Pentely V. hlavní podskupina •N • • •P • • •As • • •Sb • • •Bi Bi Nitrogen Facts, Symbol, Discovery, Properties, Uses Arsenic-Based Therapeutics https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/8/88/PhosphComby.jpg •N, P, As, Sb, Bi • •Směrem od nejlehčích k nejtěžším homologům roste at. poloměr, klesá IE, klesá elektronegativita, roste kovový charakter a roste bazický charakter oxosloučenin. Elektropozitivní charakter prvků stoupá s velikostí atomů. • •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, zatímco sloučeniny bismutité jsou stálé. Z halogenidů jsou známy všechny trihalogenidy MX3. Z pentahalogenidů MX5 existují jen PF5, PCl5, PBr5, AsF5, SbF5, SbCl5, BiF5, tj. chybí pentahalogenidy dusíku (dusík nemá k dispozici d orbitaly) a také pentahalogenidy, nestálé 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). • •Oxidy dusíku, fosforu a arsenu jsou kyselinotvorné, Sb2O3 je amfoterní (rozpouští se v kyselinách i alk .hydroxidech), Bi2O3 je zásadotvorný (nerozpouští se v alk. hydroxidech). • • Vzhledem k růstu elektropozitivního charakteru roste i iontovost vazby. Např. u sloučenin typu MCl3 se tak 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) •- velké pevnosti vazby dusíkových atomů v molekule N2, odpovídá vysoká 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. • •Za normálních podmínek je dusík chemicky inaktivní prvek. Stává se reaktivnější až za vyšších teplot nebo v přítomnosti katalyzátoru: • N2 + 3H2 ® 2NH3 (v přítomnosti katalyzátoru, proces Haber-Bosch) • N2 + O2 ® 2NO (v el. oblouku, process Birkeland-Eyde) • N2 + 3Mg ® Mg3N2 • 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 %. Velký je rozdíl v chemickém chování dusíku a jeho homologů (P, As, Sb, Bi) - rozdíl ve velikosti atomů a rozdílné vazebné možnosti (dusík nemá k dispozici volné orbitaly d, ale může tvořit násobné vazby). Jen u sloučenin dusíku je možná vazba pp-pp (tj. π-vazby). - N2 je výjimečně málo reaktivní biatomický plyn, oproti reaktivnímu krystalickému bílému fosforu s tetraedrickými molekulami P4 - 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 má bod varu 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. Kapalný dusík Příprava dusíku většinou z tlakové láhve označený zeleným pruhem 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 %. V atmosféře je přítomen elementární dusík (78 % obj.; cca 1015 t) a oxidy dusíku (vznikají při el. výbojích – bouřky, jako odpadní produkty průmyslové činnosti a provozem spalovacích motorů). Oxidy dusíku mají významný podíl na kyselých deštích. Ve sladké i mořské vodě jsou přítomny dusičnany a amonné soli. Zhruba 106 t dusíku cirkuluje a přechází do půdy (amonné soli, dusičnany). V přírodě se vyskytují se vyskytují dusičnany jako minerály (chilský ledek, draselný ledek) Základním mezistupněm látkové přeměny je amoniak (amonné soli), které tvoří zdroj bílkovinného 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 Biologická fixace dusíku (diazotrofie) 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 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 motorů. Výsledek obrázku pro nitrogen cycle •Fosfor • •- elementární fosfor je znám ve 3 základních alotropických modifikacích: •bílé, červené a černé • •Bílý fosfor • - nažloutlý, při laboratoní teplotě měkký; • - rozpustný v sirouhlíku, benzenu a etheru; • - vysoce jedovatý (smrtelná dávka činí cca 0,15 g). • •Je tvořen molekulami P4 (tetraedr), molekuly jsou v kryst. mřížce drženy slabými van der Waalsovými vazbami. Krystalizuje ve 2 modifikacích: • krychlové a (vzniká ochlazením par fosforu na lab. teplotu) • šesterečné b (vzniká ochlazením par fosforu na - 77 0C) • • • • • science chemistry element white phosphorus | Fundamental Photographs ... 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. 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 + 2 H2O + 4 NaOH → 2 PH3 + 2 Na2HPO3 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; -Je 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 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 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. Chapter 5.3: Lewis Structures - Chemistry LibreTexts Válečné užití bílého fosforu undefined Fosfor ulpívá na různých površích včetně kůže a oblečení; hořící látka se velmi obtížně hasí. Bílý fosfor může způsobit hluboké popáleniny až na kost a zbytky fosforu v ranách se mohou po odstranění obvazů znovu vznítit. Ti, kdo popáleniny přežijí, mohou zemřít na selhání orgánů v důsledku toxicity bílého fosforu. Fosfor byl použit už v I. a ve II. světové válce. Ve válce ve Vietnamu byl používán v rámci plošného bombardování a vypalování podzemních úkrytů. Používá se také ve válečných konfliktech v 21. století. Bílý fosfor se v kontaktu s kyslíkem vznítí a při hoření uvolňuje velké množství kouře. Teplota hoření fosforu je 800 - 2500 °C. Bílý fosfor se používá jako náplň do zápalné munice (dělostřelecká munice, letecké bomby a puškové granáty) a jako prostředek pro vytvoření kouřové clony. •Fosfor se v zemské kůře vyskytuje pouze v nejvyšším oxidačním čísle V, v meteoritech též jako fosfid; nejdůležitější minerály jsou apatity, které mají obecný vzorec • Ca5(PO4)3X , kde X = F, Cl, OH, 1/2 CO3 • •Biologický význam • •Fosforečnany (fosfáty) jsou nezbytnou součástí výživy člověka (spotřeba je asi 1 g/den), obsaženy v sýrech, mléku, vejcích. • •V živých organismech v esterech s tuky a cukry (např. DNA, ATP, kyselina fytoová), hydroxyapatit je obsažen v kostech a zubech, ATP slouží k 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 Reakce arsenu s kyselinou disírovou (oleum) probíhá za vzniku hydrogensíranu arsenitého: 2As + 6H2S2O7 → 2As(HSO4)3 + 3H2SO4 + 3SO2 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 V přírodě se As vyskytuje nejčastěji ve formě sulfidů: As4S4 - realgar, As2S3 - auripigment, FeAsS – arsenopyrit, FeAs2 - löllingit Výroba tepelným rozkladem arsenopyritu (FeAsS) nebo löllingitu (FeAs2) 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. Arsenový bronz je (nezáměrnou?) slitinou mědi a arsenu. Použití arsenu s mědí vede k vyšší pevnosti v tahu konečného výrobku a lepšímu chování při odlévání (snížený vznik okují). Přítomnost arsenu v mědi snižuje její elektrickou vodivost (0,5 % As na snižuje vodivost 34 %, přítomnost 0,05 % arsenu snižuje vodivost o 15 %). Nejstarší doklady jsou známy už z 5. tis. př. n. l. z území dnešního Íránu, později se technologie rozšířila na Blízký východ, Kavkaz, východní a střední Evropa. Arzen je přítomen v řadě nerostů obsahujících měď, sloužících jako měděné rudy, např. arsenopyrit (FeAsS), enargit (Cu3AsS4), olivenit (Cu2(AsO4)OH) a tennantit (Cu12As4S13) . MUSEUM-CLASS ARSENICAL BRONZE PRESTIGE DAGGER KNIFE FROM A NOBLE OF ... 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). Od pravěku je známa slitina Cu a As, tzv. arsenová měď, resp. arsenový bronz. • •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. 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. Bismut tvoří s většinou kovů slitiny, které mají nízké teploty tání. V přírodě se vyskytuje ve formě sulfidů, např. Bi2S3 - bismutinit Výroba Loužení sulfidických rud pomocí HCl, z výluhu se bismut sráží železem: BiCl3 + Fe ® FeCl3 + Bi Redukce uhlíkem po pražení bismutinitu 2 Bi2S3 + 9 O2 → 2 Bi2O3 + 6 SO2 pražení sulfidu Bi2O3 + 3 C → 2 Bi + 3 CO redukční pochod 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. 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. 