Prvky p4, p3 – chalkogeny, pentely
Obsah otázky: Zařazení v PSP, charakteristika síry, dusíku, fosforu. Výskyt, příprava, výroba, vlastnosti, použití. Nejdůležitější sloučeniny.
Zařazení v PSP
Chalkogeny
- O, S, Se, Te, Po. (Se a Te mají ox. číslo +4 – jsou elektronegativnější), prvky 16. skupiny, mají obecnou konfiguraci ns2, np4 → ve valenční vrstvě je 6 elektronů. Nepřechodné prvky
- s rostoucím Z klesá elektronegativita a stoupá kovový charakter → S nekov, Se a Te polokovy a Po kov.
- chalkos = ruda, genao = tvořiti → rudotvorné prvky (rudy – sulfidy)
- chalkogeny mají většinou sudá ox. čísla, pentely lichá. Se a Te mají nejčastěji ox. číslo +4 – jsou víc elektronegativní. Polonium – produkt radioaktivní přeměny uranu v uranových rudách (smolinec = uraninit)
Pentely
- N, P, As, Sb, Bi, prvky 15. skupiny, obecná konfigurace je ns2, np3 → 5 valenčních elektronů
- mají 3 nepárové elektrony → jsou třívazné, ale mohou také odštěpit až 5 elektronů a mít ox. číslo +5
- s rostoucím Z klesá reaktivita a stoupá kovový charakter → N, P jsou nekovy, As polokov, Sb, Bi kovy
- s rostoucím Z klesá kyselý charakter oxidů. N je plyn, ostatní pevné látky (za běžných podmínek)
Síra
- el. konfigurace [Ne] 3s2, 3p4, ox. čísla a elektronegativita → z tabulky
- vyskytuje se volná (sopky, doly v Polsku, Sicílii a Kalifornii), ale častěji vázaná ve sloučeninách:
- PbS – galenit
- ZnS – sfalerit
- Cu2S – chalkozin
- FeS2 – pyrit = disulfid železnatý
- CuFeS2 – chalkopyrit
- CaSO4*2H2O – sádrovec (k výrobě sádry)
- BaSO4 – baryt – sůl, snímkování těla
- Na2SO4*10H2O – Glauberova sůl
- H2S – sulfan (bezkyslíkatá kyselina)
- HgS – rumělka, cinabarit
- Skalice modrá – používá se jako fungicid, např. při postřiku vína
- sopečné plyny, bílkoviny, biogenní prvek
- vykytuje se v několika modifikacích:
- krystalové struktury – základní jednotka je osmiatomová molekula S8, podle uspořádání těchto molekul rozlišujeme kosočtverečnou a jednoklonnou síru.
- polymerní síra (Sn) – vzniká zahřátím krystalových struktur síry nad 160°C → 8-mi atomové molekuly se štěpí → vznik dlouhých polymerních řetězců kapalné síry. Při tání síra hnědne.
- plastická (amorfní) síra – vzniká prudkým ochlazením kapalné síry. Časem přejde zpět do krystalové struktury.
- sirný květ – vzniká ochlazením par vroucí síry
- s teplotou S houstne. Má oxidační (mění se v sulfidy FeS) i redukční účinky (→ sírany). Nevytváří vodíkové můstky, protože je moc elektropozitivní. Na vzduchu hoří (S + O2 → SO2)
Příprava, výroba:
- v chemickém průmyslu se získává z technických plynů (H2S), ropy a uhelných dehtů. Získává se také Frashovou metodou těžby = do vrtů v zemi se vhání horká vodní pára → síra se roztaví a druhým vrtem vyleze na povrch země. Amerika, Sicílie.
Užití:
- střelný prach (síra + dřevěné uhlí + KNO3), zápalky, desinfekce (síření sudů, včelích pláství), vulkanizace kaučuku → výroba pryže z kaučuku (kaučuk je velmi dlouhá molekula), masti (proti kožním chorobám), chemické technologie – výroba H2SO4
Sloučeniny síry
- H2S – prudce jedovatý plyn, zapáchá jako zkažené vejce (rozklad bílkovin), vzniká při rozkladu bílkovin.
- příprava: FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
- na vzduchu hoří modrým plamenem za vzniku S nebo SO2, má silné redukční účinky:
- 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 nebo 2H2S + O2 → 2H2O + 2S (vzniká SO2 nebo S)
- používá se k výrobě síry: H2S + H2SO4 → S + SO2 + 2H2O
- rozpouští se ve vodě za vzniku slabé dvojsytné kyseliny sirovodíkové → sulfanová voda
- SO2 – bezbarvý, jedovatý, štiplavý plyn. Má hlavně redukční účinky. Desinfekční, bělící účinky. Kyselé deště → způsobují rozklad chlorofylu a opadávání listů. Oxidoredukční vlastnosti.
