktivnímu krystalickému bílému fosforu s tetraedrickými molekulami P4 • • - jen u sloučenin dusíku je možná vazba pp-pp • • - rozdílné je též chování halogenidů, halogenidy dusíku mohou mít jen donorovou funkci (jako ligand, volný el. pár na atomu dusíku), halogenidy ostatních prvků mají navíc i akceptorovou funkci (mají volné d orbitaly) https://www.prirodovedci.cz/storage/images/270x200/1716.jpg Kapalný dusík je kapalina s hustotou menší než voda (0,81 g/ml ) Za atmosférického tlaku se vaří už při teplotě −196 °C (77 K). Když jej nalijeme do vody, okamžitě se odpaří a strhne s sebou spoustu vodní páry, takže vytvoří mlhu (toho využívají tvůrci speciálních efektů). Kapalný dusík slouží jako chladící médium, například při skladování potravin nebo dlouhodobém uchovávání živých buněk a tkání v biologii či medicíně. alt: VÄ›dci Ä�asto použÃvajà kapalný dusÃk pro skladovánà biologických vzorků. Aby se dusÃk co nejménÄ› odpaÅ™oval, skladuje se ve speciálnÃch nádobách, které jsou vlastnÄ› velkými termoskami. Zdroj Wikimedia Commons, autorka Matylda SÄ™k, licence Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported. Za normálních podmínek je dusík chemicky inaktivní prvek. za laboratorní teploty se dusík přímo slučuje pouze s lithiem za vzniku nitridu lithného Li3N, při zahřátí na teplotu pouhých 100°C reaguje s radiem za vzniku nitridu radnatého Ra3N2 v elektrickém výboji reaguje za laboratorní teploty také s fluorem za vzniku fluoridu dusitého NF3 S ostatními prvky se dusík přímo slučuje až za podstatně vyšších teplot, s borem tvoří nitrid boritý BN při teplotě přes 900 °C, s křemíkem se slučuje na nitrid křemičitý Si3N4 až při teplotě 1500°C. Díky své malé reaktivitě se dusík vyskytuje převážně volný ve vzduchu, kde tvoří 78 objemových %. Příprava dusíku většinou z tlakové láhve Zahřátím roztoku dusitanu amonného: NH4 NO2 ® N2 + 3 H2O Tepelný rozklad azidů: Ba(N3)2 ® Ba + N2 2 NaN3 ® 3 N2 + 2 Na Reakcí amoniaku s bromem: 8 NH3 + 3 Br2 ® NH4Br + N2 Výroba dusíku: Frakční destilací kapalného vzduchu, lze získat až 99 %. Dusík v tlakových lahvích označených zeleným pruhem. •Dusík: • •V atmosféře: elementární dusík (78 % obj.), též oxidy dusíku (vznikají při el. výbojích – bouřky, jako odpadní produkty průmyslové činnosti a provozem spalovacích motorů) •Vedle SO2 mají i oxidy dusíku významný podíl na kyselých deštích. • •Sloučeniny: dusičnany (chilský ledek, draselný ledek), v mořské vodě jsou dusičnany a amonné soli; • •Zdroje dusíkatých sloučenin v přírodě: • - atmosféra obsahuje asi 1015 t dusíku; • - zhruba 106 t cirkuluje a přechází do půdy, • základním mezistupněm látkové přeměny je amoniak (amonné soli), které tvoří zdroj bílkovin. dusíku; • Biologická fixace dusíku (diazotrofie) je schopnost některých prokaryotických organismů (bakterií, sinic) redukovat trojnou vazbu v molekule atmosferického dusíku a začlenit jej do organické sloučeniny. Tento proces probíhá enzymaticky, pomocí enzymu nitrogenázy, a za dodání energie (ATP). Díky této unikátní schopnosti bakterií, které umí fixovat dusík, s nimi mnoho jiných organismů vstoupilo do symbiotického svazku. Tyto symbiotické bakterie se často označují jako hlízkové bakterie, protože žijí v specializovaných orgánech, hlízkách. Mnoho dusík fixujících bakterií však nemá tendence asociovat se s kořeny vyšších rostlin (žijí volně). Výsledek obrázku pro Biologická fixace dusÃku https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/12/Red_clover_field.jpg Reakce se odehrává v několika krocích: N2 + H2 → HN=NH + H2 → H2N-NH2 + H2 → 2 NH3 + 2 H+ → 2 NH4+ resp. N2 + 8 e- + 8 H+ + 16 MgATP + 16 H2O → 2 NH3 + H2 + 16 MgADP + 16 Pi N2 + 12 e- + 14 H+ + 40 MgATP → 2 NH4+ + 3 H2 + 40 MgADP + 40 Pi Amoniak je zabudováván do aminokyselin (např. glutaminu) a v této formě dále rozváděn po těle. Za pozornost stojí skutečně obrovské množství energie ve formě 16 molekul ATP, které je nutné k redukci jediné molekuly N2. Údajně až 20 % veškeré energie produkované při fotosyntéze v hostitelské rostlině se spotřebovává v hlízkách k hlízkové fixaci. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/en/thumb/0/03/Correct_Cartoon_Nitrogenase_with_Active_Sites_ Highlighted.png/299px-Correct_Cartoon_Nitrogenase_with_Active_Sites_Highlighted.png nitrogenáza https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/f/fe/Nitrogen_Cycle.svg/1024px-Nitrogen_Cycle. svg.png Nitrifikace je proces oxidace amoniaku (NH3, resp. NH4+) na dusičnany (NO3−), a to přes dusitany (NO2−). Z tohoto důvodu je proces nitrifikace rozdělen na dvě fáze, nitritace a nitratace. Souhrnné rovnice nitrifikace jsou následující: nitritace: NH3 + O2 → NO2− + 3H+ + 2e− + 275 kJ energie nitratace: NO2− + H2O → NO3− + 2H+ + 2e− + 76 kJ energie Nitrifikace je důležitým krokem koloběhu dusíku a jsou v něm zapojeny mnohé půdní bakterie 15 •- důležitým zdrojem dusíkatých sloučenin v půdě je též rozklad odumřelých rostlin a produkty vyměšování živočichů • •- dalším významným zdrojem spad dusíkatých sloučenin, které se dostávají do atmosféry průmyslovou činností a provozem spalovacích motorù Výsledek obrázku pro nitrogen cycle •Fosfor • •- elementární fosfor znám ve 3 základních • allotropických modifikacích: • bílé, červené a černé • •Bílý fosfor • - krystalizuje ve 2 modifikacích: • krychlové a (vzniká ochlazením par fosforu na lab. teplotu) • šesterečné b (vzniká ochlazením par fosforu na - 77 0C) • - tvořen molekulami P4 (tetraedr), molekuly jsou v kryst. mřížce drženy slabými van der Waalsovými vazbami Þ velmi reaktivní, uchovává se pod vodou, nad 45 0C vzplane a shoří na P2O5, jemně rozptýlen se vznítí i za lab. teploty; ve tmě světélkuje. • - nažloutlý, při laboratoní teplotě měkký; • - rozpustný v sirouhlíku, benzenu a etheru; • - vysoce jedovatý (smrtelná dávka činí cca 0,15 g). Fosforescence fosforu Henning_brand Alchymista Henning Brandt roku 1669 v Hamburku provedl izolaci fosforu destilací moči zahuštěné pískem, páry nechal kondenzovat pod vodní hladinou. Produktem byla nažloutlá voskovitá látka, která na vzduchu ve tmě světélkovala. Hoření bílého fosforu 3 V alkalickém prostředí snadno podléhá hydrolýze za vzniku fosfanu PH3: P4 + 2H2O + 4NaOH → 2PH3 + 2Na2HPO3 Červený fosfor - zahřátím bílého fosforu na 2500C - 4000C (v inertní atmosféře); - tvořen propojením atomů fosforu v tetraedrech do dlouhých řetězců; - méně reaktivní než bílý fosfor, není jedovatý; -nerozpustný ve všech rozpouštědlech a vznítí se až při cca 400 0C Za laboratorní teploty reaguje s fluorem za vzniku fluoridu fosforečného PF5, s chlorem, bromem a jodem se slučuje až za vyšších teplot na chlorid fosforitý PCl3, bromid fosforitý PBr3 a jodid fosforitý PI3. Se sodíkem a draslíkem reaguje při teplotě 200°C za vzniku zelených, snadno hydrolyzujících fosfidů Na3P a K3P. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/7b/%C4%8Cerven%C3%BD_fosfor2.gif Zapálen na vzduchu hoří na dimerní oxid fosforitý P4O6, zapálen v atmosféře kyslíku tvoří dimerní oxid fosforečný P4O10, se sírou se slučuje při teplotě nad 500°C na sulfidy P4S10, P4S9 a P4S7. Ochotně se přímo slučuje s kadmiem za vzniku fosfidů Cd3P2, CdP2 a CdP4. Fosfidy ostatních kovů se obvykle získávají nepřímo reakcí jejich halogenidů nebo sulfidů s fosfanem. S borem tvoří fosfid boritý BP až při teplotě nad 1200°C. S koncentrovanou kyselinou dusičnou reaguje za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečné: P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O Při teplotách nad 700°C za katalytického účinku mědi, zirkonia nebo thallia reaguje s vodou za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečné a vývoje vodíku: 2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2 Černý fosfor - zahříváním bílého fosforu za vysokých tlaků - vrstevnatá stuktura připomínající grafit; - chemicky ještě méně reaktivní než červený fosfor, na vzduchu stálý, jen obtížně se zapaluje https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d0/Black-phosphorus-sheet-A-3D-balls.png • •Fialový (Hittorfův) fosfor • se připravuje zahříváním červeného fosforu na teplotu 530°C, nebo rozpouštěním bílého fosforu v roztaveném olovu za teploty 500°C, následným pomalým ochlazováním taveniny vykrystalizuje fialový fosfor. Fialový fosfor krystaluje v jednoklonné soustavě a je velice málo reaktivní. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/8/88/PhosphComby.jpg Bílý fosfor se využívá zejména ve farmacii a pro výrobu samozápalné munice. Červený fosfor k výrobě zápalek, v pyrotechnice a k výrobě celé řady sloučenin fosforu. Černý fosfor slouží k výrobě polovodičů. Fosfor je důležitým legujícím prvkem při výrobě řady slitin. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f2/Violet-phosphorus-layers-from-xtal-3D-balls.png •Fosfor • •- v zemské kůře jen v nejvyšším oxidačním čísle V, avšak v meteoritech jako fosfid; nejdůležitější minerály jsou apatity, které mají obecný vzorec • Ca5(PO4)3X , kde X = F, Cl, OH, 1/2 CO3 •- fosfáty nezbytnou součástí výživy člověka • (spotřeba asi 1 g/den), obsaženy v sýrech, mléku, vejcích • •Biologický význam: • - v živých organismech v esterech s tuky a cukry, hydroxylapatit v kostech, tvorba ATP (uskladnění chemické energie) • •Výroba • z apatitů redukcí uhlím za přísady křemene (Readmanova-Parkerova metoda): • •4 Ca5(PO4)3F + 12 SiO2 + 30 C ® • 6 Ca3Si2O7 + 2 CaF2 + 30 CO + 3 P4 (T=1400 0C) • Zobrazit zdrojový obrázek Arsen polokovový prvek, který se ve svých sloučeninách vyskytuje v mocenstvích As-3, As3+ a As5+. je znám v několika alotropických modifikacích, polokovový šedý α-As, amorfní černý nebo hnědý β-As a krystalický (orthorombický) žlutý měkký γ-As. šedý - kovový, lesklý, křehký, stálý za běžných podmínek, vysokopolymerní látka, zahřátím sublimuje (663 0C, 1 atm) jako As4 žlutý - molekuly As4 (obdoba bílého fosforu P4), nestálý, vznik rychlou kondenzací par, měkký, rozpustný v CS2 Nejrozšířenější je šedý arsen, lesklá, křehká krystalická látka, krystalizující v trigonální soustavě. Arsen přímo reaguje s chlorem a řadou dalších prvků. V plynném stavu tvoří čtyřatomové molekuly As4, při teplotě nad 1700°C se vyskytuje jako As2. Při zahřívání na vzduchu shoří modrým plamenem za vzniku bílého dýmu oxidu arsenitého As2O3, který se vyznačuje typickým zápachem po česneku. Arsen se dobře rozpouští v lučavce královské a koncentrované kyselině dusičné za vzniku kyseliny trihydrogenarseničné H3AsO4. Ve zředěné kyselině dusičné a v koncentrované kyselině sírové se rozpouští za vzniku kyseliny trihydrogenarsenité H3AsO3. Reakce arsenu s horkými koncentrovanými roztoky hydroxidů probíhá za vzniku arsenitanů a vývoje vodíku: 3As + 5HNO3 + 2H2O → 3H3AsO4 + 5NO As + HNO3 + H2O → H3AsO3 + NO 2As + 3H2SO4 → 2H3AsO3 + 3SO2 2As + 6KOH → 2K3AsO3 + 3H2 Reakce arsenu s kyselinou disírovou (oleum) probíhá za vzniku hydrogensíranu arsenitého: 2As + 6H2S2O7 → 2As(HSO4)3 + 3H2SO4 + 3SO2 V přírodě nejčastěji ve formě sulfidů: As4S4 - realgar, As2S3 - auripigment, FeAsS – arsenopyrit Výroba tepelným rozkladem arsenopyritu nebo lolingitu při teplotě 700-800°C bez přístupu vzduchu. Arsen sublimuje a posléze kondenzuje: FeAsS → As + FeS FeAs2 → As + FeAs V současné době je největším zdrojem arsenu oxid arsenitý As2O3, který je součástí odpadních produktů při rafinaci kobaltu. Kovový arsen se z As2O3 získává redukcí oxidem uhelnatým nebo uhlíkem. Redukce oxidu arsenitého probíhá při teplotě 900°C: As2O3 + 3CO → 2As + 3CO2 2As2O3 + 3C → 4As + 3CO2 Dalším významným zdrojem arsenu je arseničnan sodný Na3AsO4, který vzniká jako odpadní produkt rafinace olova. Jako surovina pro výrobu arsenu může sloužit i popel uhlí s vysokým výskytem tohoto prvku. Vysoce čistý arsen pro polovodičové použití se připravuje především metodou zonálního tavení. Elementární arsen není příliš toxický, ale v organismu je metabolizován na toxické látky, zejména na oxid arsenitý As2O3, který je pod názvem arsenik znám jako účinný jed. Využití V oblasti elektroniky. 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. Ve slitinách se používá pouze okrajově, patrně nejvýznamnější je slitina s olovem s obsahem arsenu kolem 0,5 %, sloužící jako surovina pro výrobu broků a střeliva. Antimon stříbrolesklý kovový až polokovový prvek. Ve sloučeninách se vyskytuje v mocenstvích Sb-3, Sb3+, Sb4+ a Sb5+. Antimon stojí v elektrochemické řadě napětí kovů až za vodíkem a proto se rozpouští pouze působením silných minerálních oxidačních kyselin, vůči kterým není antimon příliš odolný. Velmi rychle se také rozpouští v kyselině chlorovodíkové za přítomnosti i malých množství oxidačních činidel (HNO3, H2O2...). Dobře se rozpouští ve zředěné i koncentrované kyselině dusičné, v horké koncentrované kyselině sírové a lučavce královské: 2Sb + 2HNO3 → Sb2O3 + 2NO + H2O 2Sb + 6H2SO4 → Sb2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 3Sb + 15HCl + 5HNO3 → 3SbCl5 + 5NO + 10H2O S kyselinou chlorovodíkovou a zředěnou kyselinou sírovou antimon nereaguje. Při teplotě 600°C reaguje s vodní párou za vzniku oxidu antimonitého a vývoje vodíku: 2Sb + 3H2O → Sb2O3 + 3H2 Antimon se vyskytuje v několika allotropních modifikacích: modrobílý kovový antimon a nestálé nekovové formy žlutého a černého antimonu. 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 modifikacím žlutého arsenu a bílého fosforu. Nad -80 °C černá a přechází na modifikaci černého antimonu. Při teplotách 400-500°C reaguje s chlorečnany a dusičnany alkalických kovů se za vzniku alkalických antimoničnanů: 6Sb + 6KOH + 5KClO3 → 6KSbO3 + 5KCl + 3H2O 2Sb + Na2CO3 + 5NaNO3 → 2NaSbO3 + 5NaNO2 + CO2 Ochotně reaguje s halogeny a sulfanem. Za tepla se slučuje se sírou, fosforem, arsenem a dalšími prvky. Při zahřívání s oxidačními činidly (např. dusičnany, chlorečnany) práškový antimon vybuchuje za vzniku solí kyseliny antimoničné. S chlorečnany a dusičnany alkalických kovů se slučuje prudce explozivně za vzniku alkalických solí kyseliny antimoničné. 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 zahříván za nepřístupu vzduchu, přechází na kovovou modifikaci. Hlavní rudou antimonu je antimonit, sulfid antimonitý Sb2S3. Výroba 1. Pražně-redukční pochod sulfidických rud za přístupu vzduchu za vzniku oxidů, které se dále redukují žárově uhlíkem (koksem): Sb2S3 + 5 O2 ®2 Sb2O4 + 3 SO2 Sb2O4 + 4 C ®2 Sb + 4 CO 2. Srážecí pochod, kdy spolu reaguje antimonit a železo: Sb2S3 + 3 Fe ®2 Sb + 3 FeS 3. Velmi čistý antimon lze získat z roztoků nebo tavenin elektrolyticky. •Použití • Přísada k výrobě slitin, hlavně tzv. liteřiny (85% Pb, 10% Sn a 5% Sb) • • Přídavkem utrčitého množství atomů antimonu do krystalu superčistého křemíku vznikne polovodič typu N, jedna z komponent pro výrobu základních součástí současné elektroniky – diod a tranzistorů. • • Optické disky (CD, DVD, Blu-ray) s možností vícenásobného zápisu používají pro záznam dat vrstvy nejčastěji na bázi slitin germanium-antimon-tellur nebo stříbro-indium-antimon-tellur. Záznam spočívá ve změně struktury materiálu z krystalické do amorfní formy, přičemž obě formy mají významně odlišné optické vlastnosti. Zahřeje-li se hmota laserem nad určitou teplotu (teplota krystalizace) a poté ochladí, získává krystalickou strukturu. Je-li však zahřáta nad teplotu tání a poté prudce ochlazena, přechází do amorfního (tedy neuspořádaného) stavu. • • • • Bismut • bílý kov s růžovým nádechem, lesklý a křehký, hůře vede el. proud a teplo. •Na rozdíl od většiny ostatních těžkých kovů nejsou jeho sloučeniny toxické, vyskytuje se v nich v mocenství Bi3+ a méně často jako Bi5+. • Bismut se nerozpouští v neoxidujících kyselinách, protože je to ušlechtilý prvek. Snadno se však rozpouští především v kyselině chlorovodíkové za přítomnosti i malých množství oxidačních činidel (HNO3, H2O2...). •S kyselinou dusičnou a sírovou reaguje bez vývoje vodíku: • Bi + 4HNO3 → Bi(NO3)3 + NO + 2H2O 2Bi + 6H2SO4 → Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O •S lučavkou královskou reaguje za vzniku chloridu bismutitého: • Bi + 3HCl + HNO3 → BiCl3 + NO + 2H2O • • Za normální teploty je bismut stálý, za vyšších teplot ochotně reaguje s chlorem, bromem, jodem, sírou, selenem a tellurem. S fluorem se přímo slučuje na fluorid bismutičný BiF5 až při teplotě nad 600°C. Již při teplotě 70°C reaguje s oxidem dusičitým za vzniku dusičnanu bismutitého. • • Stabilní sloučeniny tvoří pouze v oxidačním stupni III, vystupuje v nich jako kation bismutitý Bi3+ nebo jako kation bismutylu [BiO]+. Sloučeniny bismutu v oxidačním stupni V jsou nestálé a chovají se jako silná oxidační činidla. Ve sloučeninách s elektropozitivnějšími prvky může vystupovat s oxidačním číslem -III, např. Mg3Bi2. - v přírodě ve formě sulfidů např. Bi2S3 - bismutinit Výroba - loužení sulfidických rud pomocí HCl, z výluhu se bismut sráží železem: BiCl3 + Fe ® FeCl3 + Bi V červeném žáru shoří namodralým plamenem na oxid bismutitý Bi2O3, za žáru se bismut slučuje s většinou prvků. Bismut tvoří s většinou kovů slitiny, které mají nízké teploty tání. 1. Redukce uhlíkem po pražení bismutinitu 2 Bi2S3 + 9 O2 → 2 Bi2O3 + 6 SO2 Pražení sulfidu Bi2O3 + 3 C → 2 Bi + 3 CO Redukční pochod 2. Tavení bismutinitu se železem Bi2S3 + 3 Fe → 2 Bi + 3 FeS Srážecí pochod Při těchto pochodech je bismut ještě značně znečištěn příměsemi, které byly v rudě, proto se surový bismut musí ještě rafinovat. 3. Pro získání velmi čistého bismutu lze využít elektrolýzu tavenin jeho sloučenin. Použití Nízkotající slitiny: Woodův kov (b.t. cca 70 °C), Lipowitzova slitina (b.t. cca 60 °C), Roseův kov (b.t. 94 °C). Velmi nízké teploty tání, často i pod teplotou varu vody, 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. Po dlouhou dobu byl bismut 209Bi pokládán za stabilní, podléhá však alfa rozpadu s poločasem přibližně 2×1019 let, jeden z nejpomaleji se přeměňujících přirozených radioizotopů. Vzhledem ke své nízké toxicitě se bismut stále častěji používá jako náhrada olova v nejrůznějších aplikacích – především jako složka pájek pro instalatérské práce, ale i při výrobě střeliva a broků nebo při přípravě glazur. Bismut je důležitou součástí kosmetických a lékařských přípravků: např. se používá zásaditá sůl kyseliny gallové Bi(OH)2·OCO·C6H2(OH)3 na zásyp ran, sloučeniny bismutu se používají i jako léky proti syfilidě a jako součást různých desinfekčních prostředků a léků používaných při léčení žaludečních a střevních chorob. •Hydridy •- NH3, PH3, AsH3, SbH3 a BiH3 • •- všechny hydridy mají tvar trojboké pyramidy • •- snadno zkapalnitelné jedovaté plyny s ostrým zápachem • •- směrem od lehčích homologů k těžším vzrůstá bod varu (s výjimkou NH3 v důsledku vodík. vazeb) • -stejným směrem vzrůstá redukční • účinek a toxicita Zobrazit zdrojový obrázek •Hydridy dusíku • •Amoniak (čpavek) NH3: •- bezbarvý plyn štiplavého zápachu, ve vyšších koncentracích toxický, dobře rozpustný ve všech polárních rozpouštědlech s neutrální nebo kyselou reakcí za vzniku amonného iontu. • •Příprava: • -působením hydroxidů alk. kovů na soli amonné: • NH4+ + OH - ® NH3 + H2O • •Výroba: • Haberův proces - syntéza z prvků: • N2 + 3 H2 ® 2 NH3 •T= 400 - 5000C, p = 10 MPa -100 MPa, katal: a-železo + oxidy: Fe3O4, Al2O3 •DH0298 K = - 46,2 kJ mol-1 Þ rovnováha nejpříznivější za nízkých teplot, avšak i s katalyzátorem za lab. teploty probíhá reakce pomalu Þ používaná teplota 400 – 500 0C je kompromisem mezi rychlostí reakce a rovnovážnou koncentrací amoniaku. • •Amoniak jako nevodné rozpouštědlo • b.v. = -33,3 0C, b.t. = -77,8 0C. • •NH3 má vysoké vypařovací teplo (1,367 kJ/mol) Þ odpařováním se silně ochlazuje •Fyzikální vlastnosti amoniaku jsou podobné vodě, kapalný amoniak je dobré polární rozpouštědlo. • •Disociace: 2 NH3 Û NH4+ + NH2- • •Iontový součin amoniaku: • KNH3 = [NH4+][NH2-] = 10- 30 (pro vodu při 250C Kv = 10- 14) • •V amoniaku působí soli amonné (např.NH4Cl) jako kyseliny; • x • amidy (např. NaNH2 ), imidy (např. Li2NH) a iontové nitridy (např. Mg3N2) vykazují vlastnosti zásad. •V amoniaku se rozpouštějí alk. kovy a Ca, Sr a Ba na modré roztoky. Vedle částic kovů obsahují též ionty kovů a solvatované elektrony, tyto roztoky jsou dobré vodiče el. proudu a velmi silná redukční činidla. • •- vzniklé solvat. elektrony reagují s amoniakem: • e-solv + NH3 ® NH2- + H. •celkově lze vyjádřit reakci rovnicí: • 2 Na + 2 NH3 ® 2 NaNH2 + H2 • • • •Voda vs. amoniak •AgBr tvoří v kapalném amoniaku rozpustný komplexní anion [Ag(NH3)2]+ x BaBr2 je nerozpustný a lze jej prostředí kapalného amoniaku vysrážet. • •Amoniak je Lewisova báze Þ dobrý ligand (nukleofilní charakter), s ionty přechodných kovů (elektrofilní charakter) tvoří ochotně komplexy • Zobrazit zdrojový obrázek •Komerčně dostupný amoniak: • 99 % resp. 99,8 % v ocelových tlakových láhvích označ. fialovým pruhem, 25 % (t.j. 13,5 mol/l) vodný roztok • •Amoniak je důležitá surovina chemického průmyslu, slouží jako • • - prekurzor pro výrobu hnojiv, HNO3, výbušnin a léčiv, • • - chladivo (v průmyslových chladicích systémech a na zimních stadionech), • • - čistidlo a bělidlo v textilním a dřevařském průmyslu. • • • - výroba čistého „carbon-free“ vodíku • • • Zobrazit zdrojový obrázek SouvisejÃcà obrázek SouvisejÃcà obrázek Konečný produkt metabolismu dusíku Chov hospodářských zvířat má významný podíl na celkových celorepublikových emisích NH3 (v roce 2014 tvořil 70,0 %). Hlavním problémem při uvolňování amoniaku do ovzduší je nepříjemný zápach, který je cítit již při nízkých koncentracích. Přítomnost amoniaku vyvolává u lidí i zvířat silné dráždění sliznic zažívacího a dýchacího ústrojí, pokožky a zraku. Zobrazit zdrojový obrázek Amoniak a amonný iont (NH4+) jsou v současnosti jedním z nejdůležitějších polutantů zatěžujících ekosystémy. Plynný amoniak reaguje s kyselými polutanty (SO2, NOx) za vzniku amonných solí (pevný aerosol). Amonný iont je také přítomen ve srážkách (déšť, mlha, rosa). Působením čpavku dochází k eutrofizaci přírodních nebo přírodě blízkých ekosystémů. Pro vodní organizmy (zejm. ryby a obojživelníky) je amoniak toxický i v nízkých koncentracích. Vlivem čerpání amoniaku rostlinami a mikroorganizmy ve formě amonného iontu, při kterém se do prostředí výměnou dodávají protony, dochází k sekundární acidifikaci půd. Guano SouvisejÃcà obrázek = nahromaděný trus mořských ptáků či netopýrů, který se postupně za velmi dlouhou dobu nashromáždil do mohutných vrstev. Obsahuje zejména dusičnany a uráty (8-16 % N), fosfáty (8-12 %) a minerální soli (2-3 %). https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/3f/DSCN5766-guano-glantz_crop_b.jpg Ostrov Chincha u pobřeží Peru •Reakce amoniaku s dikyslíkem: • •- na vzduchu nehořlavý, v čistém kyslíku hoří žlutým plamenem, za vyšších tlaků probíhá reakce amoniaku s dikyslíkem explozivně • •- podle reakčních podmínek oxidace vzniká N2 nebo NO: • 4 NH3 + 3 O2 ® 2 N2 + 6 H2O • 4 NH3 + 5 O2 ® 4 NO + 6 H2O (při výrobě kys. dusičné, Ostwaldův proces) • •Roztok amoniaku ve vodě: • - kromě solv. molekul NH3 též : • NH3 + H2O ® NH4+ + OH - (NH4OH je ve vodě zcela disociován) • •Soli amonné - NH4+ obdoba solí alk. kovů, většinou dobře rozpusté ve vodě, vod. roztoky amonných solí se silnými kyselinami jsou slabě kyselé v důsledku hydrolýzy: • NH4+ + H2O ® NH3 + H3O+ (pH 1 M roztoků je cca 4,7) •Zahříváním amonné soli těkají za disociace, např. chlorid amonný (salmiak): • NH4Cl (s) ® NH3 (g) + HCl (g) • Výsledek obrázku pro ammonia nitrate explosion before after BASF, Oppau, 1927 výbuch dusičnanu amonného Dusičnan amonný - za mírných teplot (do 300 0C) disociuje reversibilně: NH4NO3 (s) ↔ NH3 (g) + HNO3 (g) - za vyšších teplot nastává irreversibilní rozklad: NH4NO3 (s) ® N2O(g) + 2 H2O(g) Uhličitan amonný - snadný a úplný rozklad na plynné složky už při 60 0C: (NH4)2CO3 (s) ® 2 NH3 (g) + H2O (g) + CO2 (g) Síran amonný hnojivo (snižuje pH půdy), vzniká při odstraňování NH3 ze vzduchu. Dusičnan amonný Výsledek obrázku pro ammonia nitrate explosion before after Před explozí Po explozi • Postupnou náhradou atomů vodíku v molekule amoniaku atomem kovu (nebo at. skupinou vzniklou z oxokyseliny odtržením -OH skupiny) se odvozují • amidy (-NH2), • imidy (=NH) a • nitridy (ºN). • •Amidy kovů jsou pevné krystalické látky, připravují se rozpouštěním alkalických kovů v kapalném NH3 za platinové černě jako katalyzátoru: • 2 Na + 2 NH3 ® 2 NaNH2 + H2 •zahřátím se amidy rozkládají na amoniak a imidy, imidy se dále rozkládají na amoniak a nitridy: • 2 NaNH2 ® Na2NH + NH3 • 3 Na2NH ® 2 Na3N + NH3 Silné zásady v organické syntéze pro nukleofilní substituce, polymerizace, apod. Deriváty amoniaku Hydroxylamin NH2OH - bílá krystalická látka, nestálá, hygroskopická -slabá zásada - se silnými kyselinami tvoří stálé soli hydroxylaminia [NH3OH]+ - značně jedovatý, redukční činidlo -dobré koordinační schopnosti (zřetelně nukleofilní charakter) •Náhradou vodíku v amoniaku atomem elektronegativnějšího prvku se odvozují aminy, např.: • NH3 + Cl2 ® NH2Cl + HCl (chloramin) • •Chloramin NH2Cl •se v nízké koncentraci běžně používá pro dezinfekci vody ve veřejných vodovodních sítích jako alternativa chlorování. NH2Cl má menší tendenci reagovat s organickými materiály, voda upravená chloraminem postrádá zápach chloru typický pro chlorovanou vodu a má lepší chuť. • Buy Hydroxylamine hydrochloride | Manufacturer, Supplier ... Chloramin T Nezaměňovat s desinfekčním činidlem Chloraminem T !!!! •Hydrazin N2H4 • •bezbarvá kapalina slabého čpavého zápachu, podobného čpavku, jedovatá, silně zásaditá, tedy žíravá. Připravuje se reakcí vodného roztoku amoniaku s roztokem chlornanových solí, např. chlornanu sodného podle rovnice • 2 NH3 + NaClO → N2H4 + H2O + NaCl. •Fyzikální vlastnosti hydrazinu jsou velmi podobné vodě, chemické jsou však velmi odlišné. S vodou tvoří krystalický monohydrát, N2H4.H2O. • •- slabá zásada, poskytuje dvě řady solí hydrazinia: • N2H4 + H2O ® N2H5+ + OH - • N2H5+ + H2O ® N2H62+ + OH - •- bezvodý hydrazin je bezbarvá kapalina •- na vzduchu hoří za vývoje tepla na dusík a vodu •- komerčně se dodává jako hydrazin hydrochlorid (chlorid hydrazinia [N2H5]Cl dříve psaný jako adukt N2H4.HCl - původ obchodního názvu) •- v zásaditých roztocích je hydrazin silné redukční činidlo Výsledek obrázku pro hydrazin Nejvíce hydrazinu se spotřebuje jako palivo v raketových motorech. Používá se jako jednosložková pohonná látka (monopropelant), kde se využívá jeho rozkladu na vodík a dusík na katalyzátorech podle rovnice N2H4 → N2 + 2H2, nebo jako jedna ze složek dvousložkové pohonné látky (bipropelant), přičemž jako okysličovadlo se nejčastěji používá oxid dusičitý; spalování probíhá dle rovnice 2N2H4 + N2O4→ 3N2 + 4H2O. Směs hydrazinu s oxidem dusičitým je hypergolická, tj. uvedená reakce započne automaticky po smíchání obou složek pohonné látky. Proto při použití této směsi jsou raketové motory jednodušší, neboť nepotřebují zážehový systém. Méně často se jako okysličovadlo používá dýmavá kyselina dusičná (směs zvaná „ďáblův jed“) nebo kapalný kyslík. Vzhledem k vysokému bodu varu hydrazinu se jedná o tzv. skladovatelnou pohonnou látku (na rozdíl např. od kapalného vodíku). Na druhou stranu je nevýhodou jeho vysoký bod tání; proto se často používá jeho směsi s dimethylhydrazinem, která se nazývá Aerozin-50 a tuhne hluboko pod bodem mrazu. •Azidovodík HN3 • •- bezbarvá, jedovatá a explozivní kapalina, slabá jednosytná kyselina: • HN3 + H2O ↔ H3O+ + N3- • • • • •Azidy N3- •- azidy alkalických kovů jsou stálé, rozkládají se na prvky až po zahřátí, azidy těžkých kovů vybuchují při nárazu (např. Pb(N3)2 se používá do rozbušek) • •Azid sodný je poměrně stálý, dá se bez rozkladu tavit. Pokud se NaN3 dostane do styku s mědí nebo olovem, může vést k tvorbě explozivních nebo toxických sloučenin. Při styku se silnými kyselinami se uvolňuje kyselina azidovodíková • Výsledek obrázku pro hydrogen azide Výsledek obrázku pro azide Výsledek obrázku pro azide airbag SouvisejÃcà obrázek Snadného rozkladu azidu sodného se využívá při konstrukci automobilových airbagů. Vzniklý dusík okamžitě naplní airbag, zatímco kovový sodík je přeměněn reakcí s dusičnanem draselným (KNO3) a oxidem křemičitým (SiO2) na bezpečnou formu silikátového „skla“. •Nitridy: •binární sloučeniny dusíku především s kovy (t.j. méně elektronegativními prvky) lze je rozdělit do 2 hlavních skupin: • •iontové (ion N3- ): • Li3N, Mg3N2, Ca3N2, Sr3N2, Ba3N2, Zn3N2, Cd3N2, atd; hydrolyzují se za vzniku amoniaku: • Mg3N2 + 6 H2O ® 3 Mg(OH)2 + 2 NH3 •kovalentní • BN, (CN)2, Si3N4, P3N5, S4N4 • intersticiární: - Vytvářejí se především s přechodnými kovy (Ti, V, Cr, Mo, Ni, Ta), atomy dusíku jsou zabudovány do mřížky kovu, proměnlivé složení; chemicky netečné, tvrdé, mají vysoké body tání. Nitridování je chemické vytvrzení povrchu zušlechtěné oceli nasycením dusíkem. Tímto způsobem se zpracovávají předem zušlechtěné (kalené a popuštěné) a na hotovo opracované ocelové díly, které mají odolávat zvýšenému otěru, jako jsou: ozubená kola, vačky, činné části nástrojů, čepy hřídelů pro kluzná ložiska, apod. Povrch se nasycuje atomárním dusíkem, získaným např. rozkladem čpavku na vodík a dusík, při teplotě přibližně 500 - 550 °C. Vzhledem k uvedené teplotě lze nitridovat pouze oceli, které mají teplotu popouštění vyšší. Nitridovaná ocel také musí obsahovat legury, které nitridaci podporují a tvrdé nitridy vytvářejí. Těmi jsou zejména hliník a chrom, ale také molybden, nikl, vanad a titan. V povrchové vrstvě oceli (do 0,1 mm) vznikají velmi tvrdé nitridy, které zvyšují její tvrdost. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/2b/Titanium_nitride_coating.jpg/100px-Titani um_nitride_coating.jpg •Fosfan (fosfin) PH3 • •- bezbarvý plyn, odporně páchnoucí, velmi jedovatý, ve vodě méně rozpustný, nad 150 0C se vznítí, se vzduchem tvoří výbušnou směs, vodný roztok nevykazuje zásadité chování (na rozdíl od NH3), ale je schopen reagovat s kyselinami za vzniku fosfoniových solí: • PH3 + HX = PH4X (X = halogen) • •Fosfoniové sloučeniny •- soli fosfonia (PH4+ ) jsou analogií amonných solí, velmi málo stálé, rozkládají se i vodou: • PH4I + H2O ® PH3 + I- + H3O+ • •Fosfidy • - analogie k nitridům • - fosfidy silně elektropozitivních kovů jsou odvozeny od fosfanu • - při reakci s vodou uvolňují fosfan: • Mg3P2 + 6 H2O ® 3 Mg(OH)2 + 2 PH3 • •Kovové fosfidy, zejména fosfid zinečnatý, se používají jako rodenticidy. Kyselina v trávicí soustavě hlodavce reaguje s fosfidem za vzniku toxického plynného fosfanu. • Zn3P2 + 6 H2O ® 3 Zn(OH)2 + 2 PH3 •Rodenticidní fosfid zinečnatý mívá podobu černého prášku obsahující 75 % fosfidu a 25 % vínanu antimonylo-draselného („dávivý vinný kámen“), emetika, které způsobuje zvracení při náhodném požití člověkem nebo domácími zvířaty. Je však stále dostatečně účinný proti potkanům, myším, morčatům a králíkům, kteří nemají zvracivý reflex. Zn3P2 je také polovodič, má použití ve fotovoltaických článcích. Fosfid vápenatý Ca3P2 po styku s vodou uvolňuje samozápalný difosfan P2H4 a používá se jako náplň signalizačních prostředků pro námořnictvo. •Arsan (arsin, arsenovodík) AsH3 • •- bezbarvý plyn, páchnoucí, silně jedovatý •- silné redukč. činidlo, nemá zásaditý charakter (netvoří AsH4+) • •snadno se rozkládá v prvky již mírným zvýšením teploty, to se využívá k citlivému důkazu stop arsenu tzv. Marshovou zkouškou založenou na redukci sloučenin arsenu ve vodném roztoku: • As3+ + 3 Zn + 3 H+ ® AsH3 + 3 Zn2+ •a následném tepelném rozkladu vznikajícího arsanu: • 4 AsH3 ® As4 + 6 H2 (vznik “arsenového zrcátka”) • • • Výsledek obrázku pro marsh test chemical reaction SouvisejÃcà obrázek SouvisejÃcà obrázek •Arsenidy • Je známo mnoho arsenidových minerálů, například nikelin (NiAs) a skutterudit (CoAs3), často vyskytují jako nečistoty v sulfidických rudách. Mnohé arsenidy nepřechodných kovů se používají jako polovodiče. • •Arsenid gallitý, GaAs, vykazuje vynikající polovodičové vlastnosti a přes svoji poměrně vysokou výrobní cenu se užívá v řadě speciálních elektrotechnických aplikací, např. v případech, kdy je vyžadována mimořádně nízká úroveň šumu vyráběných součástek. • • •SbH3 (stiban, antimonovodík) •BiH3 (bismutan, bismutovodík) • se chovají jako AsH3, ale jsou velmi nestálé. •Halogenidy dusíku: • •- existují trihalogenaminy (NX3, odvozené od amoniaku) a halogenazidy (XN3, odvozené od azidovodíku) •- s výjimkou NF3 jde o velice reaktivní, nestálé až explozivní látky •NCl3, NBr3 a NI3 jsou explozivní látky, vznikají halogenací kapalného NH3, hydrolyticky se rozkládají: • NCl3 + 3 H2O ® 3 HOCl + NH3 • •Fluorid dusitý NF3 je nehořlavý plyn bez barvy a zápachu. Používá se mj. při výrobě plazmových obrazovek, solárních panelů a displejů z kapalných krystalů, také jako selektivní činidlo při leptání oxidu křemičitého. • •Trijodamin (jododusík, jodid dusitý) NI3 je černo-zelená krystalická chemická sloučenina kovového lesku, řadí se mezi třaskaviny. Suchý je velice citlivý a exploduje i při velmi slabém mechanickém podnětu. Výsledek obrázku pro NI3 •Halogenidy fosforu • •Halogenidy fosforité PX3 •-s výjimkou fluoridu se halogenidy připravují přímým slučováním halogenu s fosforem •PCl3 - kapalina, prudce se hydrolyzující na kyselinu fosforitou: • PCl3 + 3 H2O ® H3PO3 + 3 HCl •(meziproduktem je chlorid fosforylu POCl) • •Halogenidy