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. Po dlouhou dobu byl bismut 209Bi pokládán za stabilní, podléhá však α rozpadu s poločasem přibližně 2×1019 let. Je to jeden z nejpomaleji se přeměňujících přirozených radioizotopů. Bismut je důležitou součástí kosmetických a lékařských přípravků: např. zásaditá sůl kyseliny gallové se používá na zásyp ran, sloučeniny bismutu se používají i jako léky proti syfilidě a jako součást desinfekčních prostředků a léků používaných při léčení žaludečních a střevních chorob (např. bismutitá sůl kyseliny salicylové). Bismuth(III) gallate basic hydrate ≥98.0% (calc. on dry substance, KT ... Difference Between Bismuth Subsalicylate and Bismuth Subcitrate ... subsalicylát bismutu hydrát subgallátu bismutu •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 • •Amoniak (čpavek, NH3) • •- bezbarvý plyn štiplavého zápachu, ve vyšších koncentracích toxický, dobře rozpustný ve všech polárních rozpouštědlech s neutrální nebo kyselou reakcí za vzniku amonného kationtu NH4+. • •Příprava: • -působením hydroxidů alk. kovů na amonné soli : • 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 (NH3) | Integrovaný registr znečišťování •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 (používá se jako chladivo) •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 lahvích se žlutým pruhem, • 25 % vodný roztok (roztok hydroxidu amonného) • •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 WODA AMONIAKALNA 25% AMONIAK 1l STANLAB - 8856972415 - oficjalne ... SouvisejÃcà obrázek SouvisejÃcà obrázek Konečný produkt metabolismu dusíku Guano SouvisejÃcà obrázek = nahromaděný trus mořských ptáků či netopýrů, který se postupně za velmi dlouhou dobu nashromáždil do mohutných vrstev. Obsahuje zejména dusičnany, močovinu 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 Raw Bat Guano Netopýří guano Ptačí guano 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, resp. amonný iont (NH4+), je 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. •Reakce amoniaku • •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: • NH3 + H2O ® NH4+ + OH - (NH4OH je ve vodě zcela disociován) • • •Amonné soli (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) ¿Cómo se forman los iones? - Curiosoando 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 ireversibilní 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 skupinou vzniklou z oxokyseliny odtržením -OH skupiny, se odvozují • • amidy (-NH2) • imidy (=NH) • nitridy (ºN) • •Amidy alkalických kovů (Li, Na, K) 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 na imidy, imidy se dále rozkládají na amoniak a nitridy: • 2 NaNH2 ® Na2NH + NH3 • 3 Na2NH ® 2 Na3N + NH3 •Silné zásady, použití v organické syntéze pro nukleofilní substituce, polymerace, apod. Amidy (azanidy), imidy a nitridy Komplexy přechodných kovů s amido ligandem se často vyrábějí reakcí metateze solí nebo deprotonací komplexů kovových aminů. Amidy kyselin Močovina (diamid kyseliny uhličité) – konečný metabolit dusíku vyšších obratlovců; výroba krmiv a hnojiv, redukce emisí NOx, kosmetika, zubní pasty, hasicí přístroje. Sulfamid (diamid kyseliny sírové, také amid sulfurylu) se používá v syntéze léčiv. Vyrábí se reakcí sulfurylchloridu s amoniakem. Kyselina sulfamová (kys. amidosírová, kys. amidosulfonová) - součást čistících prostředků; výroba barviv a pesticidů. Imid lithný je silně bazický a deprotonuje i některé extrémně slabé kyseliny, jako je metan a amoniak (díky velmi lokalizovanému zápornému náboji na dusíku, který nese dva formální náboje). Používá se v organické a organokovové chemii, byl též zkoumán jako materiál pro skladování vodíku. undefined Amidochlorid rtuťnatý (Hg(NH2)Cl) je velmi dobře rozpustná a toxická sloučenina rtuti. Amidojodortuť (jodid Millonovy báze) je hnědá sraženina, produkt Nesslerovy reakce pro důkaz amoniaku. undefined Strukturní vzorec •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, …; hydrolyzují se za vzniku amoniaku: • • Mg3N2 + 6 H2O ® 3 Mg(OH)2 + 