- příprava: HCl + NaHSO3 → NaCl + H2O + SO2
- průmyslová výroba – pražení pyritu: 4FeS2 + 11O2 → 8SO2 + Fe2O3
- SO3 – reaguje s vodou za vzniku H2SO4. Má redukční účinky.
- je hodně hygroskopický, těžší než vzduch
- 2SO2 + O2 → 2SO3, probíhá i na vzduchu
- příprava: Fe2(SO4)3 → 3SO3 + Fe2O3
- H2SO4 – silná, dvojsytná, bezbarvá olejovitá kyselina. Vitriol. Hygroskopické (váže na sebe vodu → odvodňuje jiné látky) a dehydratační účinky (př. uhelnatění organických látek → odebírá vodu → zůstane jen uhlík). Žíravina.
- koncentrovaná – (98,3 %), ox. vlastnosti, reaguje se všemi kovy kromě Pb, Au a Pt. Má dehydratační účinky.
- zředěná – má vlastnosti silné kyseliny, reaguje s ušlechtilými kovy
- užití: hnojiva, barviva, viskózová vlákna, elektrolyt v olověných akumulátorech, zpracování rud, léčiva
- výroba: 3 etapy:
- 1.výroba SO2 → oxidace síry, pražení pyritu
2.oxidace SO2, 2 způsoby:
2SO2 + O2 → 2SO3 (kat. V2O5 – je levnější než Pt)
starší komorový způsob: NO2 + H2O + SO2 → H2SO4 + NO
NO + 1/2O2 → NO2 → zpět do výroby.
3.rozpuštění SO3 v H2SO4: SO3 + H2SO4 → H2S2O7
H2S2O7 + H2O → 2H2SO4
- soli → sírany → Al2(SO4)3 – užívá se při odfiltrovávání vody
Dusík
- el. konfigurace: [He]2s2, 2p3, má 4 valenční orbitaly, je maximálně 4vazný, snadno tvoří násobné vazby
- třetí nejelektronegativnější prvek (po F, O), ve všech sloučeninách tvoří s H vodíkové můstky (NH3, bílkoviny), vyskytuje se ve třech skupenstvích, za běžných podmínek je to plyn
- nitrační směs – je to směs H2SO4 + HNO3 – vyrábíme pomocí ní nitroderiváty uhlovodíků (TNT, střelná bavlna, dynamit, tzn. výbušniny a třaskaviny). Rozdíl mezi výbušninou a třaskavinou je v iniciaci, výbušnina potřebuje k aktivaci výbuch, třaskavině stačí dotek, jiskra – miny se skládají z obou – dotek způsobí výbuch třaskaviny, který pak způsobí výbuch výbušniny)
- výskyt – volný – 78% ve vzduchu, vázaný – NO3– – biogenní prvek a dusičnany
- NaNO3 – chilský ledek
- KNO3 – ledek draselný
- NH4NO3 – amonný ledek
- Ca(NO3)2 – vápenatý ledek
- za nor. podmínek je bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, lehčí než vzduch, ve vodě méně rozpustný než O2
- molekulový dusík N2 → 3ná vazba v molekule → velmi stabilní → štěpí se až za vysokých teplot (4000°C) → málo reaktivní, atomový dusík je velmi reaktivní. S většinou látek reaguje až za vyšších teplot.
- uchovává se stlačený plynný v ocelových lahvích označených zeleným pruhem nebo kapalný ve speciálních tzv. Dewarových nádobách.
Příprava
- tepelný rozklad dusitanu amonného: NH4NO2 → 2H2O + N2
Průmyslová výroba:
- frakční destilace kapalného vzduchu – dělí se to podle t. varu na jednotlivé složky (frakce)
Užití:
- průmysl → výroba NH3, HNO3, hnojiv, ochranný plyn (tvoří inertní atmosféru, např. při výrobě výbušnin)
Sloučeniny:
- NH3
- v sopečných plynech, vzniká rozkladem dusíkatých organických látek. Za běžných podmínek je bezbarvý, štiplavě páchnoucí plyn, leptá sliznici. Snadno zkapalnitelný (bod varu -33,4°C). Po H2SO4 druhá nejvíce vyráběná sloučenina
- nejznámější reakce dusíku: N2 + 3H2 → 2NH3 (výbušniny)
- rozpouští se ve vodě, je zásaditý, hoří na vzduchu, může být vázán jako ligand v koordinačních sloučeninách.
