Prvky p3 – V.A skupina - Detiamy O Škole

Vypracovala: Mgr. Zuzana Szocsová

Základná charakteristika prvkov p³

Názov prvku	Značka prvku	Protónové číslo prvku	Elektrónová konfigurácia	Elektronegativita	Teplota topenia	Teplota varu	Oxidačné čísla
Dusík	N	7	[He] 2s² 2p³	3.0	- 210	-196	-III, -II, -I,I,II,III,IV,V
Fosfor	P	15	[Ne]3s² 3p³	2.1	44.1 – biely fosfor	280	-III, III, V
Arzén	As	33	[Ar] 4s²4p³	2.0	817	633 – sivý arzén	-III, III, V
Antimón	Sb	51	[Kr]4d¹⁰5s² 5p²	1.9	630	1640	-III, III, V
Bizmut	Bi	83	[Xe]4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s² 6p³	1.9	271	1560	III, (V)

Atómy V. A skupiny, teda prvky p³ majú na valenčnej vrstve 5 elektrónov. N – pri bežnej teplote je plynná látka, P – je pri bežnej teplote nekovová pevná látka, arzén a antimón sú polokovy a posledný prvok skupiny bizmut je kov, teda s rastúcim protónovým číslom rastie kovový charakter prvkov.

Chemické vlastnosti

Keďže prvky p³ majú 5 valenčných elektrónov, do oktetu im chýbajú tri elektróny. Preto sa prvky tejto skupiny stabilizujú tvorbou troch kovalentných väzieb – teda majú v zlúčeninách oxidačné číslo +III. Vznik aniónov N^3- a P^3- je energeticky nevýhodný, pri nitridoch a fosfidoch prevažuje kovalentný charakter chemickej väzby. Maximálna väzbovosť dusíka je 4, ostatné prvky V.A skupiny môžu byť aj päťväzbové.
S rastúcim protónovým číslom klesá ich reaktivita.

Dusík

Elektrónová konfigurácia

[He] 2s² 2p³

Výskyt

Podstatná časť dusíka sa nachádza v atmosfére v podobe molekúl N₂ (78%). V prírode sa vyskytuje aj vo forme minerálov – napríklad dusičnan sodný NaNO₃ – nazývaný aj čílsky liadok alebo draselný liadok KNO₃. Dusík je dôležitým biogénnym prvkom – nachádza sa v bielkovinách.

Príprava

Dusík sa pripravuje rozkladom dusitanu amónneho: NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

Výroba

Dusík sa vyrába frakčnou destiláciou zo vzduchu, ktorý je skvapalnený. Je základom pri výrobe amoniaku a oxidu dusného. Dusík uskladňujeme a prepravujeme vo fľašiach z ocele, ktoré sú označené zeleným pruhom. Ak je dusík skvapalnený prepravuje sa v špeciálnych žltých nádobách.

Vlastnosti a reakcie dusíka

N₂ – bezfarebný plyn, bez chuti, bez zápachu, vo vode sa rozpúšťa len málo.
Vyskytuje sa vo forme dvojatómovej molekuly N₂ – vo všetkých skupenstvách.
Oxidačné čísla - -III až V.
Môže byť maximálne štvorväzbový v zlúčeninách.
Je schopný tvoriť vodíkové väzby.
Nízka reaktivita dusíka N₂ vyplýva z prítomnosti trojitej väzby, ktorá je oveľa pevnejšia ako jednoduchá väzba. Kvôli tomu sa dusík nezlučuje ani s veľmi reaktívnymi prvkami.
Pri zvýšení tlaku a teploty dochádza k rozštiepeniu väzby a vznikajú dva atómy dusíka, ktoré sú veľmi reaktívne.

Použitie dusíka

Preprava - v tlakových oceľových fľašiach, na ktorých je zelený pruh. Používa sa pri výrobe dôležitých zlúčenín, napríklad amoniaku, kyseliny dusičnej, či dusíkatých hnojív. Dusík sa používa ako ochranný plyn – kvôli svojej nízkej reaktivite vytvára inertnú atmosféru (bráni styku kyslíka s inými látkami napríklad pri výrobe výbušnín).

Zlúčeniny dusíka

Amoniak a amónne soli

Chemický vzorec amoniaku je NH₃. Amoniak je pri bežných podmienkach bezfarebný plyn. Charakteristický je štipľavým zápachom. Medzi molekulami amoniaku dochádza k vzniku vodíkovej väzby – vodíkových mostíkov. Rovnako sa molekuly amoniaku dokážu viazať vodíkovou väzbou aj s molekulami vody, preto sa amoniak vo vode veľmi dobre rozpúšťa.
Amoniak je aj dobrým rozpúšťadlom.

