Chalkogeny Chalkogenvodíky •H2O, H2S, H2Se, H2Te • •- lomené molekuly, s výjímkou H2O plyny, snadno zkapalnitelné, jedovaté, nepříjemně páchnoucí • •Oxidoredukční i tepelná stálost klesá od H2O k H2Te: - • - z H2O lze uvolnit O2 pouze nejsilnějšími ox. činidly: • F2+ H2O ® 2 HF + 1/2 O2 • • - ostatní chalkogenvodíky se chovají jako reduk. činidla: • H2S + 3/2 O2 ® H2O + SO2 (hoření v nadbytku O2) • H2S + 1/2 O2 ® S + H2O (ve vodném roztoku) •H2S, H2Se a H2Te • •- dobře se rozpouštějí ve vodě, tvoří slabé až středně silné dvojsytné kyseliny •- disociace odstupňována, roste s velikostí atomu chalkogenu (H2S ® H2Te) •- body tání a varu rostou od H2S k H2Te •- u vody b.v. a b.t. značně zvýšeny tvorbou vodíkových vazeb • b.v.: b.t.: •H2O 100 0C 0 0C •H2S - 60 0C -86 0C •H2Se - 42 0C -60 0C •H2Te - 2 0C -51 0C • Výsledek obrázku pro chalcogenides hydrides bond •Voda H2O • •= jedna z nejdůležitějších látek pro existenci života na Zemi. Za normální teploty a tlaku je to bezbarvá, čirá kapalina bez zápachu, v silnější vrstvě namodralá. • •- lomená molekula, vazebný úhel 1050, nejběžnější polární rozpouštědlo •- vzhledem k existenci vodíkových vazeb nezvyklé vlastnosti: zvýšený bod tání a bod varu. • Výsledek obrázku pro voda molekula Výsledek obrázku pro voda molekula Výsledek obrázku pro voda molekula Struktura ledu “otevřená struktura ledu” ® led má nižší hustotu než voda Led Výsledek obrázku pro ice structure Výsledek obrázku pro ice structure Hydráty a aquakomplexy Výsledek obrázku pro copper sulphate anhydrous https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/6/67/Copper%28II%29-sulfate-3D-vdW.png/800px-C opper%28II%29-sulfate-3D-vdW.png Hydráty jsou soli, v jejichž krystalech jsou zabudovány molekuly vody. Vlastnosti hydrátů solí se liší od jejich bezvodých solí. Aquakomplexy jsou koordinační sloučeniny obsahující ion přechodného kovu pouze s vodou jako ligandem. Hydrátové klathráty Některé nízkomolekulární plyny, včetně O2, H2, N2, CO2, CH4, H2S, Ar, Kr, Xe, některé vyšší uhlovodíky a freony, tvoří hydráty za vhodných teplot a tlaků. Výsledek obrázku pro helium clathrate Hydrát helia https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/91/Ne-water_clathrate.png/800px-Ne-water_cla thrate.png https://markforeman.files.wordpress.com/2011/10/central-part-of-the-cell-of-the-xenon-water-clathra te.png?w=468&h=433 Hydrát xenonu Hydrát neonu Hydráty methanu https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/6/60/Gashydrat_mit_Struktur.jpg https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/03/Burning_hydrate_inlay_US_Office_Naval_Research. jpg SouvisejÃcà obrázek Gas hydrate structure Metan hydrát (CH4 • 5.75 H2O) je tuhá bílá látka skládající se z krystalické vody, která obsahuje methan. Metan hydrát byl objeven pod sedimenty na dně moří. Předpokládá se, že metan hydrát vzniká uvolňováním metanu ze zemského jádra, který stoupá zlomy v zemské kůře a v místech, kde se smísí s chladnou vodou moře je uzavřen do krystalů. V poslední době se některé země pokoušejí tuto látku těžit za účelem zisku spalitelného plynu. • •Vody přírodní - "měkké" či "tvrdé" podle koncentrace rozpuštěných látek •Tvrdost přechodná - způsobena Ca(HCO3)2, dá se odstranit varem: • Ca(HCO3)2 ® CaCO3 + H2O + CO2 •Tvrdost trvalá - způsobena omezeně rozpustným CaSO4 . K potlačení důsledků tvrdosti vody slouží změkčovadla (např. soda či fosforečnan): • Ca(HCO3)2 + Na2CO3 ® CaCO3 + 2 NaHCO3 • CaSO4 + Na2CO3 ® CaCO3 + Na2SO4 Způsoby čištění vody: nejběžnější je destilace - odstranění anorg. solí (málo těkavé), org. sloučeniny zčásti přecházejí do destilované vody, z níž se odstraňují: a) přídavkem aktivního uhlí; poté nutno znovu destilovat k odstranění iontů kovů uvolněných do vody z aktivního uhlí b) přídavkem ox. činidla (např. H2O2) a ozařováním do úplného rozložení přidaného ox. činidla, poté opět destilace. Dříve hojně používaný přídavek KMnO4 zvyšuje koncentrace manganu v destilované vodě a proto se již příliš neužívá. Fyzikální vlastnosti vody https://forum.tzb-info.cz/docu/diskuze/1131/113183/0002001.png Anomálie vody Výsledek obrázku pro water anomaly Water Density Equation SouvisejÃcà obrázek Zahříváme-li vodu z 0°C na 4°C, zmenšuje se její objem a její hustota roste. Ve 4°C voda dosahuje max. hustoty 1000 kg na kubický metr. Teprve od teploty 4°C výše se objem vody zvětšuje a hustota se zmenšuje. Tato odlišná závislost teploty a hustoty vody v porovnání s ostatními kapalinami je anomálie vody. Parní stroj Výsledek obrázku pro parnà stroj je pístový tepelný stroj, spalovací motor s vnějším spalováním, přeměňující tepelnou energii vodní páry na energii mechanickou, nejčastěji na rotační pohyb. Účinnost parního stroje je poměrně malá. Výsledek obrázku pro steam machine water heating Oxidy Oxidy tvoří všechny prvky s výjimkou lehkých vzácných plynů 1)Reakcí prvků s kyslíkem 4 Li + O2 ® 2 Li2O S + O2 ® SO2 2) Termickým rozkladem NH4NO3 ® N2O + 2 H2O CaCO3 ® CaO + CO2 3) Dehydatací 2 HIO3 ® I2O5 + H2O 4) Redukcí vyššího oxidu Fe2O3 + CO ® 2 FeO + CO2 5) Hydrolýzou XeF6 + 3 H2O ® XeO3 + 6 HF Oxidy Iontové oxidy – pevné, malá těkavost, silná bazicita Např. Li2O, MgO, CaO, Cr2O3, α-La2O3 Kovalentní oxidy – plynné, kapalné, pevné, acidobazicky indiferentní až kyselé Izolované molekuly: CO, CO2, P4O10, SO2, ClO2, Mn2O7, OsO4 Polymerní lineární: HgO, SnO2 Polymerní řetězovitá: CrO3 Polymerní vrstevnatá: SnO, α-PbO Polymerní prostorová:Cu2O, α-Al2O3 Výsledek obrázku pro acidity periodic table trend SouvisejÃcà obrázek Acidobazické chování oxidů s atomovým číslem vzrůstá ve skupinách zásadotvorný/zásaditý charakter oxidů, hydroxidů, oxokyselin a klesá v periodách. Hydroxidy Skupina či látka Možnosti výroby Alkalické kovy 1)Reakcí s vodou (vzniká vodík, velice exotermní reakce, větší kousky mohou explodovat!) 2)Reakce oxidu s vodou (rovněž exotermní, probíhá i se vzdušnou vlhkostí) Amoniak 1)Reakce s vodou 2)Reakce amonné soli s hydroxidem alkalických kovů (zejména s hydroxidem sodným) Kovy alkalických zemin 1)Reakce s vodou 2)Reakce oxidu s vodou (exotermní, příklad je zejména hašení vápna) 3)Reakce sloučeniny daného kovu s hydroxidem alkalických zemin (zejména s hydroxidem sodným) Přechodné kovy a kovy 1)Reakce oxidu kovu s vodou 2)Reakce kovu s vodou za přístupu kyslíku (vzniká oxid, dále probíhá reakce, viz bod 1.) 3)Reakce sloučeniny kovu s hydroxidem sodným Reakce s kyselinami (neutralizace) NaOH + HCl → NaCl + H2O 2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O Reakce s oxidy nekovů a polokovů 2 NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O Zahřívání na vysokou teplotu Mg(OH)2 —t→ MgO + H2O Čisté hydroxidy alkalických kovů jsou tedy schopné reagovat i se sklem. Reakce probíhá docela pomalu, rychleji probíhá s roztaveným hydroxidem. Proto se hydroxidy musí skladovat v plastových lahvích. 2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H2O Většina hydroxidů je ve vodě nerozpustná, výjimkou jsou hydroxidy alkalických kovů, hydroxid amonný, barnatý, strontnatý a thallný. Rozpouštění hydroxidů ve vodě je exotermní děj, tedy se uvolňuje teplo, avšak molekula zůstane nezměněná, čehož se využívá při čištění odpadů hydroxidem sodným. Většina hydroxidů je hygroskopická. Existuje několik nerostů, které jsou hydroxidy. Jejich vzorce jsou však zapisovány jako hydratované oxidy. Příkladem je zejména limonit (Fe2O3·nH2O či Fe(OH)3), či bauxit (Al2O3·nH2O či Al(OH)3). V běžném životě se můžeme setkat s hydroxidy jakožto s železnou rzí. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/a/a4/Rust_on_iron.jpg/220px-Rust_on_iron.jpg Hydroxid vápenatý, též známý jako hašené vápno, průmyslově se vyrábí reakcí páleného vápna, tedy oxidu vápenatého, s vodou, dle rovnice: CaO + H2O → Ca(OH)2 Jakožto vápno se využívá ve stavebnictví. Při tuhnutí reaguje se vzdušným oxidem uhličitým, dle rovnice: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O Hydroxid sodný je chemická látka, která se používá na pročištění ucpaného odpadního potrubí. Hojně se využívá v organické i anorganické chemii. Hydroxid hořečnatý se používá jako antacid, tedy při neutralizaci překyseleného žaludku. Hydroxid lithný se používá k odstraňování oxidu uhličitého ze vzduchu nebo jiných plynů (např. na kosmických lodích). 2 LiOH·H2O + CO2 → Li2CO3 + 3 H2O 2LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O Využívá se také jako médium pro přenos tepla, jako elektrolyt v bateriích a jako katalyzátor pro polymeraci, při výrobě keramických materiálů a sloučenin lithia, zejména stearátu lithného (součást plastických maziv díky jeho odolnosti vůči vodě a vysokým i nízkým teplotám). Hydroxid lithný izotopicky obohacený o 7Li se používá pro alkalizaci chladicího média v tlakových vodou chlazených jaderných reaktorech (zvyšuje odolnost proti korozi). •Peroxid vodíku H2O2 • •- světle modrá, sirupovitá, vysoce polární kapalina, neomezeně mísitelná s vodou • •-rozpustný též v polárních org. rozpouštědlech (např. Et2O) • •- jako rozpouštědlo je H2O2 nevhodný, snadno se rozkládá: • a) za katal. účinku stop těžkých kovů na H2O a O2: • H2O2 ® H2O + 1/2 O2 • b) za přítom. iontů přechod. kovů probíhá Fentonova reakce: • H2O2 + Fe2+ ® Fe3+ + OH. + OH- • c) UV světlem se homolyticky rozkládá: • H2O2 + hv ® 2 OH. Výsledek obrázku pro peroxid vodÃku •H2O2 může působit jako mírné oxidační nebo redukční činidlo: • a) oxidační činidlo (H2O2 se redukuje na H2O): • H2O2 + 2H+ + 2e- ® 2 H2O • PbS + 4 H2O2 ® PbSO4 + 4 H2O • b) reduk.činidlo (H2O2 se oxiduje na O2): • H2O2 ® O2 + 2H+ + 2e- • Cl2 + H2O2 ® 2 HCl + O2 • •Příprava H2O2: • BaO2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + H2O2 • H2S2O8 + H2O ® H2SO5 + H2SO4 • H2SO5 + H2O ® H2O2 + H2SO4 •z reakčních produktů se oddělí destilací za vakua • • • Použití H2O2: - k bělení vlny, hedvábí, peří, vlasů, desinfekční prostředek, ox.činidlo, chemoluminiscenční detekce (těžkých kovů, stop krve, apod.) Výroba H2O2 Výsledek obrázku pro anthrachinon h2o2 Výsledek obrázku pro peroxodisulfuric acid h2o2 Oxidace 9,10-dihydoxyanthacenu Hydrolýza kys. peroxodisírové 24 Využití H2O2 v chemiluminiscenčních reakcích Obsah obrázku zvíře, hmyz, kreslení, kolo Popis byl vytvořen automaticky ΔH = -204 kJ/mol Prskavec (Brachinus), brouk z čeledi Carabidae, u nás je kriticky ohrožený. Obsah obrázku hmyz, zvíře, pes, malé Popis byl vytvořen automaticky Jako obranný mechanismus používá směs hydrochinonu a peroxidu vodíku: Peroxidy O22- vznikají při hoření alkalických kovů nebo kovů alkalických zemin ve vzduchu nebo kyslíku. Peroxidový iont obsahuje o dva elektrony více než molekula kyslíku. Tyto dva elektrony, doplňují dva π* antivazebné orbitaly což vede k oslabení vazeb peroxidového iontu a větší délku vazby O-O . Peroxidový iont je diamagnetický. Peroxidy Ca, Sr, Ba jsou iontové, peroxidy Mg, lanthanoidů a UO2 (uranylu) mají přechodný charakter, peroxidy např. Zn, Cd a Hg jsou v zásadě kovalentní. Peroxidy jsou silnými oxidačními činidly a obvykle jsou poměrně nestabilní. Iontové peroxidy reagují s vodou a zředěnými kyselinami za tvorby peroxidu vodíku. Organické sloučeniny jsou oxidovány na uhličitany, a to i za normálních teplot. Peroxid sodný silně oxiduje kovy, např. železo. Peroxid barnatý BaO2 se používá v pyrotechnice a značkovací munici, dříve se používal při výrobě peroxidu vodíku. Peroxid sodný Na2O2 je pevná, hygroskopická látka, nachází uplatnění jako velmi energetické oxidační činidlo a používá k pohlcování oxidu uhličitého a jako regenerátor kyslíku (např. v ponorkách) 2 Na2O2 + 2 CO2 → 2 Na2CO3 + O2 Superoxidy (hyperoxidy) O2- S jedním nepárovým elektronem je superoxidový ion volným radikálem, který má paramagnetické vlastnosti jako kyslík O2 Soli CsO2, RbO2, KO2, a NaO2 jsou připravovány řízenou reakcí O2 s daným alkalickým kovem. Alkalické soli O2− jsou oranžovo-žluté a málo stálé, proto se musí uchovávat v suchu. Při rozpouštění ve vodě O2− probíhá reakce velmi bouřlivě za vzniku