- výroba: vysokotlaková (20MPa, 400 °C) katalyzovaná (Fe) syntéza z prvků: N2 + 3H2 → 2NH3
- užití: kapalné hnojivo, výroba dalších dusík. hnojiv, HNO3, amonných solí, umělého ledu. Chladící látka.
- N2O → rajský plyn – narkózy, bezvědomí
- NO2 → hnědočervený, silně jedovatý plyn.
- HNO3
- velmi silná, bezbarvá kyselina, koncentrovaná 68 %. Uchovává se ve tmavých lahvích, protože na světle se rozkládá (úplně disociuje): HNO3 → 4NO2 + 12 H2O + O2
- ox. činidlo (oxiduje všechny kovy kromě Au, Pt – ty se rozpouští v lučavce královské → směs konc. HNO3 + HCl v poměru 1:3). Fe, Cr, Al nereagují s koncentrovanou HNO3, reagují pouze se zředěnou. Při reakci s koncentrovanou by došlo k jejich pasivaci (na jejich povrchu by se vytvořila vrstva kovů bránící další reakci)
- zředěná při reakci s kovem tvoří NO + X(NO3)2, ale koncentrovaná tvoří NO2 + X(NO3)2 !!!!!!!
- bílkoviny jejím působením žloutnou → Xantoproteinová reakce
- výroba:
- * NO2: 4NH3 + 5O2 → 4NO + O2 + 6H2O, oxidace NO: 2NO + O2 → 2NO2
-
- rozpuštění NO2 ve vodě: 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
- dříve: NaNO3 + H2SO4 → HNO3 + Na2SO4
-
- užití: výroba hnojiv, výbušnin, při organických syntézách, v hutnictví
- soli: → dusičnany (NO3–) – rozpustné ve vodě, užití jako průmyslová hnojiva, ledky
Fosfor
- P: [Ne] 3s2, 3p3, ve sloučeninách je 3 nebo 4 vazný (PH4+), v excitovaném stavu je i 5-ti vazný.
- volně ne, ale ve formě minerálů a jako biogenní prvek – stavba kostí, zubů (hydroxyapatit), bílkovin, DNA, RNA
- Ca3(PO4)2* CaX2 (X = F, Cl) – apatit
- Ca3(PO4)2* Ca(OH)2 – fosforit
Vlastnosti – alotropické modifikace:
bílý fosfor
- měkký, nerozpustný ve vodě, rozpustný v CS2, benzenu a organických rozpouštědlech. Je prudce jedovatý → lidi, kteří s ním pracují nemocní (fosforová nekróza – vypadávání zubů, rozpad tkání), protijed = roztok skalice modré.
- páry fosforeskují – oxidují vzdušným kyslíkem → exotermní reakce + světlo
- molekuly P4 jsou silně reaktivní, na vzduchu nestálý → samovznítitelný (→ uchovává se pod vodou).
- užití: náplně bomb, hubení krys
- červený fosfor:
- tvrdý, málo reaktivní, nejedovatý, nerozpustný ve vodě a v organických rozpouštědlech.
- vzniká zahříváním bílého za nepřístupu vzduchu.
- užití: zápalky – je na škrtátku, při škrtnutí se změní na bílý a ten se sám vznítí.
- černý (kovový) fosfor:
- nejméně reaktivní, tepelně i elektricky vodivý. Nejedovatý, nerozpustný ve vodě a v org. rozpouštědlech, prudce reaguje s ox. činidly a halogeny.
- výroba: redukce fosforečnanů pískem a koksem v elektrické peci
Sloučeniny:
- HPO3 – při výrobě nealkoholických nápojů – ochucování Coly – má HPO3, která pomáhá i při bolesti hlavy
- H3PO4 – nejvýznamnější, středně silná, trojsytná kyslina. Bezbarvá. V přírodě – nerost apatit
- na rozdíl od HNO3 velmi stálá, bez ox. vlastností. Koncentrovaná = 75%
- zahříváním uvolňuje vodu → kondenzuje se na polyfosforečnou kyselinu
- užití: výroba hnojiv, povrchová úprava kovů (proti korozi), organika (DNA, RNA, přenos energie).
- výroba: rozklad přírodních fosforečnanů zřeď. H2SO4
Ca(PO4)2 + 3H2SO4 → CaSO4 + 2H3PO4
Pasivace – např. chrom – pokrývá se tenkou vrstvou oxidu nebo soli – zabraňují další reakce. (Cr, Zn)
Vulkanizace – propojení dlouhých molekul pomocí sulfidických můstků. Zlepšuje funkci kaučuku.