1 / 82

Prvky V. hlavní skupiny (N, P, As, Sb, Bi)

Prvky V. hlavní skupiny (N, P, As, Sb, Bi). Vlastnosti prvků V. hlavní skupiny. konfigurace ns 2 np 3 stálost vyššího oxidačního stavu se postupně snižuje: N +V (oxidační vl.) P +V stabilní, As +III i +V stabilní , Sb a Bi +III stabilní (+V velmi silné oxidační vl.). Dusík.

harry
Télécharger la présentation

Prvky V. hlavní skupiny (N, P, As, Sb, Bi)

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Prvky V. hlavní skupiny (N, P, As, Sb, Bi)

  2. Vlastnosti prvků V. hlavní skupiny konfigurace ns2np3 stálost vyššího oxidačního stavu se postupně snižuje: N +V (oxidační vl.) P +V stabilní, As +III i +V stabilní, Sb a Bi +III stabilní (+V velmi silné oxidační vl.)

  3. Dusík • Chlorid amonný zmíněn již Herodotem v knize Historia (5. století před Kr.) • Amonné soli, dusičnany, kyselina dusičná a lučavka královská známy již prvním alchymistům • 1772 Rutherford izoloval dusík ze vzduchu

  4. Výskyt • Hlavní složka atmosféry (78 obj. %), ale až 33. prvek podle hmotnosti v zemské kůře (19 ppm odpovídá přibližně Nb a Li) • Minerály – jen dusičnany KNO3 – ledek draselný (salnitr) NaNO3 – ledek chilský, ledek sodný • Živé organizmy biogenní prvek – esenciální bílkoviny

  5. Plynný dusík Velmi stabilní dvouatomová molekula energie vazby 946 kJ/mol Tv = 77 K (- 196 °C) Tt = 63 K (- 210 °C) │N ≡ N│

  6. Oxidační stavy +V N2O5, kyselina dusičná, dusičnany +IV NO2 +III kyselina dusitá, dusitany +II NO +I N2O 0 N2 -I NH2OH -II N2H4 -III nitridy, NH3

  7. Příprava a výroba Laboratorní příprava 2 NaN3 2 Na + 3 N2 NH4NO2  2 H2O + N2 (NH4)2Cr2O7  Cr2O3+ 4 H2O + N2 Výroba destilace kapalného vzduchu dělení na molekulových sítech

  8. Použití dusíku • Výroba čpavku • Ochranná atmosféra hutnictví, petrochemie, potravinářství • Chladivo kapalný dusík

  9. Nitridy reakce kovu s N2 3 Ca + N2→ Ca3N2 reakce kovu s NH3 (zvýšená teplota) 2 NH3 + 3 Mg→ Mg3N2 + 3 H2 2 NH3 + 2 Ti → 2 TiN + 3 H2 TiN, b.t. 2950 °C, velmi tvrdý

  10. Sloučeniny s vodíkem Celá řada sloučenin, většina nestálých a nevýznamných • NH3 Čpavek (amoniak) • N2H2 Hydrazin • NH2OH Hydroxylamin • HN3 Azoimid (azidovodík)

  11. Čpavek Plyn, lehce zkapalnitelný (t.v. – 33 °C), silně jedovatý, velmi intenzivně páchnoucí (od 20 ppm), molekula tvaru trigonální pyramidy odvozená od hybridizace sp3 (atom N s volným elektronovým párem)

  12. Výroba čpavku Haber-Boschova syntéza Výroba čpavku je jednou z největších chemických výrob N2 + 3 H2→ 2 NH3 400 °C, 20 MPa, železný katalyzátor, konverze kolem 15 %, po ochlazení čpavek kondenzuje

  13. Použití čpavku • Výroba kyseliny dusičné • Hnojiva (čpavek nebo soli amonné) • Chemický meziprodukt dalších výrob (močovina, hydrazin, výbušniny, vlákna, plasty atd.) • Chladivo (potravinářský průmysl, chladírenství) Přeprava kapalný, potrubí, tlakové lahve

  14. Vlastnosti čpavku Plyn dobře se rozpouštějící ve vodě (čpavková voda, 25 hmotn. %, slabá zásada pK = 9,2, formálně NH4OH) NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- S kyselinami reaguje v roztoku i v plynné fázi za vzniku solí amonných NH3 + HCl ↔ NH4Cl (salmiak)

  15. Vlastnosti čpavku Kapalný čpavek je vysoce polární rozpouštědlo (mimo jiné i alkalických kovů) 2 NH3↔ NH4+ + NH2- Za vyšších teplot čpavek reaguje s kyslíkem za vzniku dusíku a vody, v přítomnosti Pt katalyzátoru vzniká NO 4 NH3 + 5 O2→ 4 NO + 6 H2O základ výroby kyseliny dusičné

  16. Vlastnosti čpavku Molekula NH3 také tvoří velké množství komplexů Vystupuje jako donor a tvoří velké množství amminkomplexů s elektronově deficitními molekulami (AlF3) a kationty přechodných kovů

  17. Hydrazin N2H4kapalina s redukčními účinky 2 NH3 + NaOCl  N2H4 + NaCl + 2 H2O ve vodě se rozpouští a disociuje N2H4 + H2O  N2H5+ + OH– pK = 6,1 (slabší než NH3) (N2H6)SO4 hydrazinsulfát, síran hydrazinia

  18. Hydrazin Použití raketové palivo redukční činidlo 2 Ni2+ + N2H4 + 4 OH-→ 2 Ni + N2 + 4 H2O

  19. Hydroxylamin NH2OH pevná nestálá látka, redukční činidlo, tvoří soli podobné amonným

  20. Azoimid HN3 azidovodík, kapalina s nízkým bodem varu (t.v. asi 37 °C), velmi nestálý N2H4 + HNO2→ HN3 + 2 H2O

  21. Azoimid HN3 azidovodík vykazuje kyselé vlastnosti (slabá kyselina, jako kyselina octová) a tvoří soli azidy s aniontem N3- Azidy lehce explodují AgN3 Pb(N3)2 (rozbušky) Azidy jsou podobné halogenidům, pseudohalogenidy

  22. Sloučeniny s halogeny Odvozeny od čpavku náhradou vodíku halogenem NF3 trifluoramin netečný plyn, teplotně stálý NCl3 trichloramin vysoce reaktivní kapalina

  23. Oxidy dusíku N2O oxid dusný při laboratorní teplotě nereaktivní plyn, nerozpustný ve vodě, má výrazné anestetické účinky (rajský plyn), rozklad při 600 °C na dusík a kyslík NH4NO3→ N2O + 2 H2O Struktura molekuly

  24. Oxidy dusíku NO oxid dusnatý bezbarvý paramagnetický plyn (stálý radikál), vzniká v malém množství při reakci kyslíku a dusíku za vysokých teplot, reakcí čpavku s kyslíkem v přítomnosti katalyzátoru Pt nebo při redukci kyseliny dusičné 3 Cu + 8 HNO3→ 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 3 H2O

  25. Oxidy dusíku NO je reaktivní a při laboratorních podmínkách reaguje s kyslíkem a s halogeny 2 NO + O2→ 2 NO2 2 NO + Cl2→ 2 NOCl (nitrosylchlorid) lučavka královská 3 HCl + HNO3 → Cl2 + NOCl + 2 H2O NOCl v lučavce rozpouští i Au a Pt

  26. Oxidy dusíku Řád vazby v molekule NO je 2,5 nepárový elektron je v protivazebném MO π orbitalu, ztrátou tohoto elektronu vzniká kationt nitrosylu NO+, který je izoelektronový s karbonylem a aniontem kyanidovým Kationt NO+ tvoří jak klasické soli (NO+HSO4 kyselina nitrosylsírová), tak vystupuje jako donor v komplexech přechodných kovů

  27. MO diagram NO

  28. Oxidy dusíku N2O3 oxid dusitý kapalina nebo pevná látka stálá pouze při nízkých teplotách, vazba N – N, při laboratorní teplotě velmi rychle dochází k disproporcionalizaci N2O3→ NO + NO2

  29. NO2 oxid dusičitý kapalina nebo plyn (b.t. 21 °C), při vyšších teplotách převážně paramagnetický monomer NO2 hnědé barvy, při nižších teplotách bezbarvý diamagnetický dimer N2O4 Oxidy dusíku

  30. NO2 oxid dusičitý vzniká samovolnou oxidací NO kyslíkem, dále reakcí kovů s koncentrovanou HNO3 Pb + 4 HNO3 → Pb(NO3)2 + NO2 + 2 H2O nebo rozkladem dusičnanů 2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2 NO2 má velmi silné oxidační účinky 2 NO2 + 4 HCl → 2 NOCl + 2 H2O + Cl2 Oxidy dusíku

  31. Velmi důležitá je disproporcionalizační reakce N2O4 s vodou N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2 NO2+ kationt nitrylový velmi silné oxidační působení Oxidy dusíku

  32. N2O5 oxid dusičný vzniká dehydratací HNO3 oxidem fosforečným, anhydrid kyseliny dusičné, s vodou reaguje zpět na HNO3, nevýznamný Oxidy dusíku

  33. Oxokyseliny dusíku Řada kyselin, významné pouze kyselina dusitá HNO2 a kyselina dusičná HNO3 HNO2 kyselina dusitá středně silná kyselina, příprava rozkladem dusitanů

  34. Kyselina dusitá Málo stálá kyselina, pouze ve zředěném vodném roztoku, lehce podléhá rozkladu nebo oxidaci 3 HNO2 → HNO3 + 2 NO + H2O HNO2 + H2O2 → HNO3 + H2O Značné technické využití hlavně v organických syntézách (barviva apod.)

