Prvky 15. skupiny (dusík, fosfor)

Publikováno Romana Špačková

Prvky 15. skupiny (p3 prvky – V. A skupina)

  • N, P, As, Sb, Bi
  • konfigurace: ns2np3 → 5 valenčních elektronů
  • Dusík plyn ostatní pevné látky
  • N, P – nekovy, As, Sb – polokovy, Bi – kov
  • Nejčastější ox. čísla: N            -III, I, II, III, VI, V
    P             -III, III, V
    As           -III, III, V                              klesá elektronegativita
    Sb           III, V                                      klesá stabilita V, roste III
    Bi            III
  • Stabilizace:
    • a) +3e– → vznik N-III, P-III – energeticky nevýhodné, iontová vazba je slabá, převažuje kovalentní charakter
    • b) sdílením kovalentních vazeb: 1 trojná, 1 dvojná + 1 jednoduchá, 3 jednoduché

Dusík – N

1.      Výskyt

  • Volný – N2 78% v atmosféře
  • Vázaný
    • V org. sloučeninách (biogenní) – aminokyseliny, nukleové kyseliny
    • V anorg. sloučeninách – NaNO3 chilský ledek, NH3 amoniak – vzniká rozkladem bílkovin, dále vznikají omezeně N2O, NO, NO2

2.      Vlastnosti

  • Bezbarvý, bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě, nepodporuje hoření a dýchání, není jedovatý
  • N2 – stálá molekula, existuje ve všech skupenstvích jako N2
  • Inertní → využití jako ochranná atmosféra

3.      Reaktivita

  • S kyslíkem reaguje za teploty 2000 – 3000° C nebo v elektrickém oblouku
  • S vodíkem za vysokého tlaku v katalyzátoru:
  • S kovy za ↑t tvoří nitridy

4.      Příprava a získávání

  • Laboratorní příprava: tepelným rozkladem

pokus „sopka“

Průmyslová výroba: frakční destilací zkapalněného vzduchu ~ -196°C

  • Přepravuje se stlačený v tlakových lahvích (zelených) nebo zkapalněný v Dewarových nádobách


 

5.      Užití

  • Inertní atmosféry
  • Při výrobě kovů redukcí zabraňuje oxidaci kyslíkem
  • Výroba NH3, HNO3, hnojiv, výbušnin, plastů
  • Lékařství – vypalování bradavic

6.      Sloučeniny

–          Bezkyslíkaté

o   Amoniak NH3
  • Štiplavý, páchnoucí plyn, vzniká rozkladem bílkovinných látek, jedovatý
  • V těle vzniká při odbourávání bílkovin – zneškodnění – přeměna na močovinu
  • Výroba: přímá syntéza N2 a H2 za přítomnosti Fe, tlaku a teploty (Haber-Boschova syntéza)
  • příprava: NH4Cl + NaOH → NaCl + NH4OH + H2O
  • Snadno se zkapalňuje – obsahuje vodíkové vazby,
  • Dobře se rozpouští ve vodě – čpavková voda (NH3 + H2O → NH4+ + OH–)
  • NH3 reaguje zásaditě, NH4+ kysele
  • Nejdůležitější reakce: oxidace na NO (viz výroba HNO3 dále)
  • Užití: hnojivo, chladicí médium, výroba HNO3, barviv, léčiv
o   Amonné soli
  • Vznikají reakcí NH3 s kyselinami
  • Bílé krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě, těkavé (lehce); za vyšší teploty se rozkládají
  • NH4Cl – salmiak, suché články, pájení (spolu s kalafunou = tavidlo)
  • NH4NO3 – hnojivo, ledek amonno-vápenatý
  • (NH4)2CO3 – cukrářské droždí (amonium, zde kuchařský termín ne chemický)

–          Kyslíkaté

o   Oxidy dusíku
  • N2O – rajský plyn – užívaný k narkózám, způsobuje bezvědomí
  • NO – bezbarvý, snadno se oxiduje na NO2 , druhý krok při výrobě HNO3
  • NO2 – hnědočervený, toxický, vzniká oxidací NO nebo tepelným rozkladem dusičnanů
    jako nežádoucí produkt je obsažen v nitrózních plynech (NO + NO2 = NOx) ve výfukových plynech nebo spalovnách → kyselé deště
o   Kyseliny
HNO3
  • Vlastnosti: bezbarvá, silná, max. koncentrace 68 %, dýmavá – rozkládá se na světle – na NO2 + O2 + H2O (uchovává se v tmavých lahvích)
  • Koncentrovaná: má silné oxidační účinky, oxiduje ušlechtilé kovy (kromě Au a Pt, ty len lučavkou královskou, HCl : HNO3, 1 : 3)
    Fe, Al, Cr se v konc. HNO3 pasivují – vzniká ochranná vrstva oxidu
    Cu + 4HNO3(konc) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
  • Zředěná: převládají kyselé vlastnosti
    rozpouští neušlechtilé kovy za vzniku vodíku
    Zn + 2HNO3 → Zn(NO3)2 + H2↑
  • Výroba:
    výroba amoniaku: N2 +3H2  NH3
    katalytická oxidace na NO:         4NH3 + 5O2  4NO + 6H2O
    oxidace na NO2:                             NO + 1/2H2O NO2
    reakce s vodou:                              2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
  • 3HNO2 HNO3 + 2NO (zpět do výroby) + H2O
  • Soli: dusičnany – ledky, dobře rozpustné ve vodě, oxidační účinky (do střelného prachu)
    NaNO3 – chilský ledek
    KNO3 – draselný ledek
    NH4NO3 – amonný ledek
  • Použití: výroba hnojiv a výbušnin
  • HNO3 + bílkovina = XANTOPROTEINOVÁ REAKCE – důkaz bílkovin (žluté zbarvení)
HNO2
  • Nestálá kyselina
  • Použití: výroba barviv, reakce diazotace
  • Soli: dusitany, redukční činidla (samy oxidují na dusičnany)

