Soňa Fobrová
Kristýna Kohoutková
Viktor Haša
 Dva nejlehčí nekovy 15. skupiny
 Ve sloučeninách kovalentní vazba
 Nejčastější oxidační čísla –III, III a V
 Mají podobné vlastnosti, liší se však tím, že
fosfor může do tvorby vazeb zapojit orbitaly 3d
svých atomů → rozdíly ve stabilitě některých
oxidačních stavů a způsobu vazby u obou prvků
 Dusík se navíc vyznačuje svou vysokou
elektronegativitou (3. nejelektronegativnější) –
schopnost tvořit nejvýše čtyři σ-vazby
 Nejrozšířenější, biogenní prvek vyskytující se v
přírodě v elementární formě
 75,5% N2 v atmosféře, jako dusičnan sodný v
chilském ledku
 2 stabilní izotopy 14N (99,63%) a 15N (0,37%)
 Ve všech skupenstvích tvoří biatomické molekuly
 Oxidační stupně –III až +V
 Tvoří vodíkové můstky
 Tvoří sloučeniny se všemi prvky kromě lehčích
vzácných plynů
 Laboratorní příprava: termický rozklad
 Dusitanů: NH4NO2 → N2 + 2H2O
 Azidů: 2 NaN3 → 2 Na + 3N2
 Průmyslová výroba:
 frakční destilace kapalného vzduchu
 Amoniak NH3
 Bezbarvý, dráždivý, snadno zkapalnitelný plyn štiplavého zápachu,
hoří žlutým plamenem
 Redukční vlastnosti: 3CuO + 2NH3 → 3Cu + 3 H2O + N2
 Příprava hydrolýzou nitridů: Mg3N2 + 6D2O → 3Mg(OD)2 + 2ND3↑
 Výroba Haber-Boschovou metodou syntézou z prvků
 Oxid dusný N2O
 Bezbarvý, netoxický plyn nasládlé chuti, málo rozpustný ve vodě
 Podporuje hoření, za laboratorní teploty je málo reaktivní
 Příprava: termický rozklad dusičnanu amonného
 Používá se do bombiček pro přípravu šlehačky, dříve anestetikum
 Oxid dusičitý NO2
 V plynném stavu červenohnědý, jedovatý
 Existuje v kondenzované fázi jako bezbarvý dimer N2O4
 Vznik: oxidací dusného s dikyslíkem
 Příprava: termický rozklad dusičnanů těžkých kovů
 Kyselina dusitá HNO2
 vodný roztok středně silné kyseliny se získá reakcí
dusitanů s neoxidujícími kyselinami.
 oxidační i redukční vlastnosti
 dusitany jsou dobře rozpustné ve vodě
 Kyselina dusičná HNO3
 bezbarvá kapalina, která se působením světla částečně
rozkládá za uvolňování oxidu dusičného
 Neomezeně se mísí s vodou, zředěné roztoky jsou stabilní
 Silné oxidovadlo
 Silná kyselina, rozpouští neušlechtilé kovy
 Výroba: katalytickou oxidací amoniaku
 Biogenní prvek, v přírodě ve formě fosforečnanů
 Oxidační stupně –III až V
 Příprava: nepraktická v důsledku jeho reaktivity
 Výroba: z apatitu
 Bílý fosfor:
 Nejreaktivnější – v molekule trojvazný s nevazebným
elektronovým párem
 Teplota tání 44°C, při slučováním s kyslíkem samozápalný
(uchovává se pod vodou)
 Zahřáním bez přístupu vzduchu vzniká červený fosfor
 Červený fosfor:
 Atomy uspořádány do řetězce → malá těkavost, snížení
reaktivity
 vysoká teplota tání (600°C)
 Dříve součást hlaviček zápalek, dnes se přidává do škrtátek
 Zahříváním za vysokého tlaku vzniká černý fosfor
 Černý fosfor
 Nejstabilnější, tvoří vysokomolekulové kompaktní sítě
 Fosfan PH3
 Obdoba amoniaku
 Má redukční účinky PH3 + HI →PH4I
 Velmi reaktivní, toxický
 Oxid fosforitý P4O6
 Bílá, snadno tající látka
 Vzniká spalováním fosforu za přístupu kyslíku
 S vodou poskytuje kyselinu fosforitou
 Oxid fosforečný P4O10
 Vzniká spalováním elementárního fosforu v nadbytku
kyslíku
 S vodou poskytuje kyselinu fosforečnou
 Vysoká afinita vody – jako sušidlo
 Kyselina fosforitá H3PO3
 Dvojsytná, středně silná kyselina
 Bílá hydroskopická látka
 Kyselina fosforečná H3PO4
 Středně silná, stálá kyselina
 Výroba: v grafitové komoře a následná hydratace vzniklého
oxidu fosforečného = velká čistota
 Využití: povrchová úprava kovů, potravinářství,
zemědělství, hnojiva, sklářství