peroxidu, hydroxidových anionů a vzdušného kyslíku: 2 O2− + 2 H2O → O2 + H2O2 + 2 OH− Soli se při zahřátí rozpadají na vzdušný kyslík a peroxid daného kovu: 2 NaO2 → Na2O2 + O2 Tato reakce se používá raketoplánech a ponorkách. Tento způsob generování kyslíku se používá také v dýchacích přístrojích pro hasiče. Výsledek obrázku pro superoxid Ozonidy O3- jsou binární (dvouprvkové) sloučeniny kyslíku s elektropozitivními prvky. Ve své struktuře obsahují ozonidový anion O3−. Struktura ozonidového aniontu je shodná se strukturou ozonu, ale navíc obsahují jeden elektron, který je umístěn do delokalizovaného protivazebného orbitalu. Ozonidy vznikají reakcí K, Rb a Cs s ozonem, nebo reakcí alkalických hydroxidů s ozonem. Ozonidy Li a Na jsou extémně nestabilní. Iontové ozonidy byly zkoumány souvislosti s chemickými generátory kyslíku. Výsledek obrázku pro ozonide Výsledek obrázku pro peroxide ion •Peroxidy: • látky obsahující peroxidickou skupinu O22- (-O-O-), tvoří je alk. kovy a kovy alk. zemin. •- peroxidy ve vodě hydrolyzují: • Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2 •Příprava: • 1) Neutralizací H2O2 hydroxidy • 2) Přímou reakcí: 2Na + O2 ® Na2O2 (nažloutlý prášek) • •Peroxosloučeniny: • - obecně látky, včetně organických, které mají ve své struktuře motiv • -O-O- (atomy kyslíku v ox. stupni -I) • •Superoxidy (hyperoxidy): • - sloučeniny s aniontem O2-, účinná ox. činidla (používaný je KO2) • - připravují se působením O2 na těžké alk. kovy (K, Rb, Cs) • OH radikály SouvisejÃcà obrázek Electron structures of common reactive oxygen species. Fe2+ + H2O2 → Fe3+ + OH· + OH− OH radikály Fentonova reakce Výsledek obrázku pro Fenton Reaction Výsledek obrázku pro Fenton Reaction Reaktivní formy kyslíku (ROS, Reactive Oxygen Species) jsou součástí mnoha patologických, ale i fyziologických a biochemických pochodů. Volné kyslíkové radikály Látky, které nejsou volnými radikály Superoxid (•O2−) Peroxid vodíku (H2O2) Hydroxylový radikál (HO•) Kyselina chlorná (HClO) Peroxyl (ROO•) Ozon (O3) Hydroperoxyl (•HO2) Singletový kyslík (1O2) Nejčastěji jsou reaktivními formami tzv. volné radikály (chemická entita která má ve vnější sféře svého elektronového obalu alespoň jeden nespárovaný elektron). To způsobuje její relativně vysokou reaktivitu, ale zároveň je schopna samostatné existence. Reaktivní formy mohou reagovat s mastnými kyselinami, lipidy, aminokyselinami, proteiny, mono a polynukleotidy (NK), s řadou nízkomolekulárních metabolitů, s koenzymy atd. Tyto reakce narušují struktury daných sloučenin, čímž způsobují patologie. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f8/Major_cellular_sources_of_Reactive_Oxygen_Speci es_in_living_cells.jpg Sulfan a polysulfany •Sulfan (sirovodík) H2S (sopečné plyny, minerál. prameny), • - bezbarvý, vysoce jedovatý plyn, páchnoucí po zkažených vejcích, ve vodě rozpustný - tzv. sirovodíková voda • - kyselá reakce • - ve vodném roztoku se vzdušným kyslíkem pomalu oxiduje: • 2 H2S + O2 ® 2 H2O + 2 S • - zapálen na vzduchu hoří (směs sulfanu a vzduchu je výbušná): • 2 H2S + 3 O2 ® 2 H2O + 2 SO2 • - sulfan je redukčním činidlem, např.: • 3 H2S + 2 HNO3 ® 2 NO + 3 S + 4 H2O •Reakcí S se sulfidy vznikají polysulfidy • (NH4)2S + x S ® (NH4)2Sx+1 x = 2-5 •Příprava: • - rozkladem sulfidu v Kippově přístroji, nejčastěji: • FeS + 2 HCl ® FeCl2 + H2S •Použití: • - k výrobě síry, H2SO4, srážení těžkých kovů • • •Polysulfany: • - vyšší hydridy síry typu H2Sn (n=2-8) • - ostatní chalkogeny netvoří analogické sloučeniny. • - řetězovité molekuly H-S-.......-S-H (většinou žluté kapaliny) • •Příprava: • 1) rozkladem polysulfidů kyselinami: • Na2Sn + 2 HCl ® 2 NaCl + H2Sn • 2) reakcí halogensulfanů s H2S: • SnCl2 + 2 H2S ® 2 HCl + H2Sn+2 • - nestálé látky: • x H2Sm ® y H2S + z H2Sn • H2Sn ®H2S + (n-1) S • Halogenidy chalkogenů •A) Fluoridy kyslíku • - ze všech halogenů jen fluor elektronegativnější než kyslík, proto existují jen fluoridy kyslíku • OF2 - difluorid kyslíku, jediná stálá slouč. za lab.teploty • - žlutý jedovatý plyn, silně ox. účinky, vodou se rozkládá: OF2+H2O ® O2 + 2 HF •B) Halogenidy S, Se, Te • - z fluoridů síry je důležitý: • SF6 - neobyčejně stálý, nepolární, inertní plyn (stabilní oktaedr) • Příprava: 3F2+SO2 ® SF6 + O2 • SF4 - jedovatý plyn, na rozdíl od SF6 velmi reaktivní, fluorační činidlo, snadno hydrolyzuje: • SF4 + 2 H2O ® 4 HF + SO2 •Příprava: 3 SCl2 + 4 NaF® 4 NaCl + S2Cl2 + SF4 • Výsledek obrázku pro sf6 Výsledek obrázku pro sF4 • -z ostatních halogenidů síry důležitý • •S2Cl2 ( Cl-S-S-Cl) • - vzniká chlorováním roztavené síry • -žlutá páchnoucí kapalina, snadno rozpouští síru za vzniku dichlor-polysulfanů: • Cl-S2-Cl + nS ® Cl-S-Sn-S-Cl • • • • •Halogenidy ostatních chalkogenů nevýznamné Výsledek obrázku pro s2Cl2 Sulfidy a polysulfidy •Sulfidy - soli monosulfanu •Polysulfidy - soli polysulfanu • •A) Iontové sulfidy a polysulfidy • - soli s anionty S2-, HS- a Sn2- • - tvoří jen nejelektropoz. prvky (alk. kovy a kovy alk. zemin) • - jediné sulfidy, které jsou dobře rozpustné v H2O •Příprava sulfidů: • -neutralizací roztoků hydroxidů: • NaOH + H2S ® NaHS + H2O • NaHS + NaOH ® Na2S + H2O • • - syntézou z prvků Hg + S ® HgS • Fe + S ® FeS • 2 H + S ® H2S • •Příprava polysulfidů: • •Varem sulfidů se sírou: • S2- + nS ® Sn+12- (žluté roztoky) • - okyselením sulfidů vzniká H2S: • Na2S + 2 HCl ® 2 NaCl + H2S • - okyselením polysulfidů vzniká polysulfan nebo H2S a S: • Na2Sn + 2 HCl ® 2 NaCl + H2S + (n-1) S • - ve vodných roztocích reagují iontové sulfidy alkalicky v důsledku hydrolýzy: • S2- + H2O = HS- + OH- • HS- + H2O = H2S + OH- Výsledek obrázku pro polysulfid -reakce H2S s kovy 2 Ag + H2S ® Ag2S + H2 - -srážení H2S 2 Ag+ + H2S ® Ag2S + 2 H+ - redukce síranů BaSO4 + 4 C ® BaS + 4 CO •B) Sulfidy přechodných a méně elektropozitivních kovů •- většinou nerozpustné v H2O, nehydrolyzují, netvoří hydrogensulfidy •- vznikají na základě srážecích reakcí (roztok rozpustné soli přísluš.kovu + roztok sulfidu nebo sulfan) •- většinou černé, některé charakteristicky barevné •- různě rozpustné v kyselinách •- některé (např. SnS2, As2S5, As2S3, Sb2S3, Sb2S5) se rozpouštějí v roztocích iont. sulfidů za vzniku thio-solí: • As2S3 + 3S2- ® 2 [AsS3]3- • Realgar α-As4S4 – je červený jednoklonný minerál. Během času se může přeměnit na žlutý pararealgar (β-As4S4). Obsah obrázku dort, interiér, červená, vsedě Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku hračka, malé, displej, kytice Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku interiér, míč, hračka, přehrávání Popis byl vytvořen automaticky realgar pararealgar Obsah obrázku houba, pizza, černá, jídlo Popis byl vytvořen automaticky •Srážecí reakce, barevnost sulfidů a rozpustnost v iontových sulfidech je využíváno v analytické chemii k určování těžkých kovů. • • • • • • • • • • • Auripigment As2S3 (sulfid arzenitý), je jednoklonný minerál, dříve používaný jako žlutý/oranžový pigment (jedovatý). Obsah obrázku jídlo, kousek, vsedě, talíř Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku snímek obrazovky, telefon Popis byl vytvořen automaticky Některé sulfidy lze získat přímou syntézou. Často mají nestechiometrické složení a chovají se jako slitiny či polokovy. Obsah obrázku interiér, míč, velké, kytice Popis byl vytvořen automaticky Ultramarín – Na8[SiAlO4]6.(S3)2 Obsah obrázku vsedě, stůl Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku interiér, oblečení, vsedě, modrá Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku osoba, žena, hledání, nošení Popis byl vytvořen automaticky = modrý pigment, aluminosilikátový zeolit se sodalitovou strukturou. Sodalit je tvořen vzájemně spojenými aluminosilikátovými strukturami, z nichž některé obsahují polysulfidy (Sn x−), které jsou zde nositeli barevnosti (chromofory). Negativní náboj polysulfidů je kompenzován Na+ ionty. Selenidy - selenidy jsou analogické sulfidům, mají větší sklon k nestechiometrickým sloučeninám. Selen vytváří také polyselenidy: 2 Na + n Se → Na2Sen Na2Sen + 2 R4NCl → (R4N)2Sen + 2 NaCl Které se na vzduchu se rozkládají Sen2− + 2 H+ + ​1⁄2 O2 → n Se + H2O Selenidy se uplatňují např. v polovodičové technice (N-polovodiče), výrobě paměťových médií (chalkogenidová skla), apod. Selenidové kvantové tečky polovodičové nanočástice (zejm. CdSe, částice o rozměrech několik nm) jejichž optické a elektronické vlastnosti se liší od velkých částic vlivem uplatnění kvantových jevů. Telluridy - analogické sulfidům a selenidům, větší sklon k nestechiometrickým sloučeninám. Tellur nevytváří jednoduché polytelluridy, jsou známy polytelluridy s více kationty, např. KCuCeTe4, RbCuCeTe4, aj. Od telluru jsou odvozeny organické telluridy s Te2-, např. dimethyl tellurid: 2 CH3I + Na2Te → (CH3)2Te + 2 NaI Telluridy se uplatňují např. v polovodičové technice (N-polovodiče), výrobě paměťových médií (chalkogenidová skla), apod. CdTe se používá ve fotovoltaice. PbTe a Bi2Te3 mají zajímavé termoelektrické vlastnosti. Mnoho telluridů se v přírodě vyskytuje jako minerály. Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Jsou to zejména telluridy zlata, např. calaverit (AuTe2), krennerit a sylvanit (AgAuTe4). Hydrotermálními procesy vzniká z těchto minerálů elementární zlato. Oxosloučeniny chalkogenů •Oxosloučeniny síry: • • - z oxidů praktický význam SO2 a SO3 •SO2 • -bezbarvý, štiplavý, snadno zkapalnitelný plyn • -lomený tvar molekuly s násobnými vazbami • - silné redukční činidlo • Příprava: • 1) NaHSO3 + H2SO4 ® SO2 + NaHSO4 + H2O • 2) S + O2 ® SO2 • 3) 2 H2SO4 + Cu ® CuSO4 + 2 H2O + SO2 • 4) 2 H2S + 3O2 ® 2 H2O + 2 SO2 • 5) 4 FeS2 + 11 O2 ® 2 Fe2O3 + 8 SO2 průmyslová metoda Výsledek obrázku pro so2 •Použití: • k výrobě H2SO4, siřičitanů apod., bělící prostředek (reduk. účinky), náplň chladících zařízení (velké vypařovací teplo), • - kapalný jako ionizující nevodné rozpouštědlo • -dobře rozpustný v H2O, anhydridem H2SO3 • - ve vodných roztocích rovnováha: • SO2.xH2O ↔ HSO3- + H3O+ + (x-2) H2O • • H2SO3 - není známa v bezvodém stavu, pouze roztoky • - slabá dvojsytná kyselina, 2 řady solí: • •siřičitany MI2SO3 a hydrogensiřičitany MIHSO3 • - soli vznikají neutralizací vodných roztoků např.hydroxidy • - při velkém nadbytku SO2 mohou vznikat také • •disiřičitany MI2S2O5 (vazba S-S v struktuře) • • Výsledek obrázku pro disiÅ™iÄ�itan Výsledek obrázku pro h2SO3 •- siřičitany díky hydrolýze reagují alkalicky: • SO32- + H2O ↔ HSO3- + OH- •- siřičitany silně elektropozitivních prvků rozpustné ve vodě, siřičitany přechodných kovů jsou nerozpustné. •H2SO3, siřičitany a disiřičitany jsou podobně jako SO2 redukční činidla • • •SOCl2 (chlorid thionylu) - formálně dichlorid kys.siřičité • - vzniká chlorací SO2: • PCl5 + SO2 ® SOCl2 + POCl3 • - bezbarvá kapalina, rozkládá se vodou: • SOCl2 + H2O ® SO2 + 2HCl • Model sloučeniny SO2 ve víně SO2 hraje důležitou roli v technologii vína, v němž se vyskytuje ve 3 formách: H2O + SO2 ↔ H+ + HSO3- ↔ 2H+ + SO32- Přičemž je zčásti volný (SO2, hydrogensiřičitany, siřičitany) a zčásti jako siřičitan vázaný na cukry, aldehydy a fenolické sloučeniny. Volný SO2, hydrogensiřičitany, siřičitany jsou potlačují mikroorganismy a oxidaci. 1. antibakteriální účinky - omezuje růst bakterií mléčného, jablečného a octového kvašení a také „divokých“ kvasinek. Vinné kvasinky se vůči SO2 vyznačují zvýšenou rezistencí, nicméně SO2 využívají vinaři i tehdy, je-li potřeba ihned ukončit alkoholové kvašení. 2. antioxidační (protialdehydické) účinky (stabilizátor) - chrání ovocné aroma vína a zabraňuje hnědnutí. HSO3- ionty se vážou na volné aldehydy, které mají nepříjemný zápach a ve vyšších koncentracích způsobují zvětranou a štiplavou příchuť vína. Chemickým vyvázáním acetaldehydů vzniká pachově neutrální sloučenina. Potlačuje hnědnutí blokováním reaktivních karbonylových skupin některých sloučenin (tj. tzv. Maillardovu reakci - neenzymatické hnědnutí) nebo inhibicí enzymatické oxidace fenolických složek fenol-oxidázou (enzymatické hnědnutí). Kyselý déšť Obsah obrázku budova, zvíře, skála, kámen Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku exteriér, rostlina, strom, tráva Popis byl vytvořen automaticky Jakmile se oxidy rozptýlí do atmosféry, reagují s vodou za tvorby sirných a dusíkatých kyselin, které padají na zem ve formě deště. Z tohoto důvodu jsou zejm. tepelné elektrárny vybaveny odsiřovacím zařízením. Kyselý déšť je způsoben oxidy síry pocházejícími ze sopečné činnosti a spalování fosilních paliv, případně též oxidy dusíku z automobilových exhalací. Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Odsíření se využívá v uhelných elektrárnách, kde je využívána mokrá vápencová vypírka v odsiřovací komoře pro zachytávání oxidu siřičitého. CaO + H2O → Ca(OH)2 SO2 + Ca(OH)2 → CaSO3 + H2O SO2 +Ca(OH)2 + 1/2 O2 → CaSO4 + H2O SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O Obsah obrázku kouř, vlak, pára, příchod Popis byl vytvořen automaticky Odsiřování 54 •SO3 •- bezbarvá látka, za norm. tlaku přechází v husté bílé páry, přechovává se v ampulích (pod tlakem svých par je za lab. teploty krystalický) •- s H2O reaguje silně exotermicky (až explozivně) za vzniku H2SO4, -páry SO3 se obtížně pohlcují v H2O (kondenzace vzdušné vlhkosti na částicích SO3), proto je lépe rozpouštět SO3 v H2SO4 - - •Příprava: •1) dehydratací H2SO4: • H2SO4 + P2O5 ® SO3 + 2 HPO3 •2) tepelným rozkladem hydrogensíranů či disíranů alk. kovů: • 2 NaHSO4 ® H2O + Na2S2O7 • Na2S2O7 ® Na2SO4 + SO3 •3) destilací dýmavé H2SO4: • H2S2O7 ®H2SO4 + SO3 •Použití: • - k přípravě kys. chlorosírové a fluorosírové •H2SO4: •- nejdůležitější minerální kyselina •- bezbarvá, těžká, viskózní kapalina •- tuhne při 100C -mísitelná s vodou v každém poměru -(reakce silně exotermická) • vzniklé hydráty kapalné za lab. teploty •- hygroskopická (používá se jako sušidlo) •- org. látky (papír, oděv atd.) při styku s kyselinou uhelnatění v důsledku dehydratace -rozpouští SO3 za vzniku H2S2O7 (krystal. za lab. teploty) - •- koncentrovaná H2SO4 je ox. činidlo např.: • Cu + 2 H2SO4 ® CuSO4 + SO2 + 2 H2O •- tvoří s H2O azeotropickou směs s obsahem 98.3% H2SO4 (b.v. = 338 0C) •- silná, dvojsytná kyselina - 664931sm Výsledek obrázku pro sulfuric acid •Výroba H2SO4 : • •1) katalytickou oxidací SO2 • • A) tzv. kontaktním způsobem: •-heterogenní katalyzátor V2O5 rozptýlený na silikagelu, T= 500 0C, p= atmosférický • 2 SO2 + O2 ® 2 SO3 •- reakční mechanismus: • 2 V2O5 + 2 SO2 ® 2 V2O4 + 2 SO3 • 2 V2O4 + O2 ® 2 V2O5 •- získaný SO3 se zavádí při cca 60 0C do konc. H2SO4 za vzniku oligosírových kyselin H2Sn+1O3n+4: • H2SO4+SO3 « H2S2O7 • H2S2O7 + SO3 « H2S3O10 •- zředěním vodou se získá čistá konc. H2SO4 např.: • H2S2O7 + H2O « 2 H2SO4 • B) tzv. nitrózním způsobem •- homogenní katalýza, katalyzátory - oxidy dusíku NO a NO2 (nitrózní plyny), T=100 0C, p = atmosferický. • 2 SO2 + O2 + 2 H2O (g) ® 2 H2SO4 •- reakční mechanismus: • 2 NO + O2 « 2 NO2« N2O4 • 2 NO2 + 2 H2O + 2 SO2 ® 2 H2SO4 +2 NO • •2) Oxidací sulfanu • •- spalování H2S vzdušným O2 na SO2 a H2O, T= 14000C: • 2 H2S + 3 O2 ® 2 SO2 + 2 H2O •s následnou katal. oxidací na V2O5 katalyzátoru (viz kontakt. způsob) •- ochlazením plynné směsi vzniká přímo konc. H2SO4 • •Použití: •H2SO4 - základní chemikálií, mnohostranné použití, např. jako •reakční činidlo, dehydratační činidlo, rozpouštědlo, katalyzátor, k •výrobě průmysl. hnojiv, barviv, léčiv atd. •H2SO4 tvoří 2 řady solí, -sírany MI2SO4 a hydrogensírany MIHSO4 •- tetraedrická struktura SO42- s dvěma násobnými •vazbami • •MI2SO4 -sírany většiny kovů dobře ve vodě rozpustné, málo •rozpustné jsou sírany MIISO4 (MII =Ca, Sr, Ba, Pb) •U řady prvků je síran nejběžnější solí Þ často triviální názvy např.: •CuSO4.5 H2O - modrá skalice, ZnSO4.7 H2O - bílá skalice, FeSO4.7 H2O - zelená skalice, CoSO4.7 H2O - kobaltnatá skalice, NiSO4.7 H2O - nikelnatá skalice. • Hydratované sírany přech. kovů mají většinou charakteristické •zabarvení, které je způsobeno aqua-kationtovou koordinační •sférou, vysušením hydrátů se zabarvení ztrácí (modrá skalice ® •bílý bezvodý CuSO4) nebo se mění (červená kobaltnatá skalice •® modrý bezvodý CoSO4) • •- charakteristická rovněž tvorba podvojných síranů typu kamence nebo schönitu • • Sulfate - Wikipedia Sodium sulfate - Wikipedia •Kamence: •- krystalické, dobře rozpustné, navzájem izomorfní, obecného složení MIMIII(SO4)2.12 H2O •MI = Na, K, NH4, Tl, •MIII =Al, Cr, Fe, Ti apod. •- název odvozen od kamence KAl(SO4)2.12 H2O • •Schönity: -opět krystalické, dobře rozpustné, navzájem izomorfní, obecného složení MI2MII(SO4)2.6 H2O •MI = Na, K, NH4, Tl, •MII = Fe, Mg, Co • •MIHSO4 •- hydrogensírany jsou známy jen u silně elektropozitivních prvků •- dobře rozpustné ve vodě • •tepelnou dehydratací vznikají disírany: • 2 NaHSO4 ®Na2S2O7 + H2O • •- struktura disíranového aniontu: •[O3S-O-SO3]2- - dva tetraedry spojené kyslíkovým vrcholem -disírany se vodou rozkládají zpět na sírany či hydrogensírany •- zahříváním disíranů se uvolňuje SO3 Výsledek obrázku pro disulfate Deriváty kyselin ELUC -OH -X (F, Cl), -SH, -NH2, -OR, -OOH =O =S, =N-H -OH + HO- -O- (kondenzace) Analogie derivátů organických kyselin •HSO3F a HSO3Cl •- kys. fluorosírová a chlorosírová •- připravují se reakcí halogenvodíku s SO3: • HX + SO3 « HSO3X (X = F, Cl) •- používají se jako sulfonační činidla • • •SO2Cl2 •- chlorid sulfurylu (sulfurylchlorid) • Výsledek obrázku pro chlorosulfuric acid Reaguje prudce s vodou, uvolňuje se při tom chlorovodík a zůstává kyselina sírová: 2 H2O + SO2Cl2 → 2 HCl + H2SO4 SO2Cl2 se také rozkládá při zahřátí na 100 °C a více, čili 30 °C nad jeho bod varu. - používá se jako chlorační činidlo (zejm. výroba pesticidů). Struktura molekuly chloridu sulfurylu •HSO3NH2 •- kys. sulfamová • Vyrábí se reakcí močoviny se směsí oxidu sírového a kyseliny sírové (nebo oleem): OC(NH2)2 + SO3 → OC(NH2)(NHSO3H) OC(NH2)(NHSO3H) + H2SO4 → CO2 + 2 H3NSO3 - používá se při výrobě umělých sladidel (cyklamát sodný, Acesulfam K), léčiv, součást čistidel na kovy a keramiku, … HSO2(NH2)2 - sulfamid Vyrábí se reakcí sulfurylchloridu s amoniakem. •(CH3O)2SO2 •- dimethylsulfát, methylační činidlo. • • •H2SO5 a H2S2O8 -kys. peroxosírová (tzv. Caroova kyselina) a peroxodisírová - •H2SO5 je možno připravit reakcí H2O2 s H2SO4: • H2O2 + H2SO4 « H2SO5 + H2O •(vratná reakce, hydrolýzou vzniká zpět H2O2) • •H2S2O8 je krystalická bezbarvá látka, připravuje se anodickou oxidací 40% roztoků H2SO4: • K(Pb) : 2 H+ + 2 e- ® H2 • A(Pt) : 2 SO42- ® S2O82- + 2 e- •- ve vodě hydrolyzuje: • H2S2O8 + H2O « H2SO5 + H2SO4 -soli kyseliny, peroxodisírany jsou ve vodě stálá, silná ox. činidla: • 2 Mn2++ 5 S2O82- + 8 H2O ® 2 MnO4- + 10 SO42-+ 16 H+ Výsledek obrázku pro peroxodisulfuric acid Výsledek obrázku pro peroxosulfuric acid •MI2S2O3 •- thiosírany jsou soli velmi nestálé H2S2O3, • - krystalické látky s anionty S-S (náhrada jedné vazby S-O v síranové struktuře) -thiosírany alk.kovů bezbarvé, ve vodě rozpustné látky -připravují se zahříváním práškové síry s roztokem siřičitanu za horka: • S + SO32- « S2O32- •- v kyselém prostředí se thiosírany zpět rozkládají na síru a SO32- •- thiosírany jsou často používaná redukční činidla (S+II) např. při jodometrických titracích: • 2 S2O32- + I2 ® 2 I- + S4O62- • •H2S2O6 •- kys. dithionová existuje pouze v roztoku a ve formě poměrně stabilních solí - dithionanů •Dithionany se připravují reakcí vodné suspenze MnO2 •s SO2: • MnO2 + 2 SO2 ® MnS2O6 Výsledek obrázku pro dithionic acid Výsledek obrázku pro thiosulfate •H2SnO6 •- polythionové kyseliny (n = 3 - 6) -vznikají zaváděním H2S a SO2 do studené H2O (Wackenroderův roztok), např.: • H2S + 3 SO2 ® H2S4O6 • •Stálejší než polythionové kyseliny jsou soli, polythionany -molekuly sloučenin polythionových kys. a polythionanů mají symetricky spojeny dvě sulfoskupiny řetězem atomů síry, např.: •-O3S-S-S-SO3- (tetrathionan) • •MI2S2O4 •- dithioničitany soli hypotetické H2S2O4 •- v struktuře opět vazba S-S • •Příprava: • 2 NaHSO3 + SO2 + Zn = ZnSO3 + Na2S2O4 + H2O •- výrazné redukční účinky • Výsledek obrázku pro polythionic acid CBSE Class 12th Chemistry Important Notes The p Block ... Oxosloučeniny selenu •- mnoho analogických vlastností s oxosloučeninami síry •Odlišnosti: • •SeO2 a H2SeO3 na rozdíl od analogických sloučenin síry jsou krystalické látky a nemají tolik redukční charakter •- proto je možné H2SeO3 redukovat mírnými redukčními činidly: • H2SeO3 + 4 HI ® Se + 2 I2 + 3 H2O • •H2SeO4 vzniká oxidací H2SeO3 • • H2SeO3 + H2O2 ® H2SeO4 + K2SeO3 + MnSeO4 + 3 H2O • 8 H2SeO3 + 2 KMnO4 ® 5 H2SeO4 + H2O • File:Selenium dioxide.png Výsledek obrázku pro h2seo3 Výsledek obrázku pro h2seo4 Seleničitan sodný: aditivum do krmiva po hospodářská zvířata Oxosloučeniny telluru •- mnoho analogických vlastností s oxosloučeninami síry a selenu •Odlišnosti: • •TeO2 •- bezbarvá kryst.látka, na rozdíl od SO2 a SeO2 nerozpustná v H2O, rozpust. v roztocích zásad na MI2TeO3 (telluričitany) • • •H6TeO6 •- kys. hexahydrogentellurová •- oktaedrické molekuly s 6 -OH skupinami •- krystalická, ve vodě rozpustná, slabá kyselina •- vyšší teplotou lze H6TeO6 dehydratovat na TeO3, • který je na rozdíl od SO3 a SeO3 žlutou krystal. •látkou nerozpustnou v H2O Výsledek obrázku pro H6TeO6 Výsledek obrázku pro teo2 Pentely Anorganická chemie pro KATA 72 V. hlavní podskupina •N • • •P • • •As • • •Sb • • •Bi Kapalný N2 Bi •N, P, As, Sb, Bi - el. konfigurace ns2 np3 •směrem od nejlehčích k nejtěžším homologům: • - roste at. poloměr, klesá IE, klesá elektronegativita, roste kovový charakter, roste basický charakter oxosloučenin • •základní ox. čísla: -III, +III, +V (vyplývají z el.konfigurace) • •jiná oxidační čísla jsou často způsobena násobnými vazbami nebo řetězením atomů • (+I v N2O, +II v NO, +IV v NO2, -II v N2H4 apod.) • •stálost skupinového ox. čísla + V klesá (s výjimkou sloučenin dusíku) podél skupiny, stálost ox. čísla +III se mění obráceně • •proto např. bismutičné sloučeniny působí jako silná ox. činidla, fosforečné sloučeniny jsou oxidoredukčně stálé. •naopak sloučeniny fosforité jsou redukční činidla, sloučeniny bismutité jsou stálé •z halogenidů jsou známy všechny trihalogenidy, z pentahalogenidů existují jen: • PF5, PCl5, PBr5, AsF5, SbF5, SbCl5, BiF5 • tj. chybí pentahalogenidy dusíku (dusík nemá k dispozici d orbitaly) a pentahalogenidy u nichž se projevuje nestálost vlivem nedostatečné elektronegativity halogenu a vlivem zvýšení efektivního kladného náboje jádra (stabilizace volného el. páru s na centrálním atomu) • •u hydridů MH3 roste s velikostí atomu kyselý charakter (roste meziatomová vzdálenost M-H) • •elektropozitivní charakter prvků stoupá s velikostí atomů • •oxidy dusíku, fosforu a arsenu jsou kyselinotvorné, Sb2O3 je amfoterní (rozpouští se v kyselinách i alk .hydroxidech) ale Bi2O3 je zásadotvorný (nerozpouští se v alk. hydroxidech) • • •Vzhledem k růstu elektropozitivního charakteru roste i iontovost vazby, např. u sloučenin typu MCl3 - proto se liší chování těchto sloučenin vůči vodě: • PCl3 se vodou okamžitě hydrolyzuje za vzniku H3PO3 zatímco trihalogenidy ostatních prvků tvoří roztoky, které se pomalu hydrolyzují (u AsCl3 na As2O3, u SbCl3 a BiCl3 na SbOCl a BiOCl) • •Podél skupiny roste kovový charakter: N a P jsou nekovy, As a Sb jsou polokovy, Bi je typickým kovem • •Dusík • •- bezbarvý. plyn, molekuly N2 (b.t. -210 0C, b.v. -196 0C) •- velká pevnost vazby dusíkových atomů v molekule N2 (çN º N ç), které odpovídá velká disociační energie (N2(g) = 2 N; DH = 944 kJ/mol) • - s rostoucí teplotou podíl disociovaných molekul roste avšak ani při 3000 0C jich není významný podíl • Þ molekula dusíku je chemicky málo reaktivní a proto se dusík často používá jako ochranná atmosféra. • •Dusík je jeden z nejelektronegativnějších prvků, za vyšších teplot nebo v přítomnosti katalyzátoru se stává dusík reaktivnější: • N2 + 3H2 ® 2NH3 (v přítomnosti katalyzátoru) • N2 + O2 ® 2NO (v el. oblouku, process Birkeland-Eyde) • N2 + 3Mg ® Mg3N2 • Zvláštní