2 NH3 •kovalentní • BN, (CN)2, Si3N4, P3N5, S4N4 • •intersticiární: • vytvářejí je především přechodné kovy (Ti, V, Cr, Mo, Ni, Ta), atomy dusíku jsou zabudovány do mřížky kovu. Mají proměnlivé složení; chemicky netečné, tvrdé, mají vysoké body tání. WebElements Periodic Table » Chromium » chromium nitride arXiv:1403.2762v1 [cond-mat.mtrl-sci] 11 Mar 2014 Lithium nitride (Li3N) 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 Rare-earth-free magnet made from cheap materials Strukturnà vzorec •Náhradou vodíku v amoniaku atomem elektronegativnějšího prvku se odvozují aminy, např.: • NH3 + Cl2 ® NH2Cl + HCl (chloramin) • •Chloramin (NH2Cl) 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. • •Hydroxylamin (NH2OH) • •- 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) Aminy •Hydrazin (N2H4 ) • •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. Hydrazin (N2H4 ) •Azidovodík (kyselina azidovodíková, HN3 ) • •- 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 se stříbrem, mědí nebo olovem, může vést k tvorbě explozivních nebo toxických sloučenin (azid měďnatý, azid stříbrný, azid olovnatý). Při styku se silnými kyselinami se uvolňuje kyselina azidovodíková. • Výsledek obrázku pro hydrogen azide Výsledek obrázku pro azide silver azide | AgN3 | ChemSpider lead azide -- Critically Evaluated Thermophysical Property Data from ... Lithium Azide Sodium Azide Lithium Sulfate, PNG, 970x766px, Sodium ... 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“. • Fosfan (fosfin, PH3) • •- 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 (PH4+ ) •- soli fosfonia (PH4+ ) jsou analogií amonných solí, velmi málo stálé, rozkládají se i vodou: • PH4I + H2O ® PH3 + I- + H3O+ • •Fosfidy (P3- ) • - 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 • Calcium phosphide - Wikipedia •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 účinný proti potkanům, myším, morčatům a králíkům, kteří nemají zvracivý reflex. Zn3P2 je také 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. Difosfan – Wikipedie • Arsan (arsin, arsenovodík, AsH3) • •- 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 Download Poison, Skull And Crossbones, Poisonous. Royalty-Free Vector Graphic - Pixabay Mineral Notes 5 - Arsenic •Arsenidy • •Je známa řada arsenidových minerálů, např. nikelin (NiAs) a skutterudit (CoAs3), často vyskytují jako nečistoty v sulfidických rudách. • • • • Mnohé arsenidy nepřechodných kovů se používají jako polovodiče, například arsenid gallitý GaAs. Stiban (antimonovodík, SbH3) a bismutan (bismutovodík, BiH3) mají podobné vlastnosti jako AsH3, jsou velmi nestálé. Bandstructure of gallium arsenide (GaAs) Gallium Arsenide (GaAs) | Coherent Antimonidy, diantimonidy a polyantimonidy Mezi známé antimonidy patří izolované ionty Sb3- (v Li3Sb, Na3Sb), činky Sb24- (v Cs4Sb2), kratší řetězce antimonu (např. Sb68- v SrSb3), nekonečné spirály (Sb-)n (v NaSb, RbSb), planární čtyřčlenné prstence Sb42-, klece Sb73- v Cs3Sb a anionty ve tvaru sítě Sb32- v BaSb3. InSb je polovodič. Ball and stick cell model of indium antimonide •Halogenidy dusíku • •- existují trihalogenaminy (NX3, odvozené od amoniaku) a halogenazidy (XN3, odvozené od azidovodíku) •- s výjimkou NF3 jsou 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. • • Nitrogen trifluoride - Alchetron, The Free Social Encyclopedia Jsou známy antimonidové minerály, např. breithauprit (NiSb) cuprostibit (Cu2Sb) stibiopalladinit (Pd5Sb2). Database-Cu2Sb | U Arkansas Quantum Materials Lab Cu2Sb Category:Cuprostibite - Wikimedia Commons Bismutidy jsou spíše intermetalické sloučeniny, které obsahují částečně kovové a částečně iontové vazby. 