Redukčné vlastnosti amoniaku:

3 CuO + 2 NH₃ → 3 Cu + 3H₂O + N₂

Reakcia amoniaku s kyslíkom – je veľmi významná reakcia, prebieha pri vyrábaní kyseliny dusičnej. Reakcia prebieha pri 700°C a za prítomnosti katalyzátora Pt – platina.

4NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

Amoniak v chemických dejoch často vystupuje ako donor elektrónového páru – v komplexotvorných reakciách.

Laboratórne sa amoniak pripravuje rozkladom amónnych solí silnými zásadami: NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

Priemyselná výroba amoniaku: Haber – Boschovou syntézou

vysokotlaková katalyzovaná syntéza: N₂ (g)+ 3 H₂ (g) → (podmienky: Fe, 450° C, 20 Mpa) 2 NH₃(g)

Používa sa pri výrobe kyseliny dusičnej HNO₃, v kvapalnom skupenstve ako hnojivo, na výrobu farbív, pri chemických syntézach, ako chladiaca látka v chladiarenských prístrojoch – v kvapalnom skupenstve a podobne.

Amoniak má zásaditý charakter (spôsobuje ho voľný elektrónový pár na dusíku) – viaže protón H⁺ za vzniku katiónu HN₄⁺. Pri reakcii amoniaku s kyselinou vznikajú amónne soli – vo vode sa dobre rozpúšťajú, majú iónový charakter, ľahko sa rozkladajú za pôsobenia vyššej teploty.

Napríklad:

NH₃ + HCl →NH₄Cl

NH₄Cl – chlorid amónny - salmiak

Salmiak – používa sa v lekárstve, pri spájkovaní kovov.

Amónne soli – bezfarebné alebo biele. Sú vo vode nerozpustné, kryštalické.

Medzi bezkyslíkaté zlúčeniny dusíka tiež patria:

Amidy – NH₂^- , napríklad amid sodný NaNH₂
Imidy – NH^2- , napríklad imid sodný – Na₂NH
Nitridy – N^3-, napríklad nitrid sodný Na₃N
Azidy – azid sodný, napríklad NaN₃

Kyslíkaté zlúčeniny dusíka

Oxidy

V oxidoch má atóm dusíka oxidačné číslo, ktorého hodnota sa pohybuje od I až po V. Oxidy sú vo väčšine prípadov málo stále, čo je vyvolané tým, že väzba N – O je málo polárna.
Oxidy sú zložkou výfukových plynov, priemyselných exhalátov, sú jedovaté, sú medziproduktami výroby kyseliny dusičnej a vznikajú pri redoxných reakciách dusíkatých zlúčenín.

Oxid dusný N₂O

Zdroj:
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/1a/Nitrous-oxide-3D-vdW.png

Zdroj:
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/1a/Nitrous-oxide-dimensions-3D-balls.png

Nazývame ho aj rajský plyn
Bezfarebný
Má sladkastú chuť
Slabo sa rozpúšťa vo vode
Zmes s vodíkom pri styku s plameňom vybuchuje
Používa sa v lekárstve – narkózy

Oxid dusnatý NO

Zdroj:
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/73/Nitric-oxide-3D-vdW.png

Zdroj:
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/78/Nitric-oxide-2D.png

Je veľmi reaktívny, na vzduchu reaguje s kyslíkom za vzniku oxidu dusičitého a v kombinácii s vodou sa tvorí kyselina dusičná. To v atmosfére prispieva k tvorbe kyslých dažďov (čiastočne je poškodzovaný aj ozón pôsobením NO).
NO sa uvoľňuje prirodzene z rastlín, ale len v malej miere. Do vzduchu sa dostáva hlavne z výfukov automobilov alebo z komínov tepelných elektrární.
Priemyselne sa vyrába oxidáciou amoniaku: 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O
Je medziproduktom pri výrobe kyseliny dusičnej.
Dá sa pripraviť aj priamou syntézou (pri vysokej teplote): N₂ + O₂→2 NO

Oxid dusičitý NO₂

Jedovatý
Má červenohnedú farbu
Je to silné oxidačné činidlo
Pri bežných podmienkach je dimérny – 2NO₂ ↔ N₂O₄

Kyselina dusičná a jej soli - dusičnany

Kyselina dusičná má vzorec HNO₃, kde N má oxidačné číslo V. Čistá kyselina dusičná je bezfarebná kvapalina, silná kyselina so silnými oxidačnými vlastnosťami. Oxidačné vlastnosti sú závislé od koncentrácie kyseliny dusičnej, od charakteru oxidovanej látky, od teploty pri chemickej reakcii.
Kyselina dusičná sa na svetle rozkladá, a preto ju uchovávame v tmavých fľašiach na tmavom mieste. S vodou je miešateľná bez obmedzenia.
Keďže kyselina dusičná je silné oxidovadlo, oxiduje takmer všetky kovy, okrem Au – zlata, Pt – platiny, Rh – ródia, Ir – irídia, Nb – nióbu, Ta – tantalu. Tieto uvedené kovy reagujú len s Lúčavkou kráľovskou (je to zmes HNO₃ a HCl v pomere 1 : 3 ).
Kovy ako železo – Fe, chróm – Cr, hliník – Al sa v koncentrovanej kyseline dusičnej pasivujú – čo znamená, že sa pokrývajú vrstvičkou oxidov, ktoré bránia ďalšej reakcii a reagujú potom iba so zriedenou kyselinou.
Pôsobením kyseliny dusičnej dochádza k žltnutiu bielkovín.

Príprava:

Vzniká rozkladom dusičnanu sodného kyselinou sírovou:

NaNO₃ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₃

Použitie

Výroba organických farbív, liečiv, výbušnín, celulóznych lakov, dusičnanov.

Priemyselná výroba kyseliny dusičnej

Nepriamou katalytickou oxidáciou amoniaku, ktorá prebieha v štyroch krokoch:

Syntéza amoniaku: N₂ + 3H₂→ 2NH₃
Oxidácia amoniaku: 4NH₃ + 5O₂ → 4 NO + 6H₂O
Oxidácia oxidu dusnatého: 2 NO + O₂ → 2 NO₂
Reakcia oxidu dusičitého s vodou: 3NO₂ + H₂O→ 2HNO₃ + NO

Soli kyseliny dusičnej nazývame dusičnany. Ich všeobecný vzorec je M^INO₃. Sú rozpustné vo vode, pri vyššej teplote sa prejavujú ich oxidačné vlastnosti.

Dusičnany získavame reakciou kyseliny dusičnej s kovmi alebo ich oxidmi alebo uhličitanmi.

Napríklad: CuO + 2 HNO₃→Cu(NO₃)₂ + H₂O

Kyselina dusitá a jej soli - dusitany

HNO₂ – kyselina dusitá

Zdroj:
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/cf/Trans-nitrous-acid-3D-balls.png

stredne silná kyselina. Používa sa pri výrobe farbív. Je veľmi nestála a ľahko podlieha oxidácii aj redukcii. Reakciou dusitanov s neoxidačnými kyselinami môžeme získať jej vodný roztok: AgNO₂ + HCl → HNO₂ + AgCl

Soli kyseliny dusitej nazývame dusitany. Zapisujeme ich v tvare M^INO₂. Sú vo vode dobre rozpustné.

Dusíkaté hnojivá

Medzi dusíkaté hnojivá patrí napríklad dusičnan amónny NH₄NO₃, dusíkaté vápno CaCN₂, síran amónny (NH₄)₂ SO₄, močovina a podobne.

Fosfor

Elektrónová konfigurácia

[Ne]3s² 3p³

Výskyt

Fosfor sa v prírode vyskytuje viazaný v zlúčeninách. Napríklad v mineráli zvanom apatit – Ca₃F(PO₄)₃ alebo vo forme fosfátov. Je to dôležitý biogénny prvok – v podobe fosforečnanu vápenatého je zložkou kostí a zubov. Je súčasťou nukleových kyselín, ATP, NAD, NADH, fosfolipidov a podobne.

Vlastnosti a reakcie fosforu

Svojimi fyzikálnymi vlastnosťami sa podobá na kovy
Netvorí vodíkové väzby
S kovmi i s nekovmi tvorí väčšinou kovalentné väzby

Poznáme tri alotropické modifikácie fosforu:

1. Biely fosfor P₄ - je najreaktívnejšou modifikáciou fosforu, na vzduchu je nestály – samozápalný – z toho dôvodu sa uchováva pod vodou. Prudko jedovatý. Je mäkký ako vosk, nerozpúšťa sa vo vode, dá sa krájať a je veľmi reaktívny.

Zdroj:
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b9/B%C3%ADl%C3%BD_fosfor.gif

- štruktúra bieleho fosforu

2. Červený fosfor – obsahuje reťazce P_n. Je menej reaktívny ako biely, vo vode sa nerozpúšťa, nie je jedovatý.

Zdroj:
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/7b/%C4%8Cerven%C3%BD_fosfor2.gif

- štruktúra červeného fosforu

3. Čierny fosfor – vrstevnatá štruktúra. Je to tmavosivá kryštalická látka s kovovým leskom, vedie elektrický prúd, najstabilnejší zo všetkých modifikácií fosforu a je najmenej reaktívny.

Zdroj:
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/1e/%C4%8Cern%C3%BD_fosfor.gif

- štruktúra čierneho fosforu

Kvapalný fosfor vzniká roztavením bieleho, červeného a čierneho fosforu.

Výroba fosforu

Biely fosfor sa vyrába z apatitu v elektrickej peci redukciou koksu a za prítomnosti kremeňa. Červený fosfor sa vyrába pri teplote 350°C bez prístupu vzduchu premenou bieleho fosforu.

Fosfor sa laboratórne zvyčajne nepripravuje.

Použitie fosforu

Na prípravu a výrobu zlúčenín akou je napríklad kyselina fosforečná, alebo rôzne fosfáty.
Je súčasťou zliatin
Výroba zápaliek – červený fosfor
Príprava bômb, ničenie hmyzu – biely fosfor

Bezkyslíkaté zlúčeniny fosforu

Sem patrí napríklad fosfát PH₃

Fosfát – pri bežných podmienkach je to bezfarebný plyn, prudko jedovatý, má nepríjemný zápach podobný cesnaku. V čistom stave je na vzduchu samozápalný. Má redukčné schopnosti.

Medzi bezkyslíkaté zlúčeniny patria aj:

Difosfán P₂H₄

Fosfidy – napríklad fosfid vápenatý Ca₃P₂

Kyslíkaté zlúčeniny fosforu

Oxidy – vznikajú pri horení bieleho fosforu – oxid fosforitý, oxid fosforečný.

P₄ → (podmienka: O₂)P₄O₆ → (podmienka: O₂) P₄O₁₀

Oxid foforitý P₄O₆:

má bielu farbu a je jedovatý, ľahko sa topí, je kryštalický a podobá sa na vosk.
Kyslý, s vodou vytvára roztok kyseliny fosforitej, oxid fosforitý ľahko oxiduje.

Oxid fosforečný P₄O₁₀ – pevný, biely, snehu podobný. Pri 358,9 °C sublimuje. Je silne hygroskopický – používa sa na vysušovanie látok (má dehydratačné vlastnosti). Po osvetlení svetielkuje zelenkastou farbou.

Kyseliny

Kyselina fosforitá H₃PO₃ – je to kryštalická látka bez farby, ktorá sa vo vode veľmi dobre rozpúšťa. Je známa svojimi hygroskopickými účinkami a používame ju ako redukčné činidlo.

Kyselina trihydrogenfosforečná H₃PO₄ – stredne silná kyselina. Vzniká z oxidu fosforečného v styku s nadbytkom vody: P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄

Je to stála trojsýtna kyselina, nemá oxidačné vlastnosti. Je tuhá, číra a kryštalická. Vyrába sa rozkladom fosforečnanov kyselinou sírovou. Väčšinu kovov nerozpúšťa, lebo pri reakcii sa na ich povrchu vytvára vrstvička nerozpustných fosforečnanov.

Použitie – farmácia (pri pridaní do roztoku peroxidu vodíka spomaľuje jeho rozklad), pri výrobe liečiv, hnojív, pracích prostriedkov atď.

Soli kyseliny fosforečnej

Dihydrogenfosforečnany – M^IH₂PO₄ – rozpustné vo vode
Hydrogenfosforečnany –M₂^IHPO₄
Fosforečnany – M₃^IPO₄

Hydrogenfosforečnany a fosforečnany sú vo vode rozpustné len ako soli alkalických kovov.

Fosforečnany sa používajú na zmäkčovanie vody v pracích práškoch. Ich produkovanie na tento účel sa však postupne začína obmedzovať, pretože pôsobia negatívne na životné prostredie.

Fosforečné hnojivá

Najdôležitejšie fosforečné hnojivo je superfosfát.

Superfosfát je zmes dihydrogenfosforečnanu vápenatého a síranu vápenatého.

Používa sa aj dihydrogenfosforečnan draselný KH₂PO₄. Podstatou výroby fosforečných hnojív je premena nerozpustných fosforečnanov na rozpustné dihydrogenfosforečnany pôsobením silných kyselín. Východiskové suroviny pri tomto postupe sú napríklad apatit alebo fosforit.

Ca₂(PO₄)₂ + 2 H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄) + 2 CaSO₄

Použitá literatúra:

Zmaturuj z chémie
Chémie pre 1. Ročník gymnázií
http://sk.wikipedia.org/wiki/Oxid_dusnat%C3%BD
http://sk.wikipedia.org/wiki/Oxid_dusn%C3%BD
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/1a/Nitrous-oxide-3D-vdW.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/1a/Nitrous-oxide-dimensions-3D-balls.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/de/Nitrous-oxide-2D-VB.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/73/Nitric-oxide-3D-vdW.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/78/Nitric-oxide-2D.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/02/Trans-nitrous-acid-2D-dimensions.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/c/cf/Trans-nitrous-acid-3D-balls.png
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/b/b9/B%C3%ADl%C3%BD_fosfor.gif
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/7b/%C4%8Cerven%C3%BD_fosfor2.gif
http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/1e/%C4%8Cern%C3%BD_fosfor.gif

Prvky p3 – V.A skupina

Informácie

Kategórie