postavení dusíku: •Velký rozdíl v chemickém chování dusíku a jeho homologů • - rozdíl ve velikosti atomů a rozdílné vazebné možnosti (dusík nemá k dispozici volné orbitaly d, ale může tvořit násobné vazby) • • - N2 výjimečně málo reaktivní biatomický plyn, oproti reaktivnímu krystalickému bílému fosforu s tetraedrickými molekulami P4 • • - jen u sloučenin dusíku je možná vazba pp-pp • • - rozdílné je též chování halogenidů, halogenidy dusíku mohou mít jen donorovou funkci (jako ligand, volný el. pár na atomu dusíku), halogenidy ostatních prvků mají navíc i akceptorovou funkci (mají volné d orbitaly) https://www.prirodovedci.cz/storage/images/270x200/1716.jpg Kapalný dusík je kapalina s hustotou menší než voda (0,81 g/ml ) Za atmosférického tlaku se vaří už při teplotě −196 °C (77 K). Když jej nalijeme do vody, okamžitě se odpaří a strhne s sebou spoustu vodní páry, takže vytvoří mlhu (toho využívají tvůrci speciálních efektů). Kapalný dusík slouží jako chladící médium, například při skladování potravin nebo dlouhodobém uchovávání živých buněk a tkání v biologii či medicíně. alt: VÄ›dci Ä�asto použÃvajà kapalný dusÃk pro skladovánà biologických vzorků. Aby se dusÃk co nejménÄ› odpaÅ™oval, skladuje se ve speciálnÃch nádobách, které jsou vlastnÄ› velkými termoskami. Zdroj Wikimedia Commons, autorka Matylda SÄ™k, licence Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 Unported. Za normálních podmínek je dusík chemicky inaktivní prvek. za laboratorní teploty se dusík přímo slučuje pouze s lithiem za vzniku nitridu lithného Li3N, při zahřátí na teplotu pouhých 100°C reaguje s radiem za vzniku nitridu radnatého Ra3N2 v elektrickém výboji reaguje za laboratorní teploty také s fluorem za vzniku fluoridu dusitého NF3 S ostatními prvky se dusík přímo slučuje až za podstatně vyšších teplot, s borem tvoří nitrid boritý BN při teplotě přes 900 °C, s křemíkem se slučuje na nitrid křemičitý Si3N4 až při teplotě 1500°C. Díky své malé reaktivitě se dusík vyskytuje převážně volný ve vzduchu, kde tvoří 78 objemových procent. Příprava dusíku většinou z tlakové láhve Zahřátím roztoku dusitanu amonného: NH4 NO2 ® N2 + 3 H2O Tepelný rozklad azidů: Ba(N3)2 ® Ba + N2 2 NaN3 ® 3 N2 + 2 Na Reakcí amoniaku s bromem: 8 NH3 + 3 Br2 ® NH4Br + N2 Výroba dusíku: Frakční destilací kapalného vzduchu, lze získat až 99 %. Dusík v tlakových lahvích označených zeleným pruhem. •Dusík: •V atmosféře: elementární dusík (78 % obj.), též oxidy dusíku (vznikají při el. výbojích – bouřky, jako odpadní produkty průmyslové činnosti a provozem spalovacích motorů) •Vedle SO2 mají i oxidy dusíku významný podíl na kyselých deštích. • •Sloučeniny: dusičnany (chilský ledek, draselný ledek), v mořské vodě jsou dusičnany a amonné soli; • •Zdroje dusíkatých sloučenin v přírodě: • - atmosféra obsahuje asi 1015 t dusíku; • - zhruba 106 t cirkuluje a přechází do půdy, • základním mezistupněm látkové přeměny je amoniak (amonné soli), které tvoří zdroj bílkovin. dusíku; • Biologická fixace dusíku (diazotrofie) je schopnost některých prokaryotických organismů (bakterií, sinic) redukovat trojnou vazbu v molekule atmosferického dusíku a začlenit jej do organické sloučeniny. Tento proces probíhá enzymaticky, pomocí enzymu nitrogenázy, a za dodání energie (ATP). Díky této unikátní schopnosti bakterií, které umí fixovat dusík, s nimi mnoho jiných organismů vstoupilo do symbiotického svazku. Tyto symbiotické bakterie se často označují jako hlízkové bakterie, protože žijí v specializovaných orgánech, hlízkách. Mnoho dusík fixujících bakterií však nemá tendence asociovat se s kořeny vyšších rostlin (žijí volně). Výsledek obrázku pro Biologická fixace dusÃku https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/12/Red_clover_field.jpg Reakce se odehrává v několika krocích: N2 + H2 → HN=NH + H2 → H2N-NH2 + H2 → 2 NH3 + 2 H+ → 2 NH4+ resp. N2 + 8 e- + 8 H+ + 16 MgATP + 16 H2O → 2 NH3 + H2 + 16 MgADP + 16 Pi N2 + 12 e- + 14 H+ + 40 MgATP → 2 NH4+ + 3 H2 + 40 MgADP + 40 Pi Amoniak je zabudováván do aminokyselin (např. glutaminu) a v této formě dále rozváděn po těle. Za pozornost stojí skutečně obrovské množství energie ve formě 16 molekul ATP, které je nutné k redukci jediné molekuly N2. Údajně až 20 % veškeré energie produkované při fotosyntéze v hostitelské rostlině se spotřebovává v hlízkách k hlízkové fixaci. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/en/thumb/0/03/Correct_Cartoon_Nitrogenase_with_Active_Sites_ Highlighted.png/299px-Correct_Cartoon_Nitrogenase_with_Active_Sites_Highlighted.png nitrogenáza https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/f/fe/Nitrogen_Cycle.svg/1024px-Nitrogen_Cycle. svg.png Nitrifikace je proces oxidace amoniaku (NH3, resp. NH4+) na dusičnany (NO3−), a to přes dusitany (NO2−). Z tohoto důvodu je proces nitrifikace rozdělen na dvě fáze, nitritace a nitratace. Souhrnné rovnice nitrifikace jsou následující: nitritace: NH3 + O2 → NO2− + 3H+ + 2e− + 275 kJ energie nitratace: NO2− + H2O → NO3− + 2H+ + 2e− + 76 kJ energie Nitrifikace je důležitým krokem koloběhu dusíku a jsou v něm zapojeny mnohé půdní bakterie 85 •- důležitým zdrojem dusíkatých sloučenin v půdě je též rozklad odumřelých rostlin a produkty vyměšování živočichů • •- dalším významným zdrojem spad dusíkatých sloučenin, které se dostávají do atmosféry průmyslovou činností a provozem spalovacích motorù Výsledek obrázku pro nitrogen cycle •Fosfor • •- elementární fosfor znám ve 3 základních • allotropických modifikacích: • bílé, červené a černé • •Bílý fosfor • - krystalizuje ve 2 modifikacích: • krychlové a (vzniká ochlazením par fosforu na lab. teplotu) • šesterečné b (vzniká ochlazením par fosforu na - 77 0C) • - tvořen molekulami P4 (tetraedr), molekuly jsou v kryst. mřížce drženy slabými van der Waalsovými vazbami Þ velmi reaktivní, uchovává se pod vodou, nad 45 0C vzplane a shoří na P2O5, jemně rozptýlen se vznítí i za lab. teploty; ve tmě světélkuje. • - nažloutlý, při laboratoní teplotě měkký; • - rozpustný v sirouhlíku, benzenu a etheru; • - vysoce jedovatý (smrtelná dávka činí cca 0,15 g). Fosforescence fosforu Henning_brand Alchymista Henning Brandt roku 1669 v Hamburku provedl izolaci fosforu destilací moči zahuštěné pískem, páry nechal kondenzovat pod vodní hladinou. Produktem byla nažloutlá voskovitá látka, která na vzduchu ve tmě světélkovala. Hoření bílého fosforu 3 V alkalickém prostředí snadno podléhá hydrolýze za vzniku fosfanu PH3: P4 + 2H2O + 4NaOH → 2PH3 + 2Na2HPO3 Červený fosfor - zahřátím bílého fosforu na 2500C - 4000C (v inertní atmosféře); - tvořen propojením atomů fosforu v tetraedrech do dlouhých řetězců; - méně reaktivní než bílý fosfor, není jedovatý; -nerozpustný ve všech rozpouštědlech a vznítí se až při cca 400 0C Za laboratorní teploty reaguje s fluorem za vzniku fluoridu fosforečného PF5, s chlorem, bromem a jodem se slučuje až za vyšších teplot na chlorid fosforitý PCl3, bromid fosforitý PBr3 a jodid forforitý PI3. Se sodíkem a draslíkem reaguje při teplotě 200°C za vzniku zelených, snadno hydrolyzujících fosfidů Na3P a K3P. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/7/7b/%C4%8Cerven%C3%BD_fosfor2.gif Zapálen na vzduchu hoří na dimerní oxid fosforitý P4O6, zapálen v atmosféře kyslíku tvoří dimerní oxid fosforečný P4O10, se sírou se slučuje při teplotě nad 500°C na sulfidy P4S10, P4S9 a P4S7. Ochotně se přímo slučuje s kadmiem za vzniku fosfidů Cd3P2, CdP2 a CdP4. Fosfidy ostatních kovů se obvykle získávají nepřímo reakcí jejich halogenidů nebo sulfidů s fosfanem. S borem tvoří fosfid boritý BP až při teplotě nad 1200°C. S koncentrovanou kyselinou dusičnou reaguje za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečné: P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O Při teplotách nad 700°C za katalytického účinku mědi, zirkonia nebo thallia reaguje s vodou za vzniku kyseliny trihydrogenfosforečné a vývoje vodíku: 2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2 Černý fosfor - zahříváním bílého fosforu za vysokých tlaků - vrstevnatá stuktura připomínající grafit; - chemicky ještě méně reaktivní než červený fosfor, na vzduchu stálý, jen obtížně se zapaluje https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/d0/Black-phosphorus-sheet-A-3D-balls.png • •Fialový (Hittorfův) fosfor • se připravuje zahříváním červeného fosforu na teplotu 530°C, nebo rozpouštěním bílého fosforu v roztaveném olovu za teploty 500°C, následným pomalým ochlazováním taveniny vykrystalizuje fialový fosfor. Fialový fosfor krystaluje v jednoklonné soustavě a je velice málo reaktivní. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/8/88/PhosphComby.jpg Bílý fosfor se využívá zejména ve farmacii a pro výrobu samozápalné munice. Červený fosfor k výrobě zápalek, v pyrotechnice a k výrobě celé řady sloučenin fosforu. Černý fosfor slouží k výrobě polovodičů. Fosfor je důležitým legujícím prvkem při výrobě řady slitin. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f2/Violet-phosphorus-layers-from-xtal-3D-balls.png •Fosfor: •- v zemské kůře jen v nejvyšším oxidačním čísle V, avšak v meteoritech jako fosfid; nejdůležitější minerály jsou apatity, které mají obecný vzorec • Ca5(PO4)3X , kde X = F, Cl, OH, 1/2 CO3 •- fosfáty nezbytnou součástí výživy člověka • (spotřeba asi 1 g/den), obsaženy v sýrech, mléku, vejcích • •Biologický význam: • - v živých organismech v esterech s tuky a cukry, hydroxylapatit v kostech, tvorba ATP (uskladnění chemické energie) • •Výroba • z apatitů redukcí uhlím za přísady křemene (Readmanova-Parkerova metoda): • •4 Ca5(PO4)3F + 12 SiO2 + 30 C ® • 6 Ca3Si2O7 + 2 CaF2 + 30 CO + 3 P4 (T=1400 0C) • Zobrazit zdrojový obrázek Arsen polokovový prvek, který se ve svých sloučeninách vyskytuje v mocenstvích As-3, As3+ a As5+. je znám v několika alotropických modifikacích, polokovový šedý α-As, amorfní černý nebo hnědý β-As a krystalický (orthorombický) žlutý měkký γ-As. šedý - kovový, lesklý, křehký, stálý za běžných podmínek, vysokopolymerní látka, zahřátím sublimuje (663 0C, 1 atm) jako As4 žlutý - molekuly As4 (obdoba bílého fosforu P4), nestálý, vznik rychlou kondenzací par, měkký, rozpustný v CS2 Nejrozšířenější je šedý arsen, lesklá, křehká krystalická látka, krystalizující v trigonální soustavě. Arsen přímo reaguje s chlorem a řadou dalších prvků. V plynném stavu tvoří čtyřatomové molekuly As4, při teplotě nad 1700°C se vyskytuje jako As2. Při zahřívání na vzduchu shoří modrým plamenem za vzniku bílého dýmu oxidu arsenitého As2O3, který se vyznačuje typickým zápachem po česneku. Arsen se dobře rozpouští v lučavce královské a koncentrované kyselině dusičné za vzniku kyseliny trihydrogenarseničné H3AsO4. Ve zředěné kyselině dusičné a v koncentrované kyselině sírové se rozpouští za vzniku kyseliny trihydrogenarsenité H3AsO3. Reakce arsenu s horkými koncentrovanými roztoky hydroxidů probíhá za vzniku arsenitanů a vývoje vodíku: 3As + 5HNO3 + 2H2O → 3H3AsO4 + 5NO As + HNO3 + H2O → H3AsO3 + NO 2As + 3H2SO4 → 2H3AsO3 + 3SO2 2As + 6KOH → 2K3AsO3 + 3H2 Reakce arsenu s kyselinou disírovou (oleum) probíhá za vzniku hydrogensíranu arsenitého: 2As + 6H2S2O7 → 2As(HSO4)3 + 3H2SO4 + 3SO2 V přírodě nejčastěji ve formě sulfidů: As4S4 - realgar, As2S3 - auripigment, FeAsS – arsenopyrit Výroba tepelným rozkladem arsenopyritu nebo lolingitu při teplotě 700-800°C bez přístupu vzduchu. Arsen sublimuje a posléze kondenzuje: FeAsS → As + FeS FeAs2 → As + FeAs V současné době je největším zdrojem arsenu oxid arsenitý As2O3, který je součástí odpadních produktů při rafinaci kobaltu. Kovový arsen se z As2O3 získává redukcí oxidem uhelnatým nebo uhlíkem. Redukce oxidu arsenitého probíhá při teplotě 900°C: As2O3 + 3CO → 2As + 3CO2 2As2O3 + 3C → 4As + 3CO2 Dalším významným zdrojem arsenu je arseničnan sodný Na3AsO4, který vzniká jako odpadní produkt rafinace olova. Jako surovina pro výrobu arsenu může sloužit i popel uhlí s vysokým výskytem tohoto prvku. Vysoce čistý arsen pro polovodičové použití