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 Jodazid (IN3) je výbušná, za běžných podmínek polymerní žlutá pevná látka. Uchovává se v dichlormethanu se sušidlem, stopy vody způsobují rozklad. Používá se v organické syntéze. •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 • •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 Sloučeniny dusíku a fosforu Pentanitrid trifosforu (P3N5) = bezbarvá amorfní látka. Příprava: 3 P4S10 + 20 NH3 → 4 P3N5 + 30 H2S Při teplotě cca 800 °C se rozkládá na bezbarvý nitrid fosforitý PN , který Při nižších teplotách polymeruje P3N5 → 3 PN + N2 Fosfazeny jsou tvořené řetězci nebo cykly z atomů fosforu a dusíku, v nichž se pravidelně střídá jednoduchá a dvojná vazba. Nejznámějším představitelem je cyklický trimer hexachlorocyklotrifosfazen, který se připravuje reakcí chloridu fosforečného a chloridu amonného. Hexachlorophosphazene - Wikipedia Hexachlorophosphazene - Wikipedia Solved: An important starting material for the manufacture of poly... | Chegg.com molecules - Structure of N₅P₃? - Chemistry Stack Exchange Fosfazeny Structure and Bonding of Triphosphazenes. Hexachlorophosphazene - Wikipedia Fosfazeny a jejich deriváty nacházejí využití jako pesticidy, kancerostatika, antioxidanty, zpomalovače hoření, apod. 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. Methemoglobinémie (syndrom modrých dětí) Nitrates in Drinking Water – “Blue Baby Syndrome” - Ultra Tech Water Systems illustrated medicine: Methemoglobinemia Hlavním příznakem je namodralá barva rtů a kůže, dostavuje se dušnost, poruchy vědomí a pokud tento stav trvá dlouho, může dítě upadnout do bezvědomí, dokonce i zemřít. Zdrojem dusičnanů může být především pitná voda. Limitní hodnota je 50 mg/l, doporučuje se <35 mg/l. Pokud se do organismu dostane velké množství dusičnanů/dusitanů (dusičnany se v trávicím traktu mikrobiálně redukují na dusitany), molekuly hemoglobinu se zoxidují na molekuly methemoglobinu, které nejsou schopny vázat kyslík. Dospělý člověk má dostatečnou koncentraci enzymu methemoglobinreduktázy, který zajišťuje přeměnu methemoglobinu zpět na hemoglobin. Organismus dítěte ale obsahuje menší koncentraci tohoto enzymu, což nemusí pro přeměnu methemoglobinu zpět na hemoglobin stačit. Kojenecká voda Toma Natura levně | Kupi.cz •Kyselina dusičná - HNO3 • •- bezb. kapalina, b.t. – 42 0C, • •b.v. 84 0C, s vodou neomezeně 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 Xanthoproteinová reakce Koncentrovaná HNO3 poleptá kůži a vytváří žluté puchýře, v důsledku tvorby xanthoproteinu (produkt nitrace aromatické skupiny na aminokyselinách Phe a Tyr). 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 Frostův diagram 8.1.4.1: Latimer Diagrams summarize elements' redox properties on a ... Latimerův 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 Image result for NO2Cl Lewis Structure Oxosloučeniny fosforu •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- • • • • Zobrazit zdrojový obrázek 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, není nutno ji rafinovat. Využívá se při výrobě nealkoholických nápojů (E338; obsahuje ji např. Coca-Cola) a při výrobě zubních tmelů. Coca Cola Can 330 ml (Pack of 24) - Buy Online in UAE. | Grocery ... Extrakční kyselina fosforečná Výroba technické 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. Extrakční kyselina fosforečná je např. hlavní složkou odrezovače. Kyselina tetrahydrogendifosforečná (kyselina pyrofosforečná, H4P2O7) - bezbarvá, pevná, čtyřsytná kyselina. vytváří jen dvě řady solí: dihydrogendifosforečnany s aniontem H2P2O72- a difosforečnany s aniontem P2O74- Oligofosforečné a polyfosforečné kyseliny Molekuly kyseliny trihydrogenfosforečné mohou kondenzovat za vzniku větších molekul a odštěpení molekul vody. Kondenzací menšího počtu molekul vznikají oligofosforečné a z většího počtu polyfosforečné kyseliny. Polyfosforečné kyseliny se používají v organické syntéze při cyklizačních a acylačních reakcích. •Fosforečnany • •jsou známy