Prvky skupiny V.A

N, P, As, Sb, Bi; dusík, fosfor, astat
Náš pan asistent sbalil Bivoje
15. skupina (V. A)
skupenství – N plyn, ostatní pevné látky
kovové vlastnosti – N,P – nekovy, As, Sb – polokovy, Bi – kov

Dusík

N

Výskyt

volný – ve vzduchu – 78 obj %
vázaný – v dusičnanech (čilský ledek NaNO₃), draselný ledek KNO₃; bílkoviny, nukleové kyseliny (NA – např. DNA, RNA)

Laboratorní příprava

tepelným rozkladem dusitanu amonného:
NH₄NO₂ → (t)   N₂ + H₂O

Průmyslová výroba

frakční destilace zkapalněného vzduchu

Fyzikální vlastnosti

bezbarvý plyn bez chuti a zápachu
ve vodě téměř není rozpustný
nehořlavý, nepodporuje hoření

Chemické vlastnosti

oxidační číslo: −III až V
tvořen dvouatomovými molekulami N₂, mezi atomi dusíku je trojná vazba: N ≡ N
vysoká elektronegativita (3. nejvyšší)
dusík je málo reaktivní – reakce probíhají za vysoké teploty, tlaku, nebo za použití katalyzátoru
tvoří vodíkové můstky

Reakce

N₂ + O₂ → 2NO
N₂ + 3H₂ → 2NH₃
N₂ + Mg (libovolný kov) → Mg₃^IIN₂ ^{− III} – nitrid hořečnatý
pokud dusík reaguje s kovem, vznikají nitridy
v nitridech má N oxidační číslo −III

Užití

výroba amoniaku → výroba kyseliny dusičné (HNO₃) → dusičnany – hnojiva
žárovky – N₂ + Ar – inertní plyny
ochranná atmosféra při přečerpávání hořlavin – dusík je nehořlavý, nepustí kyslík
sloučeniny dusíku: amoniak, oxidy dusíku, kyselina dusičná

Amoniak

NH₃
čpavek
plyn bez barvy, silně zapáchá – nepříjemný čpavý zápach
leptá sliznice, vyvolává slzení
snadno zkapalnitelný
dobře rozpustný ve vodě
rozpouštění ve vodě: část se rozpustí, část se účastní reakce:
NH₃ + H₂O → NH₄ ⁺ + OH ⁻ – roztok amoniaku je zásaditý

Amonný kation

NH₄ ⁺
amonium
vzniká:
NH₃ + H ⁺ – koordinačně kovalentní vazbou vzniká NH₄ ⁺

Laboratorní příprava

amonná sůl + hydroxid
2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O
N₂ + 3H₂ → 2NH₃ (tlak, teplota, katalyzátor)

Užití

formy: 25% vodný ☉, zkapalněný v ocelových nádobých
výroba kyseliny dusičné (HNO₃) → dusičnany – hnojiva
chladící médium v chladících zařízeních
výroba plastu
výroba močoviny

Deriváty amoniaku

odvozeniny
NH₃: NH₂ ⁻ (amidy), NH^{2 −} (imidy), N^{3 −} (nitridy)
Př.: amid sodný: NaNH₂, imid sodný: Na₂NH, nitrid sodný: Na₃N

Amonné soli

síran amonný – od kyseliny sírové (H₂SO₄), (NH₄)₂SO₄ ^{− II}
dusičnan amonný – od HNO₃: NH₄NO₃
chlorid amonný – od HCl: NH₄Cl

vznikají zaváděním amoniaku do roztoku příslušné kyseliny:
NH₃ + HCl → NH₄Cl

Chlorid amonný

salmiak
suché baterie
pájení kovu
úprava běžeckých lyžařských tratí

Oxidy dusíku

oxidační číslo N: I až V , existuje tedy 5 oxidů dusíku
N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅
nejdůležitější jsou NO a NO₂ – dohromady se jim říká nitrózní plyny – (NO)_x; podílejí se na vzniku kyselých dešťů
nitrózní plyny se vyskytují ve výfukových plynech a průmyslových exhalacích

Oxid dusný

N₂O
rajský plyn
používá se jako inhalační anestetikum

Oxid dusnatý

bezbarvý plyn
snadno se oxiduje na NO₂: 2NO + O2 → 2NO₂
zatímco NO je bezbarvý, NO₂ je hnědočervený
vznik: při bouřce: N₂ + O₂ → 2NO
je ve vodě nerozpustný

Oxid dusičitý

hnědočervený plyn
existuje jako dimer: N₂O₄, tento dimer je bezbarvý
2NO₂⇄N₂O₄
se snižováním teploty se rovnováha přesouvá doprava (vzniká více N₂O₄ a méně NO₂)
podílí se na vzniku kyselých dešťů:
N^IV O₂ + H₂O → HN^V O₃ + N^IIO
2N^IV − 2e ⁻ → 2N^V oxidace
N^IV + 2e ⁻ → N^II redukce
3N^IV O₂ + 1H₂O → 1HN^V O₃ + 1N^IIO
tato reakce je disproporcionace – dusík se současně oxiduje i redukuje
nitrosloučeniny – sloučeniny M − NO₂

Kyselina dusičná

bezbarvá kapalina
koncentrovaná je 68%
ve světle se rozkládá (⇒ tmavé nádoby)
silná kyselina, jednosytná (má jeden vodík)
HNO₃ → H ⁺ + NO₃ ⁻ – elektrolytická disociace
téměř všechny molekuly jsou disociovány
silné oxidační činidlo (dusík má oxidační čislo V , což je jeho maximální oxidační číslo, dusík může své oxidační číslo pouze snižovat ⇒ může se redukovat ⇒ oxidační činidlo)
oxiduje téměř všechny kovy (kromě zlata, platiny, . . . )
při těchto reakcích většinou vznikají nitrózní plyny
Př. (nutno znát):
3Cu⁰ + 8HN^V O₃ (zředěná) → 3Cu^II(N^V O₃)₂ + 2N^IIO + 4H₂O
3Cu⁰ − 6e ⁻ → 3Cu^II oxidace
2N^V + 6e ⁻ → 2N^II redukce

Výroba kyseliny dusičné

• katalytická oxidace amoniaku:
  4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O
  
• oxidace NO na NO₂ vzdušným kyslíkem:
  2NO + O₂ → 2NO₂
  
• zavedení oxidu dusičitého do vody:
  3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO
  

Pasivace některých kovů koncentrovanou kyselinou dusičnou

pasivace – vytvoření ochranné vrstvy na povrchu látky, reakce dále neprobíhá
např. s Fe, Al
tuto vlastnost má pouze koncentrovaná kyselina dusičná

Nitrace

nitrace – reakce s nitrační směsí; vnesení skupiny NO₂ do molekuly organické sloučeniny

Xanthanoproteinové reakce

bílkovina +HNO₃ → žlutá

Užití kyseliny dusičné

výroba dusičnanů (⇒ hnojiva)
výroba výbušnin – nitroglycerin, TNT (trinitrotoluen), semtex

Fosfor

výskyt: volný (v přírodě se nevyskytuje), vázaný (fosforit, apatit – oba mají základ Ca₃(PO₄)₂), je to biogenní prvek (tj. vyskytuje se v kostech, zubech, DNA, RNA)

Alotropické modifikace

bílý fosfor, červený fosfor, černý fosfor

Bílý fosfor

struktura: čtyřatomové molekuly P₄, v jedné molekule jsou atomy P uspořádány do vrcholů čtyřstěnu; slabé vazby
bílá pevná látka
voskovitě měkký (lze krájet nožem)
velmi reaktivní (díky slabým vazbám)
na vzduchu samozápalný (od 34ºC) ⇒ uchovává se pod vodou
toxický
rozpustný v organických rozpouštědlech, nerozpustný ve vodě (proto se v ní může uchovávat)
hoření

• omezený přívod vzduchu: P₄ + 3O₂ → P₄O₆ – oxid fosforitý (dimer – dvě molekuly P₂O₃)
  
• neomezený přívod vzduchu: P₄ + 5O₂ → P₄O₁₀ – oxid fosforečný (dimer – dvě molekuly P₂O₅)
  

při reakci v inertní atmosféře (protože je jinak samozápalný) za vysoké teploty a tlaku z něj vzniká červený fosfor

Červený fosfor

struktura – dlouhé polymerní řetězce P_x
červená pevná látka
méně reaktivní než bílý fosfor
není toxický

Černý fosfor

struktura – vrstevnatá
černá látka
má podobné vlastnosti jako kovy – vede elektrický proud a teplo

Chemické vlastnosti

oxidační číslo: −III až V
netvoří vodíkové můstky

Užití

Červený fosfor

zápalky – na škrtátku – třením přechází červený fosfor na bílý

Bílý fosfor

výroba zbraní

Sloučeniny

• oxidy
• kyselina fosforečná

Oxidy

Oxid fosforitý

je kyselinotvorný, vzniká kyselina fosforitá
P₄O₆ – dimer dvou molekul P₂O₃

Oxid fosforečný

je kyselinotvorný, vzniká z něj kyselina fosforečná
P₄O₁₀ – dimer dvou molekul P₂O₅
P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄
vzniká spalováním bílého fosforu v dostatku kyslíku: P₄ + 5O₂ → P₄O₁₀
pohlcuje vzdušnou vlhkost – používá se jako náplň do exikátoru (nádoby, do které se dá věc, která se má vysušit)

Kyselina fosforečná

(kyselina trihydrogenfosforečná)
H₃PO₄

Technická kyselina fosforečná

nemusí být čistá
Výroba: apatit (Ca₃(PO₄)₂) +H₂SO₄
Užití: výroba hnojiv, fosfátování (povrchová antikorozní úprava kovů)

Čistá kyselina fosforečná

Výroba: P₄ → (spálení)   P₄O₁₀ → (H₂O)   H₃PO₄
Užití: potravinářství – okyselování nápojů, farmacie – inhibitor při rozkladu H₂O₂ (zpomaluje jeho rozklad na H₂O + O₂)
inhibitory – látky zpomalující chemickou reakci

Vlastnosti technické i čisté kyseliny fosforečné

pevná látka vrstevnaté struktury
slabá kyselina
H₃PO₄ → H ⁺ + H₂PO₄ ⁻
H₂PO₄ ⁻ → H ⁺ + HPO₄^{2 −}
HPO₄^{2 −} → H ⁺ + PO₄^{3 −}
je schopna odštěpit tři kationty vodíku (H ⁺ ) – je trojsytná
H₂PO₄ ⁻ a HPO₄^{2 −} – umí H ⁺ odštěpit, ale i přijmout – amfoterní charakter
jsou to pufry – látky tlumící kyselost
např. v lidském těle – když je vysoká kyselost (je hodně H ⁺ ), přijmou H ⁺ , když je nízká kyselost (málo H ⁺ ), odevzdávají H ⁺

Soli kyseliny fosforečné

(fosforečnany)

Fosforečnan vápenatý

Ca₃(PO₄)₂
hlavní součástí fosforitu a apatitu
používá se jako hnojivo, samotná ale není rozpustná ve vodě, musí se zpracovat:
Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄ už je rozpustný ve vodě, říká se mu také superfosfát

Trifosforečnan sodný

Na₅P₃O₁₀
používá se do prášků na praní
zabraňuje vzniku vodního kamene
ve vodě disociuje na Na₅^{5 +} a P₃O₁₀^{5 −}
tvrdost vody způsobují vápenaté kationty
P₃O₁₀^{5 −} na sebe tyto vápenaté kationty naváže ⇒ změkčení vody, menší riziko vzniku vodního kamene
eutrofizace vody – látka se dostává do odpadu, do řek, působí růst řas, řasy spotřebovávají kyslík ⇒ ve vodě je málo kyslíku pro ryby