se připravuje především metodou zonálního tavení. Elementární arsen není příliš toxický, ale v organismu je metabolizován na toxické látky, zejména na oxid arsenitý As2O3, který je pod názvem arsenik znám jako účinný jed. Využití V oblasti elektroniky. Např. arsenid gallitý, GaAs, vykazuje vynikající polovodičové vlastnosti a přes svoji poměrně vysokou výrobní cenu se užívá v řadě speciálních elektrotechnických aplikací, např. v případech, kdy je vyžadována mimořádně nízká úroveň šumu vyráběných součástek. Dotování krystalů superčistého křemíku přesným množstvím atomů arsenu vytváří polovodič typu N, jednu ze základních součástí všech tranzistorů a tak i všech současných počítačových procesorů. Ve slitinách se používá pouze okrajově, patrně nejvýznamnější je slitina s olovem s obsahem arsenu kolem 0,5 %, sloužící jako surovina pro výrobu broků a střeliva. Antimon stříbrolesklý kovový až polokovový prvek. Ve sloučeninách se vyskytuje v mocenstvích Sb-3, Sb3+, Sb4+ a Sb5+. Antimon stojí v elektrochemické řadě napětí kovů až za vodíkem a proto se rozpouští pouze působením silných minerálních oxidačních kyselin, vůči kterým není antimon příliš odolný. Velmi rychle se také rozpouští v kyselině chlorovodíkové za přítomnosti i malých množství oxidačních činidel (HNO3, H2O2...). Dobře se rozpouští ve zředěné i koncentrované kyselině dusičné, v horké koncentrované kyselině sírové a lučavce královské: 2Sb + 2HNO3 → Sb2O3 + 2NO + H2O 2Sb + 6H2SO4 → Sb2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 3Sb + 15HCl + 5HNO3 → 3SbCl5 + 5NO + 10H2O S kyselinou chlorovodíkovou a zředěnou kyselinou sírovou antimon nereaguje. Při teplotě 600°C reaguje s vodní párou za vzniku oxidu antimonitého a vývoje vodíku: 2Sb + 3H2O → Sb2O3 + 3H2 Antimon se vyskytuje v několika allotropních modifikacích: modrobílý kovový antimon a nestálé nekovové formy žlutého a černého antimonu. Kovový neboli šedý antimon je středně tvrdý a velmi křehký. Na vzduchu je za normálních teplot neomezeně stálý, za zvýšené teploty reaguje s kyslíkem za vzniku oxidu antimonitého Sb2O3. Žlutý antimon lze získat zaváděním kyslíku do kapalného antimonovodíku při -90 °C a odpovídá modifikacím žlutého arsenu a bílého fosforu. Nad -80 °C černá a přechází na modifikaci černého antimonu. Při teplotách 400-500°C reaguje s chlorečnany a dusičnany alkalických kovů se za vzniku alkalických antimoničnanů: 6Sb + 6KOH + 5KClO3 → 6KSbO3 + 5KCl + 3H2O 2Sb + Na2CO3 + 5NaNO3 → 2NaSbO3 + 5NaNO2 + CO2 Ochotně reaguje s halogeny a sulfanem. Za tepla se slučuje se sírou, fosforem, arsenem a dalšími prvky. Při zahřívání s oxidačními činidly (např. dusičnany, chlorečnany) práškový antimon vybuchuje za vzniku solí kyseliny antimoničné. S chlorečnany a dusičnany alkalických kovů se slučuje prudce explozivně za vzniku alkalických solí kyseliny antimoničné. Černý antimon vzniká buď ze žlutého nebo působením vzduchu na kapalný antimonovodík při teplotách vyšších než -80 °C. Černý antimon je reaktivnější než kovový. Za obyčejné teploty se vzduchem oxiduje a může dokonce vznítit. Pokud je zahříván za nepřístupu vzduchu, přechází na kovovou modifikaci. Hlavní rudou antimonu je antimonit, sulfid antimonitý Sb2S3. Výroba 1. Pražně-redukční pochod sulfidických rud za přístupu vzduchu za vzniku oxidů, které se dále redukují žárově uhlíkem (koksem): Sb2S3 + 5 O2 ®2 Sb2O4 + 3 SO2 Sb2O4 + 4 C ®2 Sb + 4 CO 2. Srážecí pochod, kdy spolu reaguje antimonit a železo: Sb2S3 + 3 Fe ®2 Sb + 3 FeS 3. Velmi čistý antimon lze získat z roztoků nebo tavenin elektrolyticky. •Použití • Přísada k výrobě slitin, hlavně tzv. liteřiny (85% Pb, 10% Sn a 5% Sb) • • Přídavkem utrčitého množství atomů antimonu do krystalu superčistého křemíku vznikne polovodič typu N, jedna z komponent pro výrobu základních součástí současné elektroniky – diod a tranzistorů. • • Optické disky (CD, DVD, Blu-ray) s možností vícenásobného zápisu používají pro záznam dat vrstvy nejčastěji na bázi slitin germanium-antimon-tellur nebo stříbro-indium-antimon-tellur. Záznam spočívá ve změně struktury materiálu z krystalické do amorfní formy, přičemž obě formy mají významně odlišné optické vlastnosti. Zahřeje-li se hmota laserem nad určitou teplotu (teplota krystalizace) a poté ochladí, získává krystalickou strukturu. Je-li však zahřáta nad teplotu tání a poté prudce ochlazena, přechází do amorfního (tedy neuspořádaného) stavu. • • • • Bismut • bílý kov s růžovým nádechem, lesklý a křehký, hůře vede el. proud a teplo. •Na rozdíl od většiny ostatních těžkých kovů nejsou jeho sloučeniny toxické, vyskytuje se v nich v mocenství Bi3+ a méně často jako Bi5+. • Bismut se nerozpouští v neoxidujících kyselinách, protože je to ušlechtilý prvek. Snadno se však rozpouští především v kyselině chlorovodíkové za přítomnosti i malých množství oxidačních činidel (HNO3, H2O2...). •S kyselinou dusičnou a sírovou reaguje bez vývoje vodíku: • Bi + 4HNO3 → Bi(NO3)3 + NO + 2H2O 2Bi + 6H2SO4 → Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O •S lučavkou královskou reaguje za vzniku chloridu bismutitého: • Bi + 3HCl + HNO3 → BiCl3 + NO + 2H2O • • Za normální teploty je bismut stálý, za vyšších teplot ochotně reaguje s chlorem, bromem, jodem, sírou, selenem a tellurem. S fluorem se přímo slučuje na fluorid bismutičný BiF5 až při teplotě nad 600°C. Již při teplotě 70°C reaguje s oxidem dusičitým za vzniku dusičnanu bismutitého. • • V červeném žáru shoří namodralým plamenem na oxid bismutitý Bi2O3, za žáru se bismut slučuje s většinou prvků. Bismut tvoří s většinou kovů slitiny, které mají nízké teploty tání. Stabilní sloučeniny tvoří pouze v oxidačním stupni III, vystupuje v nich jako kation bismutitý Bi3+ nebo jako kation bismutylu [BiO]+. Sloučeniny bismutu v oxidačním stupni V jsou nestálé a chovají se jako silná oxidační činidla. Ve sloučeninách s elektropozitivnějšími prvky může vystupovat s oxidačním číslem -III, např. Mg3Bi2. - v přírodě ve formě sulfidů např. Bi2S3 - bismutinit Výroba - loužení sulfidických rud pomocí HCl, z výluhu se bismut sráží železem: BiCl3 + Fe ® FeCl3 + Bi 1. Redukce uhlíkem po pražení bismutinitu 2 Bi2S3 + 9 O2 → 2 Bi2O3 + 6 SO2 Pražení sulfidu Bi2O3 + 3 C → 2 Bi + 3 CO Redukční pochod 2. Tavení bismutinitu se železem Bi2S3 + 3 Fe → 2 Bi + 3 FeS Srážecí pochod Při těchto pochodech je bismut ještě značně znečištěn příměsemi, které byly v rudě, proto se surový bismut musí ještě rafinovat. 3. Pro získání velmi čistého bismutu lze využít elektrolýzu tavenin jeho sloučenin. Použití Nízkotající slitiny: Woodův kov (b.t. cca 70 °C), Lipowitzova slitina (b.t. cca 60 °C), Roseův kov (b.t. 94 °C). Velmi nízké teploty tání, často i pod teplotou varu vody, se využívá při konstrukci automatických hasicích systémů (tzv. sprinklerů), které jsou montovány do výškových budov a automaticky začnou rozprašovat vodu při náhlém nárůstu teploty v okolí. Po dlouhou dobu byl bismut 209Bi pokládán za stabilní, podléhá však alfa rozpadu s poločasem přibližně 2×1019 let, jeden z nejpomaleji se přeměňujících přirozených radioizotopů. Vzhledem ke své nízké toxicitě se bismut stále častěji používá jako náhrada olova v nejrůznějších aplikacích – především jako složka pájek pro instalatérské práce, ale i při výrobě střeliva a broků nebo při přípravě glazur. Bismut je důležitou součástí kosmetických a lékařských přípravků: např. se používá zásaditá sůl kyseliny gallové Bi(OH)2·OCO·C6H2(OH)3 na zásyp ran, sloučeniny bismutu se používají i jako léky proti syfilidě a jako součást různých desinfekčních prostředků a léků používaných při léčení žaludečních a střevních chorob. •Hydridy •- NH3, PH3, AsH3, SbH3 a BiH3 • •- všechny hydridy mají tvar trojboké pyramidy • •- snadno zkapalnitelné jedovaté plyny s ostrým zápachem • •- směrem od lehčích homologů k těžším vzrůstá bod varu (s výjimkou NH3 v důsledku vodík. vazeb) • -stejným směrem vzrůstá redukční • účinek a toxicita Zobrazit zdrojový obrázek •Hydridy dusíku •NH3: •- bezbarvý plyn štiplavého zápachu, ve vyšších koncentracích toxický, dobře rozpustný ve všech polárních rozpouštědlech s neutrální nebo kyselou reakcí za vzniku amonného iontu. • •Příprava: • -působením hydroxidů alk. kovů na soli amonné: • NH4+ + OH - ® NH3 + H2O • •Výroba: • Haberův proces - syntéza z prvků: • N2 + 3 H2 ® 2 NH3 •T= 400 - 5000C, p = 10 MPa -100 MPa, katal: a-železo + oxidy: Fe3O4, Al2O3 •DH0298 K = - 46,2 kJ mol-1 Þ rovnováha nejpříznivější za nízkých teplot, avšak i s katalyzátorem za lab. teploty probíhá reakce pomalu Þ používaná teplota 400 – 500 0C je kompromisem mezi rychlostí reakce a rovnovážnou koncentrací amoniaku. • •Amoniak jako nevodné rozpouštědlo • b.v. = -33,3 0C, b.t. = -77,8 0C. • •NH3 má vysoké vypařovací teplo (1,367 kJ/mol) Þ odpařováním se silně ochlazuje •Fyzikální vlastnosti amoniaku jsou podobné vodě, kapalný amoniak je dobré polární rozpouštědlo. • •Disociace: 2 NH3 Û NH4+ + NH2- • •Iontový součin amoniaku: • KNH3 = [NH4+][NH2-] = 10- 30 (pro vodu při 250C Kv = 10- 14) • •V amoniaku působí soli amonné (např.NH4Cl) jako kyseliny; • x • amidy (např. NaNH2 ), imidy (např. Li2NH) a iontové nitridy (např. Mg3N2) vykazují vlastnosti zásad. •V amoniaku se rozpouštějí alk. kovy a Ca, Sr a Ba na modré roztoky. Vedle částic kovů obsahují též ionty kovů a solvatované elektrony, tyto roztoky jsou dobré vodiče el. proudu a velmi silná redukční činidla. • •- vzniklé solvat. elektrony reagují s amoniakem: • e-solv + NH3 ® NH2- + H. •celkově lze vyjádřit reakci rovnicí: • 2 Na + 2 NH3 ® 2 NaNH2 + H2 • • • •Voda vs. amoniak •AgBr tvoří v kapalném amoniaku rozpustný komplexní anion [Ag(NH3)2]+ x BaBr2 je nerozpustný a lze jej prostředí kapalného amoniaku vysrážet. • •Amoniak je Lewisova báze Þ dobrý ligand (nukleofilní charakter), s ionty přechodných kovů (elektrofilní charakter) tvoří ochotně komplexy • Zobrazit zdrojový obrázek •Komerčně dostupný amoniak: • 99 % resp. 99,8 % v ocelových tlakových láhvích označ. fialovým pruhem, 25 % (t.j. 13,5 mol/l) vodný roztok • •Amoniak je důležitá surovina chemického průmyslu, slouží jako • • - prekurzor pro výrobu hnojiv, HNO3, výbušnin a léčiv, • • - chladivo (v průmyslových chladicích systémech a na zimních stadionech), • • - čistidlo a bělidlo v textilním a dřevařském průmyslu. • • • - výroba čistého „carbon-free“ vodíku • • • Zobrazit zdrojový obrázek SouvisejÃcà obrázek SouvisejÃcà obrázek Konečný produkt metabolismu dusíku Chov hospodářských zvířat má významný podíl na celkových celorepublikových emisích NH3 (v roce 2014 tvořil 70,0 %). Hlavním problémem při uvolňování amoniaku do ovzduší je nepříjemný zápach, který je cítit již při nízkých koncentracích. Přítomnost amoniaku vyvolává u lidí i zvířat silné dráždění sliznic zažívacího a dýchacího ústrojí, pokožky a zraku. Zobrazit zdrojový obrázek Amoniak a amonný iont (NH4+) jsou v současnosti jedním z nejdůležitějších polutantů zatěžujících ekosystémy. Plynný amoniak reaguje s kyselými polutanty (SO2, NOx) za vzniku amonných solí (pevný aerosol). Amonný iont je také přítomen ve srážkách (déšť, mlha, rosa). Působením čpavku dochází k eutrofizaci přírodních nebo přírodě blízkých ekosystémů. Pro vodní organizmy (zejm. ryby a obojživelníky) je amoniak toxický i v nízkých koncentracích. Vlivem čerpání amoniaku rostlinami a mikroorganizmy ve formě amonného iontu, při kterém se do prostředí výměnou dodávají protony, dochází k sekundární acidifikaci půd. Guano SouvisejÃcà obrázek = nahromaděný trus mořských ptáků či netopýrů, který se postupně za velmi dlouhou dobu nashromáždil do mohutných vrstev. Obsahuje zejména dusičnany a uráty (8-16 % N), fosfáty (8-12 %) a minerální soli (2-3 %). https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/3f/DSCN5766-guano-glantz_crop_b.jpg Ostrov Chincha u pobřeží Peru •Reakce amoniaku s dikyslíkem: • •- na vzduchu nehořlavý, v čistém kyslíku hoří žlutým plamenem, za vyšších tlaků probíhá reakce amoniaku s dikyslíkem explozivně • •- podle reakčních podmínek oxidace vzniká N2 nebo NO: • 4 NH3 + 3 O2 ® 2 N2 + 6 H2O • 4 NH3 + 5 O2 ® 4 NO + 6 H2O (při výrobě kys. dusičné, Ostwaldův proces) • •Roztok amoniaku ve vodě: • - kromě solv. molekul NH3 též : • NH3 + H2O ® NH4+ + OH - (NH4OH je ve vodě zcela disociován) • •Soli amonné - NH4+ obdoba solí alk. kovů, většinou dobře rozpusté ve vodě, vod. roztoky amonných solí se silnými kyselinami jsou slabě kyselé v důsledku hydrolýzy: • NH4+ + H2O ® NH3 + H3O+ (pH 1 M roztoků je cca 4,7) •Zahříváním amonné soli těkají za disociace, např. chlorid amonný (salmiak): • NH4Cl (s) ® NH3 (g) + HCl (g) • Výsledek obrázku pro ammonia nitrate explosion before after BASF, Oppau, 1927 výbuch dusičnanu amonného Dusičnan amonný - za mírných teplot (do 300 0C) disociuje reversibilně: NH4NO3 (s) ↔ NH3 (g) + HNO3 (g) - za vyšších teplot nastává irreversibilní rozklad: NH4NO3 (s) ® N2O(g) + 2 H2O(g) Uhličitan amonný - snadný a úplný rozklad na plynné složky už při 60 0C: (NH4)2CO3 (s) ® 2 NH3 (g) + H2O (g) + CO2 (g) Síran amonný hnojivo (snižuje pH půdy), vzniká při odstraňování NH3 ze vzduchu. Dusičnan amonný Výsledek obrázku pro ammonia nitrate explosion before after Před explozí Po explozi • Postupnou náhradou atomů vodíku v molekule amoniaku atomem kovu (nebo at. skupinou vzniklou z oxokyseliny odtržením -OH skupiny) se odvozují • amidy (-NH2), • imidy (=NH) a • nitridy (ºN). • •Amidy kovů jsou pevné krystalické látky, připravují se rozpouštěním alkalických kovů v kapalném NH3 za platinové černě jako katalyzátoru: • 2 Na + 2 NH3 ® 2 NaNH2 + H2 •zahřátím se amidy rozkládají na amoniak a imidy, imidy se dále rozkládají na amoniak a nitridy: • 2 NaNH2 ® Na2NH + NH3 • 3 Na2NH ® 2 Na3N + NH3 Silné zásady v organické syntéze pro nukleofilní substituce, polymerizace apod. Strukturnà vzorec •Náhradou vodíku v amoniaku atomem elektronegativnějšího prvku se odvozují aminy, např.: • NH3 + Cl2 ® NH2Cl + HCl (chloramin) •Chloramin se v nízké koncentraci běžně používá pro dezinfekci vody ve veřejných vodovodních sítích jako alternativa chlorování. NH2Cl má menší tendenci reagovat s organickými materiály, voda upravená chloraminem postrádá zápach chloru typický pro chlorovanou vodu a má lepší chuť. • • •NH2OH (Hydroxylamin) • •- bílá krystalická látka, nestálá, hygroskopická •- slabá zásada - se silnými kyselinami tvoří stálé soli hydroxylaminia [NH3OH]+ •- značně jedovatý, redukční činidlo •- dobré koordinační schopnosti (zřetelně nukleofilní charakter) •N2H4 (Hydrazin) • •bezbarvá kapalina slabého čpavého zápachu, podobného čpavku, jedovatá, silně zásaditá, tedy žíravá. Připravuje se reakcí vodného roztoku amoniaku s roztokem chlornanových solí, např. chlornanu sodného podle rovnice • 2 NH3 + NaClO → N2H4 + H2O + NaCl. •Fyzikální vlastnosti hydrazinu jsou velmi podobné vodě, chemické jsou však velmi odlišné. S vodou tvoří krystalický monohydrát, N2H4.H2O. • •- slabá zásada, poskytuje dvě řady solí hydrazinia: • N2H4 + H2O ® N2H5+ + OH - • N2H5+ + H2O ® N2H62+ + OH - •- bezvodý hydrazin je bezbarvá kapalina •- na vzduchu hoří za vývoje tepla na dusík a vodu •- komerčně se dodává jako hydrazin hydrochlorid (chlorid hydrazinia [N2H5]Cl dříve psaný jako adukt N2H4.HCl - původ obchodního názvu) •- v zásaditých roztocích je hydrazin silné redukční činidlo Výsledek obrázku pro hydrazin Nejvíce hydrazinu se spotřebuje jako palivo v raketových motorech. Používá se jako jednosložková pohonná látka (monopropelant), kde se využívá jeho rozkladu na vodík a dusík na katalyzátorech podle rovnice N2H4 → N2 + 2H2, nebo jako jedna ze složek dvousložkové pohonné látky (bipropelant), přičemž jako okysličovadlo se nejčastěji používá oxid dusičitý; spalování probíhá dle rovnice 2N2H4 + N2O4→ 3N2 + 4H2O. Směs hydrazinu s oxidem dusičitým je hypergolická, tj. uvedená reakce započne automaticky po smíchání obou složek pohonné látky. Proto při použití této směsi jsou raketové motory jednodušší, neboť nepotřebují zážehový systém. Méně často se jako okysličovadlo používá dýmavá kyselina dusičná (směs zvaná „ďáblův jed“) nebo kapalný kyslík. Vzhledem k vysokému bodu varu hydrazinu se jedná o tzv. skladovatelnou pohonnou látku (na rozdíl např. od kapalného vodíku). Na druhou stranu je nevýhodou jeho vysoký bod tání; proto se často používá jeho směsi s dimethylhydrazinem, která se nazývá Aerozin-50 a tuhne hluboko pod bodem mrazu. •HN3 (azidovodík) • •- bezbarvá, jedovatá a explozivní kapalina, slabá jednosytná kyselina: • HN3 + H2O ↔ H3O+ + N3- • • •Azidy N3- •- azidy alkalických kovů jsou stálé, rozkládají se na prvky až po zahřátí, azidy těžkých kovů vybuchují při nárazu (např. Pb(N3)2 se používá do rozbušek) • •Azid sodný je poměrně stálý, dá se bez rozkladu tavit. Pokud se NaN3 dostane do styku s mědí nebo olovem, může vést k tvorbě explozivních nebo toxických sloučenin. Při styku se silnými kyselinami se uvolňuje kyselina azidovodíková • Výsledek obrázku pro hydrogen azide Výsledek obrázku pro azide Výsledek obrázku pro azide airbag SouvisejÃcà obrázek Snadného rozkladu azidu sodného se využívá při konstrukci automobilových airbagů. Vzniklý dusík okamžitě naplní airbag, zatímco kovový sodík je přeměněn reakcí s dusičnanem draselným (KNO3) a oxidem křemičitým (SiO2) na bezpečnou formu silikátového „skla“. •Nitridy: •binární sloučeniny dusíku především s kovy (t.j. méně elektronegativními prvky) lze je rozdělit do 2 hlavních skupin: • •iontové (ion N3- ): • Li3N, Mg3N2, Ca3N2, Sr3N2, Ba3N2, Zn3N2, Cd3N2, atd; hydrolyzují se za vzniku amoniaku: • Mg3N2 + 6 H2O ® 3 Mg(OH)2 + 2 NH3 •kovalentní • BN, (CN)2, Si3N4, P3N5, S4N4 • •intersticiární: • -vytvářejí především přechodnými kovy (Ti, V, Cr, Mo, Ni, Ta), atomy dusíku jsou zabudovány do mřížky kovu, proměnlivé složení; chemicky netečné, tvrdé, mají vysoké body tání. Nitridování je chemické vytvrzení povrchu zušlechtěné oceli nasycením dusíkem. Tímto způsobem se zpracovávají předem zušlechtěné (kalené a popuštěné) a na hotovo opracované ocelové díly, které mají odolávat zvýšenému otěru, jako jsou: ozubená kola, vačky, činné části nástrojů, čepy hřídelů pro kluzná ložiska, apod. Povrch se nasycuje atomárním dusíkem, získaným např. rozkladem čpavku na vodík a dusík, při teplotě přibližně 500 - 550 °C. Vzhledem k uvedené teplotě lze nitridovat pouze oceli, které mají teplotu popouštění vyšší. Nitridovaná ocel také musí obsahovat legury, které nitridaci podporují a tvrdé nitridy vytvářejí. Těmi jsou zejména hliník a chrom, ale také molybden, nikl, vanad a titan. V povrchové vrstvě oceli (do 0,1 mm) vznikají velmi tvrdé nitridy, které zvyšují její tvrdost. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/2b/Titanium_nitride_coating.jpg/100px-Titani um_nitride_coating.jpg •PH3 (fosfan, fosfin) • •- bezbarvý plyn, odporně páchnoucí, velmi jedovatý, ve vodě méně rozpustný, nad 150 0C se vznítí, se vzduchem tvoří výbušnou směs, vodný roztok nevykazuje zásadité chování (na rozdíl od NH3), ale je schopen reagovat s kyselinami za vzniku fosfoniových solí: • PH3 + HX = PH4X (X = halogen) • •Fosfoniové sloučeniny •- soli fosfonia (PH4+ ) jsou analogií amonných solí, velmi málo stálé, rozkládají se i vodou: • PH4I + H2O ® PH3 + I- + H3O+ • •Fosfidy • - analogie k nitridům • - fosfidy silně elektropozitivních kovů jsou odvozeny od fosfanu • - při reakci s vodou uvolňují fosfan: • Mg3P2 + 6 H2O ® 3 Mg(OH)2 + 2 PH3 • •Kovové fosfidy, zejména fosfid zinečnatý, se používají jako rodenticidy. Kyselina v trávicí soustavě hlodavce reaguje s fosfidem za vzniku toxického plynného fosfanu. Podobně se využívají také fosfid hlinitý a vápenatý. • Zn3P2 + 6 H2O ® 3 Zn(OH)2 + 2 PH3 • •Rodenticidní fosfid zinečnatý mívá podobu černého prášku obsahující 75 % fosfidu a 25 % vínanu antimonylo-draselného („dávivý vinný kámen“), emetika, které způsobuje zvracení při náhodném požití člověkem nebo domácími zvířaty. Je však stále dostatečně účinný proti potkanům, myším, morčatům a králíkům, kteří nemají zvracivý reflex. Zn3P2 je polovodič, použití ve fotovoltaických článcích. Fosfid vápenatý Ca3P2 po styku s vodou uvolňuje samozápalný difosfan P2H4 a používá se jako náplň signalizačních prostředků pro námořnictvo. • •AsH3 (arsan, arsin, arsenovodík) • •- bezbarvý plyn, páchnoucí, silně jedovatý •- silné redukč. činidlo, nemá zásaditý charakter (netvoří AsH4+) • •snadno se rozkládá v prvky již mírným zvýšením teploty, to se využívá k citlivému důkazu stop arsenu tzv. Marshovou zkouškou založenou na redukci sloučenin arsenu ve vodném roztoku: • As3+ + 3 Zn + 3 H+ ® AsH3 + 3 Zn2+ •a následném tepelném rozkladu vznikajícího arsanu: • 4 AsH3 ® As4 + 6 H2 (vznik “arsenového zrcátka”) • • • Výsledek obrázku pro marsh test chemical reaction SouvisejÃcà obrázek SouvisejÃcà obrázek •Arsenidy • Je známo mnoho arsenidových minerálů, například nikelin (NiAs) a skutterudit (CoAs3), často vyskytují jako nečistoty v sulfidických rudách. • Mnohé arsenidy nepřechodných kovů se používají jako polovodiče, například arsenid gallitý GaAs. • • •SbH3 (stiban, antimonovodík) •BiH3 (bismutan, bismutovodík) • se chovají jako AsH3, ale jsou velmi nestálé. •Halogenidy dusíku: • •- existují trihalogenaminy (NX3, odvozené od amoniaku) a halogenazidy (XN3, odvozené od azidovodíku) •- s výjimkou NF3 velice reaktivní, nestálé až explozivní látky •NCl3, NBr3 a NI3 jsou explozivní látky, vznikají halogenací kapalného NH3, hydrolyticky se rozkládají: • NCl3 + 3 H2O ® 3 HOCl + NH3 • •Fluorid dusitý je nehořlavý plyn bez barvy a zápachu. Používá se mj. při výrobě plazmových obrazovek, solárních panelů a displejů z kapalných krystalů, také jako selektivní činidlo při leptání oxidu křemičitého. • •Trijodamin (jododusík, jodid dusitý) je černo-zelená krystalická chemická sloučenina kovového lesku, řadí se mezi třaskaviny. Suchý je velice citlivý a exploduje i při velmi slabém mechanickém podnětu. Výsledek obrázku pro NI3 •Halogenidy fosforu: • •Halogenidy fosforité PX3 •-s výjimkou fluoridu se halogenidy připravují přímým slučováním halogenu s fosforem •PCl3 - kapalina, prudce se hydrolyzující na kyselinu fosforitou: • PCl3 + 3 H2O ® H3PO3 + 3 HCl •(meziproduktem je chlorid fosforylu POCl) • •Halogenidy fosforečné PX5 •-vznikají přímým slučováním halogenidů fosforitých s odpovídajícími halogeny •-nejznámější je PCl5, bílá krystal. látka, vodou hydrolyzuje přes POCl3 na kyselinu fosforečnou: • PCl5 + 4 H2O ® H3PO4 + 5 HCl Výsledek obrázku pro Pcl5 Výsledek obrázku pro Pcl3 •Halogenidy arsenu: • - analogické chem. chování, stejně jako u ostatních prvků 5. podskupiny existují všechny trihalogenidy (s tvarem trojbokého jehlanu), z pentahalogenidů existuje pouze AsF5 (tvar trojbokého dvojjehlanu) • •Halogenidy antimonu: • - analogické chem. chování • - z pentahalogenidů existuje jen SbF5 a SbCl5 • - nejdůležitějším halogenidem je • •Chlorid antimoničný SbCl5 • -vzniká reakcí Sb s nadbytkem chloru, ve vodě hydrolyzuje na kyselinu hexahydroxoantimoničnou H[Sb(OH)6], která se však nedá získat v pevném stavu. • •Halogenidy bismutu: • - analogické chem. chování, z pentahalogenidů existuje jen BiF5 • •Chlorid bismutitý BiCl3 •- ve vodném roztoku hydrolyzuje: • BiCl3 + H2O ® BiOCl + 2 HCl • BiOCl + 2 H2O ® Bi(OH)3 + HCl •chlorid-oxid bismutitý je meziproduktem (intermediátem) hydrolýzy Картинки N2o / picpool.ru Oxosloučeniny •Oxid dusný N2O • •- bezbarvý plyn (v kap. a tuhé fázi • modrý), málo reaktivní, anestetikum "rajský plyn", •vzniká při rozkladu dusičnanu amonného za vyšší teploty: • NH4NO3 ® N2O + 2 H2O • •Mnohem bezpečnější je příprava zahříváním směsi alkalického dusičnanu (např. dusičnanu sodného) se síranem amonným • 2 NaNO3 + (NH4)2SO4 → Na2SO4 + 2 N2O + 4 H2O •nebo redukcí kyseliny dusičné například chloridem cínatým za přítomnosti kyseliny chlorovodíkové • 2 HNO3 + 4 SnCl2 + 8 HCl → 4 SnCl4 + N2O + 5 H2O •nebo zinkem za přítomnosti kyseliny sírové • 2 HNO3 + 4 Zn + 4 H2SO4 → 4 ZnSO4 + N2O + 5 H2O Oxidy dusíku Nebezpečný pro ozonovou vrstvu Země , protože se ozonem oxiduje: N2O + O3 → 2 NO2 Zhruba dvě třetiny celkových ročních emisí (cca 20 milionů tun) se uvolňují z půdy přirozenou cestou a zbývající třetina je výsledkem lidské činnosti. Oxid dusný také patří mezi skleníkové plyny. V medicíně se dříve používal ve směsi s kyslíkem (85 % N2O + 15 % O2) jako anestetikum ke krátkodobým narkózám (v porodnictví nebo ve stomatologii). Používá se jako hnací plyn v bombičkách na přípravu šlehačky (E 942). K tomuto je vhodný pro svojí rozpustnost v tucích. V raketových motorech, zejména hybridních, slouží jako oxidační činidlo. Někdy se vstřikuje do spalovacích motorů pro zvýšení výkonu, protože jeho rozkladem se získá více kyslíku než ze vzduchu. •Oxid dusnatý NO •- bezbarvý plyn, středně reaktivní, nepárový elektron (radikál), pro radikál netypické chování: nemá tendenci dimerizovat; snadno se rozkládá: • 3 NO ® N2O + NO2 •(N II ® N I + N IV dismutace, disproporcionace) • • • •-vzniká při reakcích, kdy HNO3 vystupuje jako ox. činidlo: • 8 HNO3 + 3 Cu ® 3 Cu(NO3)2+ 4 H2O + 2 NO • -NO je meziproduktem při výrobě kys. dusičné oxidací amoniaku - •Oxid dusnatý (NO) ovlivňuje krevní tlak a cévní homeostázu. Tento jev způsobí vazodilataci, inhibici krevních destiček. NO vzniká redukcí dusitanů a dusičnanů a tím se dusičnany a dusitany podílí na kardiovaskularním zdraví. • • •Oxid dusitý N2O3 existuje za nízké teploty (b.t. - 102 0C) v pevném stavu, světle modrý, při teplotách vyšších než - 100 0C se uplatňuje reversibilní rozklad: • N2O3 ↔ NO + NO2 • • • • SouvisejÃcà obrázek Výsledek obrázku pro N2O3 Nitrosonium a nitrosyl Nitroprussiate de sodium — Wikipédia Nitrosyl Cation - Chemistry LibreTexts Nitrosyl fluoride - WikiMili, The Free Encyclopedia + e - e oxid dusnatý nitrosonium (nitrosylový kation) nitrosyl (nitrosylový anion) Nitroprusid sodný •Oxid dusičitý NO2 - existuje ve formě monomeru a dimeru v rovnováze, •která je závislá na teplotě: 2 NO2 ↔ N2O4 •monomer NO2 - hnědý plyn působící jako oxidační činidlo; paramagnetický •(má nepárový elektron), vykazuje typické vlastnosti radikálů: vysokou reaktivitu, silnou toxicitu; s vodou reaguje: • • 2 NO2 + H2O ® HNO2 + HNO3 • •dimer N2O4, bezbarvá látka (b.t. -11,2 0C, b.v. 21,5 0C), v pevném stavu pouze dimer, kapalina částečně disociována na monomer, při teplotách nad bodem varu výrazný podíl monomeru • • • • P Block Element and Their Compound - I: Physical ... How to find the bond order of NO2 - Quora Exceptions to the Octet Rule | Chemistry for Non-Majors + e dusitan inorganic chemistry - Are any bonds broken when NO2 ... •Oxid dusičný N2O5 •- bezbarvá krystalická látka (b.t. 30 0C), nestálý, snadno se •rozkládá na oxid dusičitý a kyslík, někdy i explosivně, je anhydridem kyseliny dusičné: • N2O5 + H2O ® 2 HNO3 •vzniká její dehydratací: • 2 HNO3 + P2O5 ® N2O5 + 2 HPO3 • Výsledek obrázku pro N2O5 Oxidy dusíku se významně podílejí na vzniku reaktivních forem kyslíku ve fotochemickém smogu Výsledek obrázku pro nitrogen oxides air pollution SCR technologie Amoniak vzniká redukcí oxidů dusíku roztokem močoviny. 2 NO + (NH2)2CO + (1/2)O2 = 2 N2 + 2 H2O + CO2 (NH2)2CO + H2O = 2 NH3 + CO2 2 NO + 2 NH3 + (l/2) O2 = 2 N2 + 3 H2O Technologie se využívá k eliminaci oxidů dusíku v emisích z mobilních zdrojů (vznětové motory vybavené SCR katalyzátory) a z tepelných elektráren. Vzniklý amoniak se adsorbuje na elektrárenský popílek a omezuje tak možnost jeho použití jako aditiva do stavebních hmot. Groupe Renault's new Blue dCi engines - SCR technology ... •Oxokyseliny dusíku • •Kyselina didusná - H2N2O2 - bílá krystalická látka, v suchém stavu výbušná, slabá dvojsytná kyselina, málo stálá v roztoku • HO - N = N - OH (trans konfigurace) • • •Kyselina dusitá - HNO2 - středně silná kyselina, ve vodném roztoku rovnováha: • 3 HNO2 Û HNO3 + 2 NO + H2O •(disproporcionace 3 NIII ® NV+ 2 NII ) • •Dusitany - připravují se tepel. rozkladem dusičnanů alk. kovů: • 2 NaNO3 ® 2 NaNO2 + O2 • nebo jejich redukcí: • KNO3 + Pb ® KNO2 + PbO • - dusitany většinou dobře rozpustné ve vodě a toxické! Draw both resonance forms of the nitrite ion, no2-. be ... Trioxidane - WikiVisually SouvisejÃcà obrázek Výsledek obrázku pro nitrosomyoglobin Dusitan sodný (E250) a dusitan draselný (E 249) se používají jako konzervanty v masných výrobcích (především uzeninách), kde má zajistit delší trvanlivost a stálost barvy. Spolu s ním nebo místo něj se k tomuto účelu používá ještě dusitan draselný (také pravděpodobně rakovinotvorný), dusičnan sodný a dusičnan draselný. Dusičnany se během pochodů v těle na dusitany přeměňují. •Kyselina dusičná - HNO3 • - bezb. kapalina, b.t. – 42 0C, •b.v. 84 0C, s vodou neomez. •mísitelná, pro lab. použití se prodává obvykle 70 % vodný roztok •HNO3 žloutne oxidem dusičitým, který vzniká fotorozkladem: • 2 HNO3 ® 2 NO2 + H2O + 1/2 O2 •Koncentrovaná, tzv. dýmavá kyselina dusičná > 89 % je silné oxidační činidlo; • Au, Rh a Ir odolávají • Al, Fe a Cr se pasivují (pokrývají se vrstičkou resistentních oxidů) • •Oxidační účinky kyseliny dusičné klesají s klesající koncentrací až ve zředěných roztocích (pod 2 mol/l) oxidační účinky HNO3 prakticky vymizí. • •V čisté (neředěné) HNO3 se ustavuje autoionizační (autoprotolytická) rovnováha: • 2 HNO3 ↔ H2NO3+ + NO3- •Ve vodných roztocích se uplatní rovnováha: • HNO3 + H2O ↔ H3O + + NO3- • WorldWideWolfe II - Molecules/Elements/Particles •Lučavka královská 3 díly konc. HCl + 1 díl konc. HNO3 , používá se k rozpouštění ušlechtilých kovů (např. Au a Pt) • •3 HCl + HNO3 —> NOCl (nitrosyl chlorid) + 2Cl (nascentní chlor) + 2H2O • 10 Cl- + 3 NO3- + 12 H+ + 2 Au —> 3 NOCl + 6 H2O + 2 [AuCl4]- • •Lučavka Leffortova (obrácená lučavka) je směs stejných kyselin v opačném poměru – 3 díly HNO3 a 1 díl HCl. • •Nitrační směs směs konc. kyseliny dusičné a kyseliny sírové používaná k nitracím (nahrazení -H skupinou - NO2) u aromatických sloučenin. Výsledek obrázku pro xantoproteinová reakce xan Xantoproteinová reakce Koncentrovaná HNO3 poleptá kůži a vytváří žluté puchýře, v důsledku tvorby xanthoproteinu. •Výroba kyseliny dusičné : • •Ostwaldův způsob - založen na selektivní oxidaci amoniaku vzdušným kyslíkem: • 4 NH3 + 5 O2 ® 6 H2O + 4 NO •- optimální teplota 800 0C při atm. tlaku, vznikající nitrózní plyny je třeba rychle zchladit (zamezit rozklad na dusík a kyslík) - styk s katalyzátorem (Pt, Rh) jen krátký (0,1 ms), plyny vháněny velkou rychlostí přes katalyzátor ve formě síťky; v další etapě probíhá samovolně oxidace: • 2 NO + O2 ↔ 2 NO2 ↔ N2O4 •- vznikající oxid dusičitý se absorbuje ve vodě: • N2O4 + H2O ® HNO3 + HNO2 •- nežádoucí kyselina dusitá se za podmínek výroby rozkládá: • 3 HNO2 ® HNO3 + 2 NO + H2O •- uvolněný NO se vrací zpět do výroby. Crash Course Nitrogen Family - Pre Medical Exam By Utkarsh Agrawal - Unacademy Plus •Výroba kyseliny dusičné : • •Ostwaldův způsob - založen na selektivní oxidaci amoniaku vzdušným kyslíkem: • 4 NH3 + 5 O2 ® 6 H2O + 4 NO •- optimální teplota 800 0C při atm. tlaku, vznikající nitrózní plyny je třeba rychle zchladit (zamezit rozklad na dusík a kyslík) - styk s katalyzátorem (Pt, Rh) jen krátký (0,1 ms), plyny vháněny velkou rychlostí přes katalyzátor ve formě síťky; v další etapě probíhá samovolně oxidace: • 2 NO + O2 ↔ 2 NO2 ↔ N2O4 •- vznikající oxid dusičitý se absorbuje ve vodě: • N2O4 + H2O ® HNO3 + HNO2 •- nežádoucí kyselina dusitá se za podmínek výroby rozkládá: • 3 HNO2 ® HNO3 + 2 NO + H2O •- uvolněný NO se vrací zpět do výroby. a) Reakce Mg nebo Mn s velmi zředěnou HNO3 (6%) Mg + 2HNO3 —> Mg(NO3)2 +H2 Mn + 2HNO3 —> Mn(NO3)2 +H2 b) Reakce ušlechtilých kovů (Cu, Ag, Pb) s HNO3: 3 Cu + 8HNO3 (zředěná 20%) —> 3Cu(NO3)2 + 2NO+ 4H2O Cu + 4HNO3 (koncentrovaná) —> Cu(NO3)2+ 2NO2 + 2H2O 6 Hg + 8HNO3 (zředěná) —> 3 Hg2(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O Hg + 4 HNO3 (koncentrovaná) —>Hg(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O c) Oxidace železa : 4 Fe + 10 HNO3 (zředěná) —> 4 Fe(NO3)2 + N2O + 5 H2O Fe + 6 HNO3 [ konc. (70%)] —> Fe(NO3)3 + 3 NO2 + 3 H2O Železo nereaguje se silně koncentrovanou HNO3 (80%), pasivuje se vznikem ochranné vrstvičky Fe(NO3)3 na povrchu železa. Rozpouštění kovů HNO3 d) Oxidace zinku: 4 Zn + 10 HNO3 (zředěná) ——> 4 Zn(NO3)2 + N2O + 5 H2O Zn + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O e) Oxidace cínu: 4 Sn + 10 HNO3 (zředěná) ——> 4 Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O Sn + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> H2SnO3 + 4 NO2 + H2O f) Oxidace hliníku Hliník nereaguje se zředěnou ani s koncentrovanou HNO3 v důsledku vzniku ochranné vrstvičky Al2O3 na povrchu hliníku. Reakce s nekovy Reakce kyseliny dusičné s nekovy s výjimkou křemíku a halogenů probíhají za vzniku oxidu dusíku, vody a oxidu nekovu na nejvyšším oxidačním stupni tohoto prvku. C + 4 HNO3 (zředěná) ——> CO2 + 4 NO2 + 2 H2O 3 C + 4 HNO3 (koncentrovaná) ——> 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O •Dusičnany - známy od všech kovů, téměř všechny se rozpouštějí ve vodě, za vyšších teplot lze použít dusičnany jako oxidační činidla (oxidační tavení) • • • • •Dusičnany alkalických kovů •bílé, krystalické látky, rozpustné ve vodě. Lze je připravit reakcí kyseliny dusičné s příslušným hydroxidem. Při zahřívání se rozpadá na dusitan a kyslík, dle reakce (Me označuje prvek alkalického kovu): • 2 MeNO3 → 2 MeNO2 + O2 •Díky vzniklému kyslíku jsou tyto dusičnany dobrými oxidačními činidly. • •NaNO3 (chilský ledek) uplatnění nalézá v pyrotechnice, potravinářstí (E 251) a jako hnojivo. Vyrábí se reakcí oxidu dusnatého, oxidu dusičitého, kyslíku a uhličitanu sodného. NO + NO2 + Na2CO3 + O2 → 2 NaNO3 + CO2 •Laboratorní příprava: NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O Dusičnany kovů alkalických zemin ve vodě rozpustné látky při zahřívání tvoří oxid kovu a oxid dusičitý: MeNO3 → MeO + NO2 Tyto látky mají své uplatnění obvykle v pyrotechnice, jako hnojivo se používají Mg(NO3)2 a Ca(NO3)2. Ba(NO3)2 barví plamen do zelena, důležitá látka pro pyrotechniku. Sr(NO3)2 barví plamen červeně, důležitá látka pro pyrotechniku. Vyrábí se reakcí uhličitanu strontnatého s kyselinou dusičnou: SrCO3 + 2 HNO3 → Sr(NO3)2 + CO2 + H2O Dusičnany přechodných kovů ve vodě rozpustné látky při zahřívání tvoří oxid kovu a oxid dusičitý: MeNO3 → MeO + NO2 Často se užívají v chemii na další syntézy. AgNO3 se užívá se v lékařství, analytické chemii, je základem chemických procesů ve fotografii. KNO3 (ledek draselný, sanytr). Tuto látku lze připravit konverzí z dusičnanu sodného, laboratorní příprava: KOH + HNO3 → KNO3 + H2O Používá se jako hnojivo nebo jako sůl k nasolování masa (E252). Je též nejvýznamnější složkou původního černého střelného prachu. Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Frostuv diagram Oxohalogenidy dusíku Známe dvě řady oxohalogenidů dusíku: halogenidy nitrosylu (NOX) halogenidy nitrylu (NO2X). Halogenidy nitrosylu První jsou velmi reaktivní plyny, které lze vyrobit přímou halogenací oxidu dusného. Fluorid nitrosylu (NOF) je bezbarvý plyn, jde o silné fluorační a nitrační činidlo. Chlorid nitrosylu (NOCl) je žlutý plyn, je to silný elektrofil a oxidační činidlo (Tildenovo činidlo), produkt rozkladu lučavky královské. Obsah obrázku metr Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku metr Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku červená, metr Popis byl vytvořen automaticky Chlorid nitrosylu se používá v potravinářském průmyslu jako stabilizátor (E919), jeho použití není v EU povoleno. Bromid nitrosylu (NOBr) je červený plyn, silné oxidační činidlo. Za pokojové teploty částečně disociuje na oxid dusnatý a brom. Obsah obrázku stůl Popis byl vytvořen automaticky Reakcí NOCl s azidem sodným vzniká azid nitrosylu, velmi nestabilní oxid dusíku (N4O). Pod −50 °C existuje azid nitrosylu jako nažloutlá pevná látka. Nad touto teplotou se rozkládá reakcí Fluorid nitrylu (NO2F) a chlorid nitrylu (NO2Cl) jsou bezbarvé plyny a silná oxidační činidla. Halogenidy nitrylu Nitrosoniový (nitrosylový) kation NO+ Obsah obrázku metr, světlo Popis byl vytvořen automaticky Tetrafluoroboritan nitrosylu Hydrogensíran nitrosylu vzniká při výrobě HNO3 komorovým způsobem. Vzniká např. rozkladem dusitanů v kyselém prostředí Oxosloučeniny fosforu: •Oxidy • •Oxid fosforitý (P4O6) vzniká spalováním fosforu za nedostatku kyslíku; prudce jedovatý; vzduš. kyslíkem se oxiduje na oxid fosforečný; ve studené vodě poskytuje kyselinu fosforitou • •Oxid fosforečný (P4O10) vzniká spalováním fosforu v nadbytku vzduchu; • bílá krystal. látka, po osvětlení zeleně fosforeskující; snadno sublimuje; • - silně hygroskopický Þ sušící prostředek v laboratoři, s vodou poskytuje HPO3, která postupně přechází na H3PO4. Výsledek obrázku pro p4o10 •Oxohalogenidy • 2 PCl3 + O2 ® 2 POCl3 •-vznik též v první fázi hydrolýzy chloridu fosforečného: • PCl5 + H2O ® POCl3 + 2 HCl •- vznikající trichlorid-oxid fosforečný dále hydrolyzuje na H3PO4: • POCl3 + 3 H2O ® H3PO4 + 3 HCl Výsledek obrázku pro pocl3 •Oxokyseliny fosforu • •Kyselina fosforná H3PO2 •středně silná, jednosytná (pouze jeden vodík vázán přes kyslík Þ kyselý), soli fosfornany dobře rozpustné ve vodě, kyselina i soli jsou silná redukční činidla, oxidují se na H3PO4, popřípadě její soli • • •Kyselina fosforitá H3PO3; •dvojsytná (2 H vázány přes O), získá se působením vody na chlorid fosforitý, bezbarvá, krystalická, hygroskopická látka, dobře rozpustná ve vodě; redukční činidlo. • • •Kyselina hydrogenfosforečná (metafosforečná) HPO3 •vznikne zahříváním H3PO4; má tendenci polymerovat: (HPO3)n, nejznámější je cyklický tetramer (n = 4) Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek • •Kyselina trihydrogenfosforečná (orthofosforečná) H3PO4 • vyrábí se působením H2SO4 na fosfáty jako 85 % sirupovitá kapalina, čistá je bezbarvá krystal. látka, trojsytná kyselina: • H3PO4 + H2O ↔ H3O+ + H2PO4- • H2PO4- + H2O ↔ H3O+ + HPO42- • HPO42- + H2O ↔ H3O+ + PO43- • • • •Využívá se také při výrobě nealkoholických nápojů (E338; obsahuje ji např. Coca-Cola) a při výrobě zubních tmelů. Dále je kyselina fosforečná hlavní složkou odrezovače. • •Fosforečnany •jsou známy od většiny kovů; význam jako hnojiva, v laboratoři slouží např. jako složky pufrů: •alkalické dihydrogenfosforečnany (H2PO4-) reagují kysele, •hydrogenfosforečnany (HPO42-) a fosforečnany (PO43-) alkalicky Zobrazit zdrojový obrázek Physiological PH Inside Of Living Cells Is About 7 ... Výroba kyseliny fosforečné Termická kyselina fosforečná Fosfor je základní surovinou pro výrobu termické kyseliny fosforečné, která se vyrábí spalováním fosforových par s následnou absorpcí ve vodě. P4 + 5O2 → P4O10 P4O10 + 2H2O → 4HPO3 HPO3 + H2O → H3PO4 Termická kyselina je velice čistá a nemusí se provádět její rafinace. Extrakční kyselina fosforečná Výroba kyseliny fosforečné se častěji provádí rozkladem apatitu kyselinou sírovou, vzniká kyselina fosforečná a dihydrát síranu vápenatého, rozklad při dihydrátovém postupu se provádí při teplotě 70-80°C: Ca5(PO4)3F + 5H2SO4 + 10H2O → 3H3PO4 + 5CaSO4·2H2O + HF Rafinace vysrážením As přídavkem roztoku sulfidu sodného Na2S, vzniklý As2S3 se separuje filtrací. Další možností rafinace kyseliny fosforečné je extrakce do vyšších alkoholů (amylalkohol, izopropylalkohol, butanol), znečišťující ionty kovů zůstávají ve vodném roztoku, organické rozpouštědlo se poté oddestiluje. Ve formě hydroxyapatitu Ca5(PO4)3(OH) se fosfor vyskytuje v kostech a zubech obratlovců. Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Transformace kostního minerálu V kyselém prostředí (krypty, hrobky): hydroxyapatit (Ca10(PO4)6(OH)2 ) → brushit (CaHPO4 . 2 H2O ) pH: 7, 0 – 7,5 (fyziologické) pH: 4,5 – 6,0 • •v půdě dochází sklizní úrody k poklesu obsahu fosfátů Þ nutno kompenzovat průmyslovými hnojivy: - •Superfosfát - fosforečnan vápenatý vyskytující se v přírodě ve formě apatitu je nerozpustný, převádí se působením H2SO4 na směs Ca(H2PO4)2 a CaSO4 • • • • • •Fosforečnan železitý – účinná látka přípravku na slimáky a plže (Ferramol). • •Tepelnou dehydratací HPO42- vznikají difosforečnany: • 2 HPO42- ↔ P2O74- + H2O • •Tepelnou dehydratací H2PO4- vznikají cyklické polyfosforečnany: • nH2PO4- ↔ (PO3)nn- + nH2O (n = 3,4) • •Tvorba specifických polyfosfátů závisí na podmínkách zahřívání a žíhání. Sklovitá (i.e., amorfní) forma = Grahamova sůl, krystalické polyfosfáty = Kurrolova a Maddrellova sůl: [NaPO3]n[NaPO3(OH)]2 kde n ≤ 2000. • •Kyselina tetrahydrogendifosforečná H4P2O7, bezbarvá, pevná, čtyřsytná kyselina, •vytváří jen dvě řady solí: dihydrogendifosforečnany s aniontem H2P2O72- a difosforečnany s aniontem P2O74- Zobrazit zdrojový obrázek Polyfosforečnany (polyfosfáty) jsou obvykle sodné soli polyfosforečných kyselin. Mezi technicky významné polyfosforečnany patří dihydrogendifosforečnan disodný (užívá se jako prášek do pečiva), difosforečnan tetrasodný (je součástí technických čisticích prostředků) a trifosforečnan pentasodný (používá se při výrobě pracích prostředků). Polyfosforečnany se užívají jako změkčovače vody, v zemědělství jako hnojivo. V potravinářském průmyslu (E 452)se používají jako zvlhčující látky, tavicí soli, stabilizátory, sekvestranty, kypřící látky a emulgátory. Polyfosforečnany se přidávají do masných výrobků a ryb, protože mají schopnost vázat a udržovat v nich vodu. Užívají se jako tavicí soli v tavených sýrech. V menších dávkách jsou polyfosforečnany považovány za bezpečné látky, avšak jejich vysoké dávky může způsobit odvápnění kostí. Adenosin trifosfát (ATP) je zásadní pro funkci všech známých buněk. Při rozkladu ATP na ADP dochází k uvolnění značného množství energie. Tato energie se využívá téměř ve všech typech buněčných pochodů Eutrofizace vody Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku tráva, exteriér, ovce, voda Popis byl vytvořen automaticky Eutrofizace = obohacování vod o živiny, zejména dusík a fosfor. Dusíkaté látky a fosfáty často pocházejí z hnojiv používaných v zemědělství, dešti splavovaných do vodních toků, u fosforu jsou to také prací prostředky, přicházející do řek kanalizací). Důsledkem je nejprve přemnožení planktonu a také sinic a posléze, po masovém odumření, se projeví nedostatek kyslíku ve vodě (zejména u dna, kde ho odebírá tlení hmoty) a následné vymírání ryb a dalších organismů. Přístupu kyslíku do spodních vrstev brání pyknoklina – vrstva oddělující vodu s odlišnou hustotou. Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Frostuv diagram Zobrazit zdrojový obrázek Organické sloučeniny fosforu ATPanionChemDraw.png Zobrazit zdrojový obrázek ATP kyselina fytoová fosfolipidy Properties of Phosphorus Compounds - Chemistry LibreTexts •Oxosloučeniny arsenu • •Oxid arsenitý (arsenik) •Arsenolit (As4O6) •Claudetit (As2O3) • známý jed (“dědický prášek”) • - vzniká hořením As na vzduchu • - málo rozpustný ve vodě, rozpouští se v kyselinách za vzniku arsenitých solí: • As2O3 + 6H+ ® 2As3+ + 3H2O • a v zásadách za vzniku arsenitanů: • As2O3 + 6OH- ® 2AsO33- + 3H2O • •Oxid arseničný (As2O5) • - vzniká dehydratací kyseliny arseničné zahříváním jako bílá, sklovitá, amorfní, hygroskopická látka. Zobrazit zdrojový obrázek Arseniáza = důsledek vysokého obsahu As půdě (např. Atacama, S Chile) 38 – 220 ppm As ve vlasech mumií Chinchorro (7000 – 600 let) Simon Bolívar Zemřel na chronickou otravu arsenem doprovázenou rakovinou plic. Otrava As souvisí patrně s vysokým obsahem As v pitné vodě v Peru a s požíváním léků na bázi arsenu. Phar Lap (1926 – 1932) slavný dostihový kůň. Nejprve se proslavil v Austrálii, poté i v Americe, kde na něj byl před jedním důležitým závodem spáchán atentát. Kulka ho však minula. Zemřel zanedlouho po atentátu, hovořilo se o kolice. Analýza žíní prokázala požití značného množství arseniku krátce před smrtí. Zobrazit zdrojový obrázek Charles Francis Hall (1821 – November 8, 1871) americký polárník. Jeho tělo bylo exhumováno v Grónsku v roce 1968. V jeho pozůstatcích byla zjištěna vysoká koncentrace arsenu. Byl patrně otráven vzbouřenými členy posádky. Kontaminace pozůstatků arsenem z půdy je nepravděpodobná. Zobrazit zdrojový obrázek •Oxokyseliny • •Volná kyselina arsenitá není známa, •jedná se o hydratovaný oxid arsenitý • •soli arsenitany MIAsO2 nebo MI3AsO3 - arsenitany •mírná redukční činidla (oxidují se na arseničnany): • AsO33- + I2 + H2O = AsO43- + 2 I- + 2 H+ •Arsenitan tristříbrný Ag3AsO3 - žlutá nerozpustná látka, v analytické chemii využívaná k důkazu arsenitanů •Arsenitan trisodný Na3AsO3 – fungicid, insekticid • •Scheeleova zeleň CuHAsO3 , • •Svinibrodská zeleň • 3 Cu(AsO2)2 .Cu(CH3COO)2 -v minulosti používány jako zelená barviva, též k barvení tapet. Působením plísní se z tapet uvolňovaly toxické formy As. • •Kyselina trihydrogenarseničná (H3AsO4) •- vznikne rozpouštěním As2O5 ve vodě nebo oxidací As2O3 kys. dusičnou: • 3 As2O3+ 4 HNO3+ 7 H2O® 6 H3AsO4 + 4 NO • -krystaluje jako hemihydrát (t.j. s 1/2 H2O) -- slabá kyselina • •Arseničnany • - izomorfní s fosforečnany, ve vodě jsou rozpustné soli alkalických kovů • • • Zobrazit zdrojový obrázek Ca3(AsO4)2 . 3 H2O – dříve se používal v ochranných prostředcích pro rostliny. CCA (arseničnan měďnatý dopovaný chromem) – ochrana dřeva, používán zejména v USA. Obsah obrázku paluba, štětec, zaparkované Popis byl vytvořen automaticky Dissociation constants of arsenate and arsenite ... Organicke sloučeniny arsenu Zobrazit zdrojový obrázek kyselina kakodylová https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/12/Lewisite.svg/1920px-Lewisite.svg.png Lewisit Structural formula of arsenicin A Arsenicin A Structural formula of arsenobetaine Arsenobetain Skeletal formula of roxarsone Roxarson Zobrazit zdrojový obrázek Salvarsan Metabolity arsenu Arsen nahrazuje fosfor v organických sloučeninách – kacinogen. Interakcí s –SH skupinami enzymů narušuje metabolismus. •Oxosloučeniny antimonu • •Oxid antimonitý Sb4O6 • - ve vodě málo rozpustný, amfoterní charakter: rozpouští se v kyselinách (za vzniku solí antimonitých) , v hydroxidech alkalických kovů vznikají antimonitany (např. NaSbO2 ) • • • •Oxid antimoničný Sb2O5 • - žlutý prášek, ve vodě jen velmi málo rozpustný na kysele reagující roztok kys. antimoničné (hydrat. oxidu) Sb2O5 x H2O • - v alk. hydroxidech se rozpouští • na vzniku MI[Sb(OH)6] Sb4O6-molecule-from-senarmontite-xtal-2004-3D-balls-B.png Antimony-pentoxide-xtal-1979-3D-balls.png Antimonité soli Vinan antimonylo-draselný K2[Sb2(C4H2O6)2]·3H2O byl znám již ve středověku jako dávivý kámen neboli tartarus emeticus. Tato sloučenina je dobře rozpustná ve vodě a po požití vyvolává zvracení. Je stejně jako všechny rozpustné soli antimonu jedovatý. Síran antimonitý Sb2(SO4)3 je bezbarvá krystalická látka. Získává se rozpouštěním antimonu, oxidu antimonitého nebo sulfidu antimonitého v horké koncentrované kyselině sírové. Dusičnan antimonitý Sb(NO3)3 je bílá krystalická látka. Vzniká reakcí oxidu antimonitého s dýmavou kyselinou dusičnou. •Oxosloučeniny bismutu • •Oxid bismutitý Bi2O3 citronově žlutý prášek, rozpustný v kyselinách na bismutité soli. • •Hydroxid bismutitý Bi(OH)3 bílá látka vznikající srážením roztoků bismutitých solí hydroxidy alkalických kovů, např.: • Bi(NO3)3 + 3 KOH ® Bi(OH)3 + 3 KNO3 • •Bismutičnany MIBiO3, MI3BiO4 • - oxidací Bi2O3 v silně zásad. prostředí (taveniny hydroxidů alk. kovů) silnými ox. činidly • - intenzivně zabarvené látky (žluté, červené, hnědé) • - velmi silná ox. činidla Bismutité soli Dusičnan bismutitý Bi(NO3)3 je bezbarvá krystalická rozpustná látka. Při zahřívání přechází na oxidusičnan bismutitý BiO(NO3), který se používá jako barvivo s názvem španělská běloba. Dusičnan bismutitý se připravuje rozpouštěním kovového bismutu v kyselině dusičné. Síran bismutitý Bi2(SO4)3 je bílá krystalická hygroskopická a rozpustná látka. Získává se rozpouštěním kovu, oxidu nebo sulfidu v kyselině sírové. Uhličitan bismutitý Bi2(CO3)3 je bílá práškovitá nerozpustná látka, která se připravuje reakcí rozpustné bismuité soli s rozpustným uhličitanem.