pro většinu kovů; význam mají jako hnojiva, v laboratoři slouží např. jako složky pufrů: • •dihydrogenfosforečnany (H2PO4-) reagují kysele • •hydrogenfosforečnany (HPO42-) a fosforečnany (PO43-) reagují alkalicky Physiological PH Inside Of Living Cells Is About 7 ... Fosforečnan amonný (NH4)3PO4 se používá jako hnojivo (součást kombinovaných hnojiv) a jako potravinářské aditivum (E 342 – součást kypřících prášků, úprava pH potravin). Vyrábí se neutralizací roztoku kyseliny fosforečné amoniakem. Fosforečnan sodný Na3PO4 se používá jako analytické činidlo. Společně s hydrogenfosforečnanem sodným a dihydrogenfosforečnanem sodným slouží jako potravinářské aditivum (E339). Hydroxyapatit Ca5(PO4)3(OH) se vyskytuje v kostech a zubech obratlovců. Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek V kyselém prostředí (krypty, hrobky) se hydroxyapatit mění na brushit: hydroxyapatit (Ca10(PO4)6(OH)2 ) → brushit (CaHPO4 . 2 H2O ) pH: 7, 0 – 7,5 (fyziologické) pH: 4,5 – 6,0 Apatity - skupina minerálů, fosforečnany vápenaté. Uložením v sedimentech dochází k přeměně hydroxyapatitu na fluorapatit Ca5(PO4)3F – toho lze využít při datování fosilií. • • Fosforečnan železitý – účinná látka přípravku na slimáky a plže (Ferramol). Superfosfát - fosforečnan vápenatý, vyskytující se v přírodě jako apatit, je nerozpustný a nelze ho efektivně využít jako hnojivo. Převádí se proto působením H2SO4 na směs Ca(H2PO4)2 a CaSO4, tzv. superfosfát. 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. Difosforečnany a polyfosforečnany 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. Latimerův diagram 8.1.4.1: Latimer Diagrams summarize elements' redox properties on a ... Frostův diagram Speciation of uranium in a uranium–water system at 25 °C and I = 0 M ... Zobrazit zdrojový obrázek Organické sloučeniny fosforu ATPanionChemDraw.png Zobrazit zdrojový obrázek ATP kyselina fytoová fosfolipidy Properties of Phosphorus Compounds - Chemistry LibreTexts Oxosloučeniny arsenu Arsinová kyselina (H3AsO2) je hypothetická sloučenina, isostrukturní s kyselinou fosfornou. Jsou známy organické sloučeniny As formálně odpovídající stechiometrii R2HAsO2. Structural formula kyselina kakodylová kyselina difenylarsinová •Oxid arsenitý (As2O3, As4O6, arsenik) • •Arsenolit (As4O6) •Claudetit (As2O3) • • - prudký jed, známý už ve středověku (“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 • •Dříve používán jako rodenticid, insekticid (mucholapky) a herbicid. •V současné době je jeho používání zakázáno. Zobrazit zdrojový obrázek Oxid arseničný (As2O5) - vzniká dehydratací kyseliny arseničné zahříváním jako bílá, sklovitá, amorfní, hygroskopická látka. ISO W016 - Toxic/Poison Symbol Label (Triangle), SKU: LB-0443 Oxosloučeniny arsenu Arseniáza = důsledek vysokého obsahu As půdě (např. Atacama, S Chile) 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. Koncentrace 38 – 220 ppm As ve vlasech mumií Chinchorro (7000 – 600 let) Hromadná otrava cukrovinkami v Bradfordu Náhodná otrava arsenikem v Bradfordu v Yorkshire roku 1858. Z více než 200 intoxikovaných jich 20 zemřelo, ostatní měli vážné zdravotní problémy. Místo neškodného prášku zvaného „daft“ (směs drceného vápence a sádry) byl do cukroví omylem přidán arsenik. Obě bílé práškovité látky byly skladovány vedle sebe v nedostatečně označených nádobách. Bradford sweet poisoning 1858 Copyright Mark Davis with permission Dying for a Humbug, the Bradford Sweets Poisoning 1858 Phar Lap (1926 – 1932) slavný australský 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 – 8. 11. 