fosforečné PX5 •-vznikají přímým slučováním halogenidů fosforitých s odpovídajícími halogeny •-nejznámější je PCl5, bílá krystalická látka, vodou postupně hydrolyzuje přes trichlorid fosforylu POCl3 až na kyselinu fosforečnou: • PCl5 + 4 H2O ® H3PO4 + 5 HCl Výsledek obrázku pro Pcl5 Výsledek obrázku pro Pcl3 Geometrie molekuly trichloridu fosforylu •Halogenidy arsenu • - analogické chem. chování, stejně jako u ostatních prvků 5. podskupiny existují všechny trihalogenidy, z pentahalogenidů existuje pouze AsF5 • •Halogenidy antimonu • - analogické chem. chování • - z pentahalogenidů existuje jen SbF5 a SbCl5 •Chlorid antimoničný SbCl5 vzniká reakcí Sb s nadbytkem chloru, ve vodě hydrolyzuje na kyselinu hexahydroxoantimoničnou H[Sb(OH)6], která se však nedá získat v pevném stavu. • •Halogenidy bismutu • - analogické chem. chování, z pentahalogenidů existuje jen BiF5 •Chlorid bismutitý BiCl3 ve vodném roztoku hydrolyzuje: • BiCl3 + H2O ® BiOCl + 2 HCl • BiOCl + 2 H2O ® Bi(OH)3 + HCl •chlorid-oxid bismutitý je meziproduktem (intermediátem) hydrolýzy P- Block Elements Group 15 Nitrogen Family Картинки N2o / picpool.ru Oxosloučeniny •Oxid dusný N2O • •- bezbarvý plyn (v kap. a tuhé fázi • modrý), málo reaktivní, anestetikum "rajský plyn", •vzniká při rozkladu dusičnanu amonného za vyšší teploty: • NH4NO3 ® N2O + 2 H2O • •Mnohem bezpečnější je příprava zahříváním směsi alkalického dusičnanu (např. dusičnanu sodného) se síranem amonným • 2 NaNO3 + (NH4)2SO4 → Na2SO4 + 2 N2O + 4 H2O •nebo redukcí kyseliny dusičné například chloridem cínatým za přítomnosti kyseliny chlorovodíkové • 2 HNO3 + 4 SnCl2 + 8 HCl → 4 SnCl4 + N2O + 5 H2O •nebo zinkem za přítomnosti kyseliny sírové • 2 HNO3 + 4 Zn + 4 H2SO4 → 4 ZnSO4 + N2O + 5 H2O Oxidy dusíku Nebezpečný pro ozonovou vrstvu Země , protože se ozonem oxiduje: N2O + O3 → 2 NO2 Zhruba dvě třetiny celkových ročních emisí (cca 20 milionů tun) se uvolňují z půdy přirozenou cestou a zbývající třetina je výsledkem lidské činnosti. Oxid dusný také patří mezi skleníkové plyny. V medicíně se dříve používal ve směsi s kyslíkem (85 % N2O + 15 % O2) jako anestetikum ke krátkodobým narkózám (v porodnictví nebo ve stomatologii). Používá se jako hnací plyn v bombičkách na přípravu šlehačky (E 942). K tomuto je vhodný pro svojí rozpustnost v tucích. V raketových motorech, zejména hybridních, slouží jako oxidační činidlo. Někdy se vstřikuje do spalovacích motorů pro zvýšení výkonu, protože jeho rozkladem se získá více kyslíku než ze vzduchu. •Oxid dusnatý NO • •- bezbarvý plyn, středně reaktivní, nepárový elektron (radikál), pro radikál netypické chování: nemá tendenci dimerizovat; snadno se rozkládá: • 3 NO ® N2O + NO2 •(N II ® N I + N IV dismutace, disproporcionace) • • •-vzniká při reakcích, kdy HNO3 vystupuje jako ox. činidlo: • 8 HNO3 + 3 Cu ® 3 Cu(NO3)2+ 4 H2O + 2 NO • -NO je meziproduktem při výrobě kys. dusičné oxidací amoniaku - •Oxid dusnatý (NO) ovlivňuje krevní tlak a cévní homeostázu. Tento jev způsobí vazodilataci, inhibici krevních destiček. NO vzniká redukcí dusitanů a dusičnanů a tím se dusičnany a dusitany podílí na kardiovaskularním zdraví. • • •Oxid dusitý N2O3 existuje za nízké teploty (b.t. - 102 0C) v pevném stavu, světle modrý, při teplotách vyšších než - 100 0C se uplatňuje reversibilní rozklad: • N2O3 ↔ NO + NO2 • • • • SouvisejÃcà obrázek Výsledek obrázku pro N2O3 •Oxid dusičitý NO2 - existuje ve formě monomeru a dimeru v rovnováze, •která je závislá na teplotě: 2 NO2 ↔ N2O4 •monomer NO2 - hnědý plyn působící jako oxidační činidlo; paramagnetický •(má nepárový elektron), vykazuje typické vlastnosti radikálů: vysokou reaktivitu, silnou toxicitu; s vodou reaguje: • • 2 NO2 + H2O ® HNO2 + HNO3 • •dimer N2O4, bezbarvá látka (b.t. -11,2 0C, b.v. 21,5 0C), v pevném stavu pouze dimer, kapalina částečně disociována na monomer, při teplotách nad bodem varu výrazný podíl monomeru • • • • P Block Element and Their Compound - I: Physical ... How to find the bond order of NO2 - Quora Exceptions to the Octet Rule | Chemistry for Non-Majors + e dusitan inorganic chemistry - Are any bonds broken when NO2 ... •Oxid dusičný N2O5 • •- bezbarvá krystalická látka (b.t. 30 0C), nestálý, snadno se •rozkládá na oxid dusičitý a kyslík, někdy i explosivně, je anhydridem kyseliny dusičné: • N2O5 + H2O ® 2 HNO3 •vzniká její dehydratací: • 2 HNO3 + P2O5 ® N2O5 + 2 HPO3 • Výsledek obrázku pro N2O5 Oxidy dusíku se významně podílejí na vzniku reaktivních forem kyslíku ve fotochemickém smogu Výsledek obrázku pro nitrogen oxides air pollution SCR technologie Rredukcí oxidů dusíku roztokem močoviny. 2 NO + (NH2)2CO + (1/2)O2 = 2 N2 + 2 H2O + CO2 (NH2)2CO + H2O = 2 NH3 + CO2 2 NO + 2 NH3 + (l/2) O2 = 2 N2 + 3 H2O Technologie se využívá k eliminaci oxidů dusíku v emisích z mobilních zdrojů (vznětové motory vybavené SCR katalyzátory) a z tepelných elektráren. Vzniklý amoniak se adsorbuje na elektrárenský popílek a omezuje tak možnost jeho použití jako aditiva do stavebních hmot. Groupe Renault's new Blue dCi engines - SCR technology ... •Oxokyseliny dusíku • •Kyselina didusná - H2N2O2 - bílá krystalická látka, v suchém stavu výbušná, slabá dvojsytná kyselina, málo stálá v roztoku • HO - N = N - OH (trans konfigurace) • • •Kyselina dusitá - HNO2 - středně silná kyselina, ve vodném roztoku rovnováha: • 3 HNO2 Û HNO3 + 2 NO + H2O •(disproporcionace 3 NIII ® NV+ 2 NII ) • •Dusitany - připravují se tepel. rozkladem dusičnanů alkalických kovů: • 2 NaNO3 ® 2 NaNO2 + O2 • nebo jejich redukcí: • KNO3 + Pb ® KNO2 + PbO • - dusitany většinou dobře rozpustné ve vodě a toxické! Draw both resonance forms of the nitrite ion, no2-. be ... Trioxidane - WikiVisually SouvisejÃcà obrázek Výsledek obrázku pro nitrosomyoglobin Dusitan sodný (E250) se používá jako konzervant v masných výrobcích (především uzeninách, kde má zajistit delší trvanlivost a stálost barvy. K témuž účelu se používá také dusitan draselný (E 249) Dusičnany se během pochodů v těle na dusitany přeměňují. Tzv. rychlosůl obsahuje kromě NaCl i cca 6 % dusitanu sodného, případně též cca 4 % dusičnanu sodného. Dusitany jsou podezřelé z karcinogenity. •Kyselina dusičná - HNO3 • • - bezbarvá kapalina, b.t. – 42 0C, •b.v. 84 0C, s vodou neomezeně •mísitelná, pro lab. použití se prodává obvykle 65 % vodný roztok (s vodou tvoří azeotrop při koncentraci cca 68 % HNO3) •HNO3 žloutne oxidem dusičitým, který vzniká fotorozkladem: • 2 HNO3 ® 2 NO2 + H2O + 1/2 O2 •Koncentrovaná, tzv. dýmavá kyselina dusičná > 89 % je silné oxidační činidlo; • Au, Rh a Ir odolávají • Al, Fe a Cr se pasivují (pokrývají se vrstičkou resistentních oxidů) • •Oxidační účinky kyseliny dusičné klesají s klesající koncentrací až ve zředěných roztocích (pod 2 mol/l) oxidační účinky HNO3 prakticky vymizí. • •V čisté (neředěné) HNO3 se ustavuje autoionizační (autoprotolytická) rovnováha: • 2 HNO3 ↔ H2NO3+ + NO3- •Ve vodných roztocích se uplatní rovnováha: • HNO3 + H2O ↔ H3O + + NO3- • WorldWideWolfe II - Molecules/Elements/Particles •Lučavka královská 3 díly konc. HCl + 1 díl konc. HNO3 , používá se k rozpouštění ušlechtilých kovů (např. Au a Pt) • •3 HCl + HNO3 —> NOCl (nitrosyl chlorid) + 2Cl (nascentní chlor) + 2H2O • 10 Cl- + 3 NO3- + 12 H+ + 2 Au —> 3 NOCl + 6 H2O + 2 [AuCl4]- • •Lučavka Leffortova (obrácená lučavka) je směs stejných kyselin v opačném poměru – 3 díly HNO3 a 1 díl HCl. • •Nitrační směs směs konc. kyseliny dusičné a kyseliny sírové používaná k nitracím (nahrazení -H skupinou - NO2) u aromatických sloučenin. Výsledek obrázku pro xantoproteinová reakce xan Xanthoproteinová reakce Koncentrovaná HNO3 poleptá kůži a vytváří žluté puchýře, v důsledku tvorby xanthoproteinu. Crash Course Nitrogen Family - Pre Medical Exam By Utkarsh Agrawal - Unacademy Plus •Výroba kyseliny dusičné : • •Ostwaldův způsob - založen na selektivní oxidaci amoniaku vzdušným kyslíkem: • 4 NH3 + 5 O2 ® 6 H2O + 4 NO •- optimální teplota 800 0C při atm. tlaku, vznikající nitrózní plyny je třeba rychle zchladit (zamezit rozklad na dusík a kyslík) - styk s katalyzátorem (Pt, Rh) jen krátký (0,1 ms), plyny vháněny velkou rychlostí přes katalyzátor ve formě síťky; v další etapě probíhá samovolně oxidace: • 2 NO + O2 ↔ 2 NO2 ↔ N2O4 •- vznikající oxid dusičitý se absorbuje ve vodě: • N2O4 + H2O ® HNO3 + HNO2 •- nežádoucí kyselina dusitá se za podmínek výroby rozkládá: • 3 HNO2 ® HNO3 + 2 NO + H2O •- uvolněný NO se vrací zpět do výroby. N2 fixation | Plasma Lab for Applications in ... Výroba kyseliny dusičné - Ostwaldův způsob •Výroba kyseliny dusičné : • •Birkeland - Eydeho způsob - založen na oxidaci dusíku kyslíkem v elektrickém oblouku (při teplotách kolem 3000 °C): • Explain Ostwald process and Birkeland Eyde process of ... Metoda byla velmi energeticky náročná (cca 15 MWh/t HNO3), továrny proto stály v blízkosti elektráren (např. v blízkosti Niagarských vodopádů). Během 1. poloviny 20. století byla tato technologie postupně opuštěna. Birkeland–Eyde process - YouTube From the Birkeland–Eyde process towards energy-efficient plasma-based NO X synthesis: a techno-economic analysis - Energy & Environmental Science (RSC Publishing) DOI:10.1039/D0EE03763J Výroba kyseliny dusičné - Birkeland - Eydeho způsob a) Reakce Mg nebo Mn s velmi zředěnou HNO3 (6%) Mg + 2HNO3 —> Mg(NO3)2 +H2 Mn + 2HNO3 —> Mn(NO3)2 +H2 b) Reakce ušlechtilých kovů (Cu, Ag, Pb) s HNO3: 3 Cu + 8HNO3 (zředěná 20%) —> 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O Cu + 4HNO3 (koncentrovaná) —> Cu(NO3)2+ 2NO2 + 2H2O 6 Hg + 8HNO3 (zředěná) —> 3 Hg2(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Hg + 4 HNO3 (koncentrovaná) —>Hg(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O c) Oxidace železa : 4 Fe + 10 HNO3 (zředěná) —> 4 Fe(NO3)2 + N2O + 5 H2O Fe + 6 HNO3 [ konc. (70%)] —> Fe(NO3)3 + 3 NO2 + 3 H2O Železo nereaguje se silně koncentrovanou HNO3 (80%), pasivuje se vznikem ochranné vrstvičky Fe(NO3)3 na povrchu železa. Rozpouštění kovů HNO3 d) Oxidace zinku: 4 Zn + 10 HNO3 (zředěná) ——> 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O Zn + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O e) Oxidace cínu: 4 Sn + 10 HNO3 (zředěná) ——> 4 Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O Sn + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> H2SnO3 + 4 NO2 + H2O f) Oxidace hliníku Hliník nereaguje se zředěnou ani s koncentrovanou HNO3 v důsledku vzniku ochranné vrstvičky Al2O3 na povrchu hliníku. Reakce s nekovy Reakce kyseliny dusičné s nekovy s výjimkou křemíku a halogenů probíhají za vzniku oxidu dusíku, vody a oxidu nekovu na nejvyšším oxidačním stupni tohoto prvku. C + 4 HNO3 (zředěná) ——> CO2 + 4 NO2 + 2 H2O 3 C + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O •Dusičnany - známy od všech kovů, téměř všechny se rozpouštějí ve vodě, za vyšších teplot lze použít dusičnany jako oxidační činidla (oxidační tavení) • • • • •Dusičnany alkalických kovů •bílé, krystalické látky, rozpustné ve vodě. Lze je připravit reakcí kyseliny dusičné s příslušným hydroxidem. Při zahřívání se rozpadá na dusitan a kyslík, dle reakce (Me označuje alkalický kov): • 2 MeNO3 → 2 MeNO2 + O2 •Díky vzniklému kyslíku jsou tyto dusičnany dobrými oxidačními činidly. • •NaNO3 (chilský ledek) uplatnění nalézá v pyrotechnice, potravinářství k nasolování masa (E 251) a také jako hnojivo. Vyrábí se reakcí oxidu dusnatého, oxidu dusičitého, kyslíku a uhličitanu sodného. NO + NO2 + Na2CO3 + O2 → 2 NaNO3 + CO2 •Laboratorní příprava: NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O Dusičnany kovů alkalických zemin ve vodě rozpustné látky při zahřívání tvoří oxid kovu a oxid dusičitý: MeNO3 → MeO + NO2 Tyto látky mají své uplatnění obvykle v pyrotechnice, jako hnojivo se používají Mg(NO3)2 a Ca(NO3)2. Ba(NO3)2 barví plamen do zelena, důležitá látka pro pyrotechniku. Sr(NO3)2 barví plamen červeně, důležitá látka pro pyrotechniku. Vyrábí se reakcí uhličitanu strontnatého s kyselinou dusičnou: SrCO3 + 2 HNO3 → Sr(NO3)2 + CO2 + H2O Dusičnany přechodných kovů ve vodě rozpustné látky při zahřívání tvoří oxid kovu a oxid dusičitý: MeNO3 → MeO + NO2 Často se užívají v chemii na další syntézy. AgNO3 se užívá se v lékařství, analytické chemii, je základem chemických procesů ve fotografii. KNO3 (ledek draselný, sanytr). Tuto látku lze připravit konverzí z dusičnanu sodného, laboratorní příprava: KOH + HNO3 → KNO3 + H2O Používá se jako hnojivo nebo jako sůl k nasolování masa (E252). Je též nejvýznamnější složkou černého střelného prachu. Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Frostův diagram Oxohalogenidy dusíku Známe dvě řady oxohalogenidů dusíku: halogenidy nitrosylu (NOX) halogenidy nitrylu (NO2X). Halogenidy nitrosylu První jsou velmi reaktivní plyny, které lze vyrobit přímou halogenací oxidu dusného. Fluorid nitrosylu (NOF) je bezbarvý plyn, jde o silné fluorační a nitrační činidlo. Chlorid nitrosylu (NOCl) je žlutý plyn, je to silný elektrofil a oxidační činidlo (Tildenovo činidlo), produkt rozkladu lučavky královské. Obsah obrázku metr Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku metr Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku červená, metr Popis byl vytvořen automaticky Chlorid nitrosylu se používá v potravinářském průmyslu jako stabilizátor (E919), jeho použití není v EU povoleno. Bromid nitrosylu (NOBr) je červený plyn, silné oxidační činidlo. Za pokojové teploty částečně disociuje na oxid dusnatý a brom. Obsah obrázku stůl Popis byl vytvořen automaticky Reakcí NOCl s azidem sodným vzniká velmi nestabilní azid nitrosylu (N4O). Pod −50 °C existuje azid nitrosylu jako nažloutlá pevná látka. Nad touto teplotou se rozkládá reakcí Fluorid nitrylu (NO2F) a chlorid nitrylu (NO2Cl) jsou bezbarvé plyny a silná oxidační činidla. Halogenidy nitrylu Nitrosoniový (nitrosylový) kation NO+ Obsah obrázku metr, světlo Popis byl vytvořen automaticky Tetrafluoroboritan nitrosylu Hydrogensíran nitrosylu vzniká při výrobě HNO3 komorovým způsobem. Vzniká např. rozkladem dusitanů v kyselém prostředí Nitrosonium a nitrosyl Nitroprussiate de sodium — Wikipédia Nitrosyl Cation - Chemistry LibreTexts Nitrosyl fluoride - WikiMili, The Free Encyclopedia + e - e oxid dusnatý nitrosonium (nitrosylový kation) nitrosyl (nitrosylový anion) Nitroprusid sodný Oxosloučeniny fosforu: •Oxidy • •Oxid fosforitý (P4O6) vzniká spalováním fosforu za nedostatku kyslíku; prudce jedovatý; vzdušným kyslíkem se oxiduje na oxid fosforečný; ve studené vodě poskytuje kyselinu fosforitou • •Oxid fosforečný (P4O10) vzniká spalováním fosforu v nadbytku vzduchu; • bílá krystalická látka, po osvětlení zeleně fosforeskuje, snadno sublimuje; • - silně hygroskopický Þ sušící prostředek v laboratoři, s vodou poskytuje HPO3, která postupně přechází na H3PO4. Výsledek obrázku pro p4o10 oxid fosforitý oxid fosforečný •Oxohalogenidy fosforu • •Chlorid fosforylu POCl • •- meziprodukt hydrolýzy PCl3 na kyselinu fosforitou H3PO3. • • •Trichlorid fosforylu POCl3 • •- produkt oxidace PCl3 • 2 PCl3 + O2 ® 2 POCl3 •-vznik též v první fázi hydrolýzy chloridu fosforečného: • PCl5 + H2O ® POCl3 + 2 HCl •vznikající trichlorid-oxid fosforečný dále hydrolyzuje na H3PO4: • POCl3 + 3 H2O ® H3PO4 + 3 HCl Výsledek obrázku pro pocl3 •Oxokyseliny fosforu • •Kyselina fosforná H3PO2 •středně silná, jednosytná (pouze jeden vodík vázán přes kyslík Þ kyselý), soli fosfornany dobře rozpustné ve vodě, kyselina i soli jsou silná redukční činidla, oxidují se na H3PO4, popřípadě její soli • • •Kyselina fosforitá H3PO3; •dvojsytná (2 H vázány přes O), získá se působením vody na chlorid fosforitý, bezbarvá, krystalická, hygroskopická látka, dobře rozpustná ve vodě; redukční činidlo. • • •Kyselina hydrogenfosforečná (metafosforečná) HPO3 •vznikne zahříváním H3PO4; má tendenci polymerovat: (HPO3)n, nejznámější je cyklický tetramer (n = 4) Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek • •Kyselina trihydrogenfosforečná (orthofosforečná) H3PO4 • vyrábí se působením H2SO4 na fosfáty jako 85 % sirupovitá kapalina, čistá je bezbarvá krystal. látka, trojsytná kyselina: • H3PO4 + H2O ↔ H3O+ + H2PO4- • H2PO4- + H2O ↔ H3O+ + HPO42- • HPO42- + H2O ↔ H3O+ + PO43- • • • •Využívá se také při výrobě nealkoholických nápojů (E338; obsahuje ji např. Coca-Cola) a při výrobě zubních tmelů. Dále je kyselina fosforečná hlavní složkou odrezovače. • •Fosforečnany •jsou známy od většiny kovů; význam jako hnojiva, v laboratoři slouží např. jako složky pufrů: •alkalické dihydrogenfosforečnany (H2PO4-) reagují kysele, •hydrogenfosforečnany (HPO42-) a fosforečnany (PO43-) reagují alkalicky Zobrazit zdrojový obrázek Physiological PH Inside Of Living Cells Is About 7 ... Výroba kyseliny fosforečné Termická kyselina fosforečná Fosfor je základní surovinou pro výrobu termické kyseliny fosforečné, která se vyrábí spalováním fosforových par s následnou absorpcí ve vodě. P4 + 5O2 → P4O10 P4O10 + 2H2O → 4HPO3 HPO3 + H2O → H3PO4 Termická kyselina je velice čistá a nemusí se provádět její rafinace. Extrakční kyselina fosforečná Výroba kyseliny fosforečné se častěji provádí rozkladem apatitu kyselinou sírovou, vzniká kyselina fosforečná a dihydrát síranu vápenatého, rozklad při dihydrátovém postupu se provádí při teplotě 70-80°C: Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + 10H2O → 3H3PO4 + 5CaSO4·2H2O + HF Rafinace vysrážením As přídavkem roztoku sulfidu sodného Na2S, vzniklý As2S3 se separuje filtrací. Další možností rafinace kyseliny fosforečné je extrakce do vyšších alkoholů (amylalkohol, izopropylalkohol, butanol), znečišťující ionty kovů zůstávají ve vodném roztoku, organické rozpouštědlo se poté oddestiluje. Ve formě hydroxyapatitu Ca5(PO4)3(OH) se fosfor vyskytuje v kostech a zubech obratlovců. Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Transformace kostního minerálu V kyselém prostředí (krypty, hrobky): hydroxyapatit (Ca10(PO4)6(OH)2 ) → brushit (CaHPO4 . 2 H2O ) pH: 7, 0 – 7,5 (fyziologické) pH: 4,5 – 6,0 •V půdě dochází sklizní úrody k poklesu obsahu fosfátů Þ nutno kompenzovat průmyslovými hnojivy: - •Superfosfát - fosforečnan vápenatý vyskytující se v přírodě ve formě apatitu je nerozpustný, převádí se působením H2SO4 na směs Ca(H2PO4)2 a CaSO4 • • • • • •Fosforečnan železitý – účinná látka přípravku na slimáky a plže (Ferramol). • •Tepelnou dehydratací HPO42- vznikají difosforečnany: • 2 HPO42- ↔ P2O74- + H2O • •Tepelnou dehydratací H2PO4- vznikají cyklické polyfosforečnany: • nH2PO4- ↔ (PO3)nn- + nH2O (n = 3,4) • •Tvorba specifických polyfosfátů závisí na podmínkách zahřívání a žíhání. Amorfní polyfosfáty = Grahamova sůl, krystalické polyfosfáty = Kurrolova a Maddrellova sůl: [NaPO3]n[NaPO3(OH)]2 kde n ≤ 2000. • •Kyselina tetrahydrogendifosforečná H4P2O7, bezbarvá, pevná, čtyřsytná kyselina, •vytváří jen dvě řady solí: dihydrogendifosforečnany s aniontem H2P2O72- a difosforečnany s aniontem P2O74- Zobrazit zdrojový obrázek Polyfosforečnany (polyfosfáty) jsou obvykle sodné soli polyfosforečných kyselin. Mezi technicky významné polyfosforečnany patří dihydrogendifosforečnan disodný (užívá se jako prášek do pečiva), difosforečnan tetrasodný (je součástí technických čisticích prostředků) a trifosforečnan pentasodný (používá se při výrobě pracích prostředků). Polyfosforečnany se užívají jako změkčovače vody, v zemědělství jako hnojivo. V potravinářském průmyslu (E 452)se používají jako zvlhčující látky, tavicí soli, stabilizátory, sekvestranty, kypřící látky a emulgátory. Polyfosforečnany se přidávají do masných výrobků a ryb, protože mají schopnost vázat a udržovat v nich vodu. Užívají se jako tavicí soli v tavených sýrech. V menších dávkách jsou polyfosforečnany považovány za bezpečné látky, avšak jejich vysoké dávky může způsobit odvápnění kostí. Adenosin trifosfát (ATP) je zásadní pro funkci všech známých buněk. Při rozkladu ATP na ADP dochází k uvolnění značného množství energie. Tato energie se využívá téměř ve všech typech buněčných pochodů Eutrofizace vody Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku tráva, exteriér, ovce, voda Popis byl vytvořen automaticky = obohacování vod o živiny, zejména dusík a fosfor. Dusíkaté látky a fosfáty často pocházejí z hnojiv používaných v zemědělství, dešti splavovaných do vodních toků, u fosforu jsou to také prací prostředky, přicházející do řek kanalizací). Důsledkem je nejprve přemnožení planktonu a také sinic a posléze, po masovém odumření, se projeví nedostatek kyslíku ve vodě (zejména u dna, kde ho odebírá tlení hmoty) a následné vymírání ryb a dalších organismů. Přístupu kyslíku do spodních vrstev brání pyknoklina – vrstva oddělující vodu s odlišnou hustotou. Frostův diagram Zobrazit zdrojový obrázek Organické sloučeniny fosforu ATPanionChemDraw.png Zobrazit zdrojový obrázek ATP kyselina fytoová fosfolipidy 3 Double-helical structure of DNA. The chains of sugar ... Properties of Phosphorus Compounds - Chemistry LibreTexts •Oxosloučeniny arsenu • •Oxid arsenitý (arsenik) •Arsenolit (As4O6) •Claudetit (As2O3) • známý jed (“dědický prášek”) • - vzniká hořením As na vzduchu • - málo rozpustný ve vodě, rozpouští se v kyselinách za vzniku arsenitých solí: • As2O3 + 6H+ ® 2As3+ + 3H2O • a v zásadách za vzniku arsenitanů: • As2O3 + 6OH- ® 2AsO33- + 3H2O • •Oxid arseničný (As2O5) • - vzniká dehydratací kyseliny arseničné zahříváním jako bílá, sklovitá, amorfní, hygroskopická látka. Zobrazit zdrojový obrázek Poison Svg Png Icon Free Download (#433973 ... Arseniáza = důsledek vysokého obsahu As půdě (např. Atacama, S Chile) 38 – 220 ppm As ve vlasech mumií Chinchorro (7000 – 600 let) Simon Bolívar Zemřel na chronickou otravu arsenem doprovázenou rakovinou plic. Otrava As souvisí patrně s vysokým obsahem As v pitné vodě v Peru a s požíváním léků na bázi arsenu. Phar Lap (1926 – 1932) slavný dostihový kůň. Nejprve se proslavil v Austrálii, poté i v Americe, kde na něj byl před jedním důležitým závodem spáchán atentát. Kulka ho však minula. Zemřel zanedlouho po atentátu, hovořilo se o kolice. Analýza žíní prokázala požití značného množství arseniku krátce před smrtí. Zobrazit zdrojový obrázek Charles Francis Hall (1821 – November 8, 1871) americký polárník. Jeho tělo bylo exhumováno v Grónsku v roce 1968. V jeho pozůstatcích byla zjištěna vysoká koncentrace arsenu. Byl patrně otráven vzbouřenými členy posádky. Kontaminace pozůstatků arsenem z půdy je nepravděpodobná. Zobrazit zdrojový obrázek Hromadná otrava cukrovinkami v Bradfordu Náhodná otrava arsenikem v Bradfordu v Yorkshire roku 1858. Z více než 200 intoxikovaných jich 20 zemřelo, ostatní měli vážné zdravotní problémy. Místo neškodného prášku zvaného „daft“ (směs drceného vápence a sádry) byl do cukroví omylem přidán arsenik. Obě bílé práškovité látky byly skladovány vedle sebe v nedostatečně označených nádobách. Bradford sweet poisoning 1858 Copyright Mark Davis with permission Dying for a Humbug, the Bradford Sweets Poisoning 1858 •Oxokyseliny • •Volná kyselina arsenitá není známa, •jedná se o hydratovaný oxid arsenitý • •soli arsenitany MIAsO2 nebo MI3AsO3 - arsenitany •mírná redukční činidla (oxidují se na arseničnany): • AsO33- + I2 + H2O = AsO43- + 2 I- + 2 H+ •Arsenitan tristříbrný Ag3AsO3 - žlutá nerozpustná látka, v analytické chemii využívaná k důkazu arsenitanů •Arsenitan trisodný Na3AsO3 – fungicid, insekticid • •Scheeleova zeleň CuHAsO3 , • •Svinibrodská zeleň • 3 Cu(AsO2)2 .Cu(CH3COO)2 -v minulosti používány jako zelená barviva, též k barvení tapet. Působením plísní se z tapet uvolňovaly toxické formy As. • Scheeleova zeleň je žlutozelený pigment s převažující složkou arsenitanu měďnatého. Ve skutečnosti skládá z mnoha různých sloučenin, např. CuO·As2O3, CuHAsO3, Cu(AsO3)2·3H2O, 3CuO·As2O3·2H2O, CuAsO2, Cu(AsO2)2 a 2CuO·As2O3·2H2O. Oproti pigmentům na bázi uhličitanu měďnatého je Scheeleova zeleň zářivější a stálejší. Vzhledem k obsahu mědi však měla tendenci časem blednout a za přítomnosti sirovodíku a sulfidů dokonce černat. Scheeleova zeleň se v 19. století používala jako pigment pro barvení papíru a tapet, bavlněných a lněných tkanin, voskových svíček , dětských hraček a dokonce i cukrovinek. Ve 30. letech 20. století byla použita jako insekticid. Scheele Green & Paris Green | Paris green, Paris, Green copper Svinibrodská (schweinfurtská) zeleň (triarsenitan-octan měďnatý; také Pařížská zeleň, Vídeňská zeleň, smaragdová zeleň) je vysoce toxický smaragdově zelený krystalický prášek. Používala se jako syntetické barvivo, rodenticid a insekticid. Strukturní vzorec Na počátku 20. století bylo hojně rozšířeno (zejména v Americe) použití směsi svinibrodské zeleně a hydrogenarseničnanu olovnatého jako insekticidu v jabloňových sadech. Ve 40. letech 20. století byla svinibrodská zeleň rozprašována z letadel na Sardinii a Korsice jako insekticid proti malárii. Byla též použita na hubení krys v pařížské kanalizaci, odtud též název Pařížská zeleň. Pro zářivý zelený odstín, dobré krycí schopnosti, světelnou stálost a odolnost vůči povětrnostním podmínkám byla oblíbena u malířů, jako např. anglický krajinář William Turner, impresionisté Claude Monet a Auguste Renoir i postimpresionisté Paul Gauguin, Paul Cézanne a Vincent van Gogh. Scheele Green & Paris Green | Paris green, Paris, Green copper V 19. století se zejména Scheeleova zeleň a později též svinibrodská (pařížská) zeleň používala k barvení látek na zeleno. Proto ve viktoriánské době řada žen (včetně švadlen) měla zdravotní problémy či dokonce umírala. K symptomům otravy patřily zelené ruce, žluté nehty a hluboké jizvy. Oba pigmenty, Scheeleova i svinibrodská zeleň, byly hojně používány k výrobě tapet. Toxické sloučeniny arsenu se z nich mohly uvolňovat dvěma způsoby: 1. Nepatrné částečky pigmentu se mohly uvolnit do ovzduší (odkud mohly být absorbovány plícemi) a/nebo se stát se součástí prachu. 