15. skupina Flashcards
naštej elemente 15. skupine
N
P
As arzen
Sb antimon
Bi bizmunt
največja odstopanja fizikalnih lastnosti pri N
(največja elktronegativnost, nedostopnost d orbital)
tvorba vezi
tvorba vezi (5 valenčnih elektronov)
1) sprejem treh elektronov: le pri N in P
močno endotermen proces
pri reakcijah z najmanj elektronegativnimi elementi (Li, Mg, Na)
za prvi e- negativna elektronska afiniteta, drugi e- rinemo proti nečemu že negativnemu
vseeno dovolj majhen anion → sprosti se dovolj mrežne energije
2) oddaja treh elektronov: (kovinski značaj) le pri Sb in Bi
močno entotermen proces
v nekaterih trdnih spojinah in razt. z zelo nizkim pH
3) tvorba treh kovalentnih vezi
pogosto (piramidalne molekule)
pri N sp3 hibridizacija
pri drugih kot 90
4) ** tvorba več kovalentnih vezi**
N največ 4
P in As v oksospojinah največ 5, v halogenidih do 6
Sb in Bi v oksospojinah največ 6, halogenidi 5 ali 6
oksidacijska števila elementov 15. skupine
kovinski značaj
N: -3, -2, 0, +1, +2, +3, +4, +5
P: -3, -2, 0, +1, +3, +4, +5
As, Sb, Bi: -3, 0, +3, +5 (liha skupina liha oksidacijska)
spojine z oksidacijskim +5 najbolj obstojne pri fosforju
obstojnostoksidacijskega št. +3 narašča po skupini navzdol
po skupini navzdol narašča kovinski značaj
N, P, As, Sb z oksidacijskim +3 in +5 tvorijo z vodo kisline (jakost kislin pada po skupini navzdol)
Bi2O3 je bazičen
dušik viri
laboratorijsko, industrijsko pridobivanje
N glavni vir zrak (frakcionarna destilacija)
pomembna tudi nahajališča nitratov (NaNO3 in KNO3)
v premogu in nafti
-industrijsko pridobivanje
iz tekočega zraka
(ali z odvzemom kisika iz zraka- glej pridobivanje amoniaka)
-laboratorijsko pridobivanje
segrevanje NH4NO2 (koproporcionacija)
NH4NO2 → N2 + H2O
fosfor
viri
pridobivanje
P nahaja v apatitih in fosfatih
-pridobivanje
pri visoki temperaturi s SiO2 in koksom
Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → P + CaSiO3 + CO
pare fosforja ohladijo z mrzlo vodo: nastane beli fosfor P4
večino fosforja predelajo v fosforjevo kislino in tehnološko pomembne fosfate
arzen
viri
pridobivanje
As iz mineralov in kovinskih arzenidov
pridobivanje:
-segrevanje arzenopirita
FeAsS → FeS + As (arzen odda e- železu)
-praženje sulfidnih rud in redukcija oksidov z ogljikom
As2S3 + O2 → As2O3 + SO2
As2O3 + C → As + CO
-zelo čist arzen dobimo z redukcijo klorida z vodikom
AsCl3 + H2 → As + HCl
antimon
viri
pridobivanje
Sb nahaja v oksidnih in sulfidnih oblikah (pozitiven, ga reduciramo z železom)
pridobivanje:
-praženje sulfidnih rud in redukcija oksidov
-direktno z redukcijo sulfidov z železom
Sb2S3 + Fe → FeS + Sb
bizmunt
viri
pridobivanje
Bi nahaja v obliki oksidnih in sulfidnih rud
pridobivamo podobno kot antimon
dušik
reakcije pri sobni temp
reakcija z vodikom in kisikom
atomarni dušik
pri sobni temp. poteka le malo rakcij (ker je N2 zelo stabilen) npr.
6Li + N2 → 2Li3N
z vodikom reagira šele nad 200C (pridobivanje amoniaka)
s kisikom reagira šele nad 2000 (npr. udarec strele, nastane NO, endotermna reakcija)
atomarni dušik dobimo v el. polju pri nizkem tlaku
zelo reaktiven
alotropske modifikacije fosforja
najpogostejši alotropski modifikaciji beli in rdeči fosfor (obstajajo še vijolični in črni)
- beli fosfor P4
zelo reaktiven, tetraedrične molekule (kot samo 60, odboj- nestabilna molekula)
se vžge na zraku (fino zmlet že pri sobni temp)
-rdeči fosfor
amorfen (tališče in vrelišče se spreminjata)
iz razvejanih verig
nastane iz belega pri segrevanju na 200C brez kisika
-vijolični fosfor
iz povezanih verig
nastane iz rdečega pri segrevanju na 450C brez kisika ali iz taline svinca
-črni fosfor
iz valovitih plasti (prevaja el. tok)
dobimo iz belega pri 200C in visokem tlaku
modifikacije arzena
antimona
bizmuta
As ima 4 modifikacije: dva amorfni, dve kristalični
-rumeni As
molekule As4, bolj reaktiven od P4
že na svetlobi razpad v sivi As
-sivi As
podoben črnemu P
Sb: poleg plastovite kristalične še amorfna modifikacija
Bi: le ena modifikacija (plastovita srebrnordeče barve)
pri modifikacijah se vidi naraščajoč kovinski značaj (manjša se razlika med dolžino kovalentne in Van der Waalsove vezi)
nitridi (3 vrste)
N*3-
-ionski
nastanejo z alkalijskimi kovinami in Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Cd, Th
lahko tudi s segrevanjem alkalijskih amidov prek imidov:
MNH2 (amid) → M2NH (imid) → M3N (nitrid)
z vodo reagirajo do hitroksidov in amonijaka:
Mg3N2 + H2O → Mg(OH)2 + NH3
-kovalentni
S4N4, P3N5, Si3N4, BN (podoben diamantu, ena najtrših znanih snovi)
-intersticijski (kovine, v oktaedrične praznine zlezejo atomi dušika → poveča se tališče, trdota)
priprava: segrevanje kovin v NH3 nad 1000C
fosfidi
-ionski fosfidi P*3-
z najbolj elektropozitivnimi elementi
reakcija z vodo:
Ca3P2 + H2O → Ca(OH)2 + PH3
-kovalentni fosfidi (podobni kovalentnim nitridom)
polimeri SiP, BP, se ne topijo v vodi
-kovinski
podobni zlitinam, slabo topni v vodi, prevajajo el. tok
CuP, FeP, Ni2P…
fosfidi, arzenidi, antimonidi, bizmutidi
vezi
strukturno raznoliki
vezi niso tipično ionske, ampak v veliki meri kovalentne ali kovinske
spojine elementov 15. skupine z vodikom
vsi elementi tvorijo _H3 spojine
NH3 amonijak
N2H4 hidrazin
HN3 vodikov azid
PH3 fosfan
P2H4 difosfan
AsH3 arzan
SbH3 stibn
BiH3 bizmutan
stabilnost pada po skupini navzdol
industrijsko prodobivanje amonijaka
pridobivanje osnovnih surovin
Haber-Boschev postopek z direktno sintezo
3H2 + N2 → 2NH3
H2 : N2 = 3 : 1
ravnotežna in eksotermna reakcija
zelo počasna: kataliza z alfa železom pro 500C
visoka temp pomakne ravnotežje v levo, zato uporabimo visok tlak
vseeno le 15% izkoristek
-N2 dobijo iz zraka
zrak vodijo prek razžarjenega koksa:
N2 + O2 + C → N2 + CO (eksotermna)
-H2 dobijo iz vode
vