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