  35. Dusitany Dusitany – soli kyseliny dusité Připravují se reakcí NO a NO2 s alkalickými louhy NO + NO2 + 2 NaOH → 2 NaNO2 + H2O

  36. Dusitany Připravují se dále redukcí roztavených dusičnanů alkalických kovů nebo kovů alkalických zemin uhlíkem, olovem, železem nebo prostým termickým rozkladem dusičnanů alkalických kovů NaNO3 + Pb → NaNO2 + PbO 2 NaNO3→ 2 NaNO2 + O2

  37. Kyselina dusičná HNO3 nejdůležitější kyselina dusíku silná kyselina, ve zředěném stavu mírně oxidující, v koncentrovaném velmi silně oxidující látka

  38. Kyselina dusičná Výroba vychází se z oxidu dusnatého NO vyrobeného ze čpavku (viz dříve) 2 NO + O2→ N2O4 3 N2O4 + 2 H2O → 2 NO + 4 HNO3 Produktem je 68% HNO3 s b. v. 122 °C (azeotropní směs) označovaná jako koncentrovaná

  39. Kyselina dusičná Výroba 100% HNO3 (dýmavá) se ze 68% vyrábí dehydratací konc. H2SO4 a vakuovou destilací Ze 100% HNO3 se uvolňují hnědé dýmy NO2 Využití Výroba hnojiv, dusičnanů a organické výroby (nitrační směs s konc. H2SO4)

  40. Kyselina dusičná Reakce Oxidace kovů za vzniku dusičnanů a NO nebo NO2 (podle podmínek) 3 Cu + 8 HNO3→ 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 3 H2O se zinkem primárně vzniká atomární vodík, který redukuje dusík až na –III (čpavek) a ve směsi je i dusičnan amonný Některé kovy (Al, Fe, Cr) se za určitých podmínek pasivují (vznikají nitridy na povrchu)

  41. Dusičnany Soli kyseliny dusičné Velmi významné, většinou dobře rozpustné ve vodě, v pevném stavu mají oxidační vlastnosti Výroba Rozpouštěním kovů, oxidů, hydroxidů nebo solí slabých kyselin (uhličitany apod.) v kyselině dusičné

  42. Fosfor 1669 Brandt izoloval fosfor z moči, produkt ve tmě světélkoval (phosphorus – světlonesoucí) Výskyt V zemské kůře 0,11 hmotn. %, několik set minerálů, ale dominantní obsah v apatitu Ca5(PO4)3F a příbuzném fosforitu Biogenní prvek (kosti, zuby, DNA a RNA)

  43. Fosfor Elementární fosfor v několika modifikacích Bílý fosfor bílá voskovitá hmota, vzniká kondenzací par fosforu v nepřítomnosti vzduchu, molekuly P4, samozápalný, vysoce toxický (smrtelná dávka 50 mg), dobře rozpustný v organických rozpouštědlech, zvláště v CS2

  44. Fosfor Černý fosfor Stabilní modifikace složená z řetězců, vzniká při dlouhodobém zahřívání bílého fosforu při zvýšených teplotách 200 – 400 °C, mnohem méně reaktivní než bílý fosfor

  45. Fosfor Červený fosfor Nepravidelná struktura, přechod mezi bílým a černým fosforem (řetězce černého fosforu s oblastmi molekul P4 bílého fosforu) vzniká při krátkodobém zahřívání bílého fosforu při teplotě kolem 250 °C

  46. Fosfor Výroba ze směsi apatitu a křemene v elektrických pecích redukcí uhlíkem bez přístupu vzduchu, bílý fosfor je jímán pod vodou 4 Ca5(PO4)3F + 18 SiO2 + 30 C  18 CaSiO3 + 2 CaF2 + 30 CO + 3 P4 Použití hlavně výroba oxidu fosforečného a kyseliny fosforečné (hnojiva)

  47. Fosfidy Fosfor se slučuje s řadou kovů za vzniku fosfidů (obdoba nitridů), podle elektronegativity vznikají iontové až kovalentní sloučeniny, nevýznamné InP fosfid inditý strukturní i izoelektronová obdoba křemíku, vykazuje polovodičové vlastnosti, použití v mikroelektronice, optoelektronice a laserové technice

  48. Fosfan PH3(fosfin, dříve fosforovodík) obdoba čpavku, ale ještě slabší báze existuje i difosfan (difosfin), obdoba hydrazinu, difosfan je samozápalný

  49. Fosfan Fosfan vzniká při hydrolýze kovových fosfidů nebo při reakci bílého fosforu s alkalických hydroxidem ve vodném roztoku Ca3P2 + 6 H2O  PH3 + 3 Ca(OH)2 P4 + 3 KOH + 3 H2O  PH3 + 3 KH2PO2 fosfan je mimořádně jedovatý plyn

More Related