2. Působením vyšší teploty, vlhkosti a mikroorganismů (zejm. plísní), se z tapet uvolňují toxické plyny AsH3 nebo As(CH3)3. As(CH3)3 je však velmi málo toxický a zřejmě tak nebyl zdrojem otrav. The Color That May Have Killed Napoleon: Scheele's Green ... Kulečníkový sál na zámku Krásný vrch (sev. úpatí Rychlebských hor) – tapety barvené Scheeleho zelení. •Kyselina trihydrogenarseničná (H3AsO4) •- vznikne rozpouštěním As2O5 ve vodě nebo oxidací As2O3 kys. dusičnou: • 3 As2O3+ 4 HNO3+ 7 H2O® 6 H3AsO4 + 4 NO • -krystaluje jako hemihydrát (t.j. s 1/2 H2O) -- slabá kyselina • •Arseničnany • - izomorfní s fosforečnany, ve vodě jsou rozpustné soli alkalických kovů • • • Zobrazit zdrojový obrázek Ca3(AsO4)2 . 3 H2O – dříve se používal v ochranných prostředcích pro rostliny. CCA (arseničnan měďnatý dopovaný chromem) – ochrana dřeva, používán zejména v USA. Obsah obrázku paluba, štětec, zaparkované Popis byl vytvořen automaticky Dissociation constants of arsenate and arsenite ... Organicke sloučeniny arsenu Zobrazit zdrojový obrázek kyselina kakodylová https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/12/Lewisite.svg/1920px-Lewisite.svg.png Lewisit Structural formula of arsenicin A Arsenicin A Structural formula of arsenobetaine Arsenobetain Skeletal formula of roxarsone Roxarson Zobrazit zdrojový obrázek Salvarsan Metabolity arsenu Arsen nahrazuje fosfor v organických sloučeninách – kacinogen. Interakcí s –SH skupinami enzymů narušuje metabolismus. •Oxosloučeniny antimonu • •Oxid antimonitý Sb4O6 • - ve vodě málo rozpustný, amfoterní charakter: rozpouští se v kyselinách (za vzniku solí antimonitých) , v hydroxidech alkalických kovů vznikají antimonitany (např. NaSbO2 ) • • • •Oxid antimoničný Sb2O5 • - žlutý prášek, ve vodě jen velmi málo rozpustný na kysele reagující roztok kys. antimoničné (hydrat. oxidu) Sb2O5 x H2O • - v alk. hydroxidech se rozpouští • na vzniku MI[Sb(OH)6] Sb4O6-molecule-from-senarmontite-xtal-2004-3D-balls-B.png Antimony-pentoxide-xtal-1979-3D-balls.png Vinan antimonylo-draselný (dávivý kámen, tartarus emeticus) K2[Sb2(C4H2O6)2]·3H2O je znám již od středověku. Tato sloučenina je dobře rozpustná ve vodě a po požití vyvolává zvracení. Je stejně jako všechny rozpustné soli antimonu jedovatý. Síran antimonitý Sb2(SO4)3 je bezbarvá krystalická látka. Získává se rozpouštěním antimonu, oxidu antimonitého nebo sulfidu antimonitého v horké koncentrované kyselině sírové. Dusičnan antimonitý Sb(NO3)3 je bílá krystalická látka. Vzniká reakcí oxidu antimonitého s dýmavou kyselinou dusičnou. Antimonité soli Antimonyl potassium tartrate sesquihydrate | C8H10K2O15Sb2 | ChemSpider Bismutité soli Dusičnan bismutitý Bi(NO3)3 je bezbarvá krystalická rozpustná látka. Při zahřívání přechází na oxidusičnan bismutitý BiO(NO3), který se používá jako barvivo s názvem španělská běloba. Dusičnan bismutitý se připravuje rozpouštěním kovového bismutu v kyselině dusičné. Síran bismutitý Bi2(SO4)3 je bílá krystalická hygroskopická a rozpustná látka. Získává se rozpouštěním kovu, oxidu nebo sulfidu v kyselině sírové. Uhličitan bismutitý Bi2(CO3)3 je bílá práškovitá nerozpustná látka, která se připravuje reakcí rozpustné bismuité soli s rozpustným uhličitanem. NEET Chemistry Notes p-Block Elements - Group-15 Elements ... Sirné sloučeniny dusíku Tetrasulfur tetranitrid S4N4 = prekurzor pro přípravu dalších sloučenin s S-N vazbou Příprava: 6 S2Cl2 + 16 NH3 → S4N4 + S8 + 12 NH4Cl Lewisovská báze, která s lewisovskými kyselinami tvoří adukty. S4N4 + SbCl5 → S4N4·SbCl5 S4N4 + SO3 → S4N4·SO3 Disulfur dinitrid S2N2 Příprava: S4N4 → 2 S2N2 (katalýza Ag2S) https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/d/d3/S4N4.BF3-from-xtal-1967-3D-balls.png/800p x-S4N4.BF3-from-xtal-1967-3D-balls.png Stereo, skeletal formula of tetrasulfur tetranitride with some measurements Space-filling model of disulfur dinitride Polythiazyl (SN)x = vodivý polymer nazlátlé barvy a kovového lesku. Vzniká polymerací S2N2 Je používán v LED žárovkách, transistorech, akumulátorech a solárních článcích. Polythiazyl-2D-dimensions.png Polythiazyl resonance structures Kyselina sulfamová (amidosírová, amidosulfonová, aminosulfonová) = bezbarvá pevná látka, rozpustná ve vodě. Středně silná kyselina, ve struktuře je síť silných H-vazeb, lépe ji vystihuje zápis +H3NSO3- Výroba: reakcí močoviny se směsí oxidu sírového a kyseliny sírové (nebo olea). OC(NH2)2 + SO3 → OC(NH2)(NHSO3H) OC(NH2)(NHSO3H) + H2SO4 → CO2 + 2 H3NSO3 Použití: prekurzor při výrobě umělých sladidel (Acesulfam K), antibiotik a antivirotik, léků proti rakovině, herbicidů, barviv, čistících prostředků. Sulfamid (diamid kyseliny sírové) vzniká reakcí SOCl2 a NH3 Tautomerism of sulfamic acid Zobrazit zdrojový obrázek Kyselina nitrosylsírová (hydrogensíran nitrosylu) NOHSO4, NO+HSO4- Vzniká rozpuštěním dusitanu sodného ve studené kyselině sírové HNO2 + H2SO4 → NO+HSO4- + H2O nebo reakcí reaction kyseliny dusičné s SO2 SO2 + HNO3 ⟶ NO+HSO4- Oxidační, nitrosační a diazotační činidlo. Vzniká též při výrobě HNO3 komorovým způsobem („komorové krystaly“) 2 NO2 + H2O + SO2 → NO+HSO4- + HNO2 2 NO2 + H2O + SO3 → NO+HSO4- + HNO3 S NO vzniká tzv. „fialová“ nebo „modrá“ kyselina NO+HSO4- + NO → N2O2+HSO4- Zobrazit zdrojový obrázek Sirné sloučeniny fosforu Trisulfid tetrafosforu P4S3 vzniká zahřátím odpovídajícího množství síry a bílého nebo červeného fosforu. P4S3 spolu s KClO3 jsou v hlavičkách zápalek které se vzněcují na jakékoli třecí ploše ("strike-anywhere matches„) – bouřlivá reakce P4S3 s KClO3 Nadbytek síry vede ke vzniku dekasulfidu tetrafosforu (P4S10) P4S3.png Phosphorus decasulfide „Safety matches“ „Strike-anywhere matches“ •Sirné sloučeniny arsenu • •As4S4 - realgar, • • • • •As2S3 - auripigment, • • • • • •FeAsS – arsenopyrit • •ruda arsenu, As se vyrábí tepelným rozkladem : • • FeAsS ® FeS + As • • Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Sample of arsenic trisulfide as orpiment mineral V malířství jako žlutý pigment. V malířství jako červený pigment. Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek As2S5 – sulfid aseničný, struktura není známá. Sulfid arsenitý a sulfid aseničný se rozpouštějí v roztocích sulfidů za tvorby thioarsenitanů a thioarseničnanů. As2S3 + 6 SH- ® 2 AsS33- + 3 H2S As2S5 + 6 SH- ® 2 AsS43- + 3 H2S •Antimonit Sb2S3 • • • •Tetrathioantimoničnan sodný Na3SbS4 • •Sb2S3 + 6 S + NaOH ® Na3SbS4 + Na2SO4 + 4 H2O • • • •Bismutinit Bi2S3 • Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Sirné sloučeniny antimonu a bismutu Sloučeniny dusíku a fosforu Pentanitrid trifosforu P3N5 = bezbarvá amorfní látka. Příprava: 3 P4S10 + 20 NH3 → 4 P3N5 + 30 H2S Při teplotě cca 800 °C se rozkládá na bezbarvý nitrid fosforitý PN , který Při nižších teplotách polymeruje P3N5 → 3 PN + N2 Fosfazeny jsou tvořené řetězci nebo cykly z atomů fosforu a dusíku, v nichž se pravidelně střídá jednoduchá a dvojná vazba. Nejznámějším představitelem je cyklický trimer hexachlorocyklotrifosfazen, který se připravuje reakcí chloridu fosforečného a chloridu amonného. Hexachlorophosphazene - Wikipedia Hexachlorophosphazene - Wikipedia Solved: An important starting material for the manufacture of poly... | Chegg.com Fosfazeny Structure and Bonding of Triphosphazenes. Hexachlorophosphazene - Wikipedia Fosfazeny a jejich deriváty nacházejí využití jako pesticidy, kancerostatika, antioxidanty, zpomalovače hoření, apod.