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 • •Kyselina arsenitá (HAsO2, H3AsO3) •jedná se spíše o hydratovaný oxid arsenitý • • • •Arsenitany (MIAsO2, MI3AsO3) • •mírná redukční činidla (oxidují se na arseničnany): • AsO33- + I2 + H2O = AsO43- + 2 I- + 2 H+ • •Arsenitan tristříbrný (Ag3AsO3) - žlutá nerozpustná látka, v analytické chemii se vzniká při důkazu arsenitanů • •Arsenitan trisodný (Na3AsO3) – fungicid, insekticid • • Arsenitan měďnatý (Cu(AsO2)2) je součástí tzv. Scheeleovy zeleně a Svinibrodské zeleně. Ty byly v minulosti používány jako zelená barviva. Scheeleova zeleň je žlutozelený pigment s převažující složkou arsenitanu měďnatého. Ve skutečnosti skládá z mnoha různých sloučenin, např. CuO·As2O3, CuHAsO3, Cu(AsO3)2·3H2O, 3CuO·As2O3·2H2O, CuAsO2, Cu(AsO2)2 a 2CuO·As2O3·2H2O. Oproti pigmentům na bázi uhličitanu měďnatého je Scheeleova zeleň zářivější a stálejší. Vzhledem k obsahu mědi však měla tendenci časem blednout a za přítomnosti sirovodíku a sulfidů dokonce černat. Scheeleova zeleň se v 19. století používala jako pigment pro barvení papíru a tapet, bavlněných a lněných tkanin, voskových svíček , dětských hraček a dokonce i cukrovinek. Ve 30. letech 20. století byla použita jako insekticid. Scheele Green & Paris Green | Paris green, Paris, Green copper Svinibrodská (schweinfurtská) zeleň (triarsenitan-octan měďnatý; také Pařížská zeleň, Vídeňská zeleň, smaragdová zeleň) je vysoce toxický smaragdově zelený krystalický prášek. Používala se jako syntetické barvivo, rodenticid a insekticid. Strukturní vzorec Na počátku 20. století bylo hojně rozšířeno (zejména v Americe) použití směsi svinibrodské zeleně a hydrogenarseničnanu olovnatého jako insekticidu v jabloňových sadech. Ve 40. letech 20. století byla svinibrodská zeleň rozprašována z letadel na Sardinii a Korsice jako insekticid proti malárii. Byla též použita na hubení krys v pařížské kanalizaci, odtud též název Pařížská zeleň. Pro zářivý zelený odstín, dobré krycí schopnosti, světelnou stálost a odolnost vůči povětrnostním podmínkám byla oblíbena u malířů, jako např. anglický krajinář William Turner, impresionisté Claude Monet a Auguste Renoir i postimpresionisté Paul Gauguin, Paul Cézanne a Vincent van Gogh. Scheele Green & Paris Green | Paris green, Paris, Green copper V 19. století se zejména Scheeleova zeleň a později též svinibrodská (pařížská) zeleň používala k barvení látek na zeleno. Proto ve viktoriánské době řada žen (včetně švadlen) měla zdravotní problémy či dokonce umírala. K symptomům otravy patřily zelené ruce, žluté nehty a hluboké jizvy. Oba pigmenty, Scheeleova i svinibrodská zeleň, byly hojně používány k výrobě tapet. Toxické sloučeniny arsenu se z nich mohly uvolňovat dvěma způsoby: 1. Nepatrné částečky pigmentu se mohly uvolnit do ovzduší (odkud mohly být absorbovány plícemi) a/nebo se stát se součástí prachu. 2. Působením vyšší teploty, vlhkosti a mikroorganismů (zejm. plísní), se z tapet uvolňují toxické plyny AsH3 nebo As(CH3)3. As(CH3)3 je však velmi málo toxický a zřejmě tak nebyl zdrojem otrav. The Color That May Have Killed Napoleon: Scheele's Green ... Kulečníkový sál na zámku Krásný vrch (sev. úpatí Rychlebských hor) – tapety barvené Scheeleho zelení. •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 (AsO43-) • •- 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 ... Organické 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 (V) nahrazuje fosfor v organických sloučeninách, karcinogen. 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 (resp. hydratovaného oxidu) Sb2O5 . 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. Антимонилтартрат калия •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) • vznikají oxidací Bi2O3 v silně zásaditém prostředí (taveniny hydroxidů alk. kovů) silnými ox. činidly • intenzivně zabarvené látky (žluté, červené, hnědé) • velmi silná oxidační činidla Bismutičnan sodný (NaBiO3) je silné oxidační činidlo. Je poněkud hygroskopický, ale není rozpustný ve studené vodě, což může být výhodné, protože činidlo lze po reakci snadno odstranit. undefined Bismutité soli Dusičnan bismutitý (Bi(NO3)3) je bezbarvá krystalická rozpustná látka. Připravuje se rozpouštěním kovového bismutu v kyselině dusičné. Dusičnan bismutitý zahříváním přechází na oxidusičnan bismutitý (BiO(NO3)), který se používá jako barvivo s názvem španělská běloba. 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 bismutité soli s rozpustným uhličitanem. Sirné sloučeniny dusíku Tetrasulfur tetranitrid S4N4 = prekurzor pro přípravu dalších sloučenin s S-N vazbou Příprava: 6 S2Cl2 + 16 NH3 → S4N4 + S8 + 12 NH4Cl Lewisovská báze, která s lewisovskými kyselinami tvoří adukty: S4N4 + SbCl5 → S4N4·SbCl5 S4N4 + SO3 → S4N4·SO3 Disulfur dinitrid S2N2 Příprava: S4N4 → 2 S2N2 (katalýza Ag2S) https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/d/d3/S4N4.BF3-from-xtal-1967-3D-balls.png/800p x-S4N4.BF3-from-xtal-1967-3D-balls.png Stereo, skeletal formula of tetrasulfur tetranitride with some measurements Space-filling model of disulfur dinitride Polythiazyl (SN)x = vodivý polymer nazlátlé barvy a kovového lesku. Vzniká polymerací S2N2 Polythiazyl-2D-dimensions.png Polythiazyl resonance structures Polythiazyl Polymer Sulfur Nitride Electrical Conductor PNG, Clipart, 3 ... Je používán v LED žárovkách, transistorech, akumulátorech a solárních článcích. Kyselina sulfamová (amidosírová, amidosulfonová, aminosulfonová) = bezbarvá pevná látka, rozpustná ve vodě. Středně silná kyselina, ve struktuře je síť silných H-vazeb, lépe ji vystihuje zápis +H3NSO3- Výroba: reakcí močoviny se směsí oxidu sírového a kyseliny sírové (nebo olea). OC(NH2)2 + SO3 → OC(NH2)(NHSO3H) OC(NH2)(NHSO3H) + H2SO4 → CO2 + 2 H3NSO3 Použití: prekurzor při výrobě umělých sladidel (Acesulfam K), antibiotik a antivirotik, léků proti rakovině, herbicidů, barviv, čistících prostředků. Sulfamid (diamid kyseliny sírové) vzniká reakcí SOCl2 a NH3, prekurzor pro výrobu léčiv. Tautomerism of sulfamic acid Zobrazit zdrojový obrázek Kyselina nitrosylsírová (hydrogensíran nitrosylu, NOHSO4, NO+HSO4-) Vzniká rozpuštěním dusitanu sodného ve studené kyselině sírové HNO2 + H2SO4 → NO+HSO4- + H2O nebo reakcí reaction kyseliny dusičné s SO2 SO2 + HNO3 ⟶ NO+HSO4- Oxidační, nitrosační a diazotační činidlo. Vzniká též při výrobě HNO3 komorovým způsobem („komorové krystaly“) 2 NO2 + H2O + SO2 → NO+HSO4- + HNO2 2 NO2 + H2O + SO3 → NO+HSO4- + HNO3 Zobrazit zdrojový obrázek S NO vzniká sulfonitronová (tzv. „fialová“ nebo „modrá“) kyselina NO+HSO4- + NO → N2O2+HSO4- která se postupně rozkládá. Sirné sloučeniny fosforu Trisulfid tetrafosforu (P4S3) vzniká zahřátím odpovídajícího množství síry a bílého nebo červeného fosforu. P4S3 spolu s KClO3 jsou v hlavičkách zápalek které se vzněcují na jakékoli třecí ploše ("strike-anywhere matches„) – bouřlivá reakce P4S3 s KClO3 Nadbytek síry vede ke vzniku dekasulfidu tetrafosforu (P4S10) P4S3.png Phosphorus decasulfide „Safety matches“ „Strike-anywhere matches“ Zobrazit zdrojový obrázek Sample of arsenic trisulfide as orpiment mineral Zobrazit zdrojový obrázek Sirné sloučeniny arsenu Auripigment (As2S3) Realgar (As4S4) Picture - Realgar Crystal Structure Clipart - Full Size Clipart ... Pararealgar (As4S4) Vyskytuje se jako produkt přeměny realgaru působením světla. Sulfid aseničný (As2S5) struktura není známá. Arsenopyrit (FeAsS) ruda arsenu, As se vyrábí jeho tepelným rozkladem: FeAsS ® FeS + As Zobrazit zdrojový obrázek Arsenopyrite Structure Sulfid arsenitý a sulfid aseničný se rozpouštějí v roztocích sulfidů za tvorby thioarsenitanů a thioarseničnanů. As2S3 + 6 SH- ® 2 AsS33- + 3 H2S As2S5 + 6 SH- ® 2 AsS43- + 3 H2S •Antimonit (stibnit, Sb2S3) • • • • •Tetrathioantimoničnan sodný (Na3SbS4) • • Sb2S3 + 6 S + NaOH ® Na3SbS4 + Na2SO4 + 4 H2O • • • •Bismutinit (Bi2S3) • - je isostrukturní s Sb2S3 Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek Sirné sloučeniny antimonu a bismutu