Fosfor – P

1.      Výskyt

  • Volný se nevyskytuje
  • Vázaný: apatity (minerály na bázi fosforečnanů)
    biogenní prvek (kosti, zuby, DNA, RNA)

2.      Vlastnosti

  • Pevná, látka, nekov
  • 3 krystalové modifikace:
    • Bílý fosfor – P4 (čtyřstěn)
      • Nejreaktivnější, nestálý, samozápalný
        (uchovává se pod vodou)
      • Prudce jedovatý
      • Měkký, nerozpustný ve vodě, rozpustný v sirouhlíku a benzenu
      • Páry fosforeskují (pomalá oxidace)
      • využití: samozápalné bomby, jed na krysy
    • Červený fosfor – vzniká zahřátím bílého (270°C) bez přístupu vzduchu
      • Amorfní, stálý, nejedovatý, fialovočervený prášek
      • Nereaktivní, nesvětélkuje, nerozpustný ve vodě ani organických rozpouštědlech
      • Využití: výroba zápalek
        škrtátko – červený P + MnO2 + skelný prach
        hlavička – Sb2S3 + KClO3
    • Černý fosfor (kovový) – vzniká zahřátím bílého fosforu (380°C) + Hg
      • Vrstevnatá polymerní struktura, připomínající grafit
      • Nejméně reaktivní, tepelně i elektricky vodivý
      • Nerozpustný ve vodě a v rozpouštědlech, nejedovatý

3.      Výroba fosforu

  • Redukce fosforečnanů pískem a koksem v elektrické peci

4.      Sloučeniny

–          Bezkyslíkaté

  • PH3 – fosfan jedovatý, zapáchající
  • Fosfidy: kov + fosfor: Ca3P2, Zn3P2, AlP

–          Kyslíkaté

Oxidy
  • P4O6 – dimerní, při spalování P4 při nedostatku kyslíku
  • P4O10 – dimerní, z P4,dostatek kyslíku
    Pevná bílá látka, silně hygroskopická (= váže vodní páry => vysušuje plyny)
Kyseliny
  • H3PO4
  • Nemá oxidační vlastnosti
  • Středně silná, bezbarvá krystalická látka
  • Většinu kovů nerozpouští, protože se ve zředěné kyselině fosforečné vytváří na jejich povrchu vrstva nerozpustných fosforečnanů → ochrana kovů před korozí
  • Využití – potravinářství: okyselování nápojů, konzervant (coca-cola)
Soli od H3PO4
  • 3 řady solí: (H2PO4)–, (HPO4)-2, (PO4)-3
  • Ve vodě rozpustné: (H2PO4)– s prvky I.A a II.A
    (HPO4)-2 a (PO4)-3s prvky I.A a s NH4+
    ostatní nerozpustné
  • Využití:
    • Fosforečnany – v potravinách, změkčovadla, při výrobě léčiv
    • Průmyslová hnojiva

Arsen – As

  • 4 alotropické modifikace, polokov
  • As4O6 – arzenik, otrušík, utrejch
    bílá, krystalická látka, bez chuti a zápachu, rozpustná ve vodě
    prudký jed, nedokazatelný až do 1. pol. 19. st., kdy byla vyvinuta Marshova zkouška

Dusíkatá a fosforečná hnojiva

1.     Dusíkatá hnojiva

  • Ledky – NaNO3, KNO3, NH4NO3, Ca(NO3)2
  • (NH4)2SO4, NH3, močovina NH2CONH2

2.     Fosforečná hnojiva

  • Příprava: rozkladem přírodních fosforečnanů – apatitů a fosforitů
  • Vzniká Ca3(PO4)2 – ve vodě nerozpustný, působením H2SO4 se převádí na
    Ca(H2PO4)2 + CaSO4 . 2H2O → superfosfát

3.     Kombinovaná hnojiva

  • NPK – trojsložková, obsahují sloučeniny dusíku, fosforu a draslíku ve vhodných poměrech

 

Přehnojování – nezpracované dusičnany zůstávají v rostlině (např. u zeleniny), nebo prosakují do spodních vod → v lidském těle se pak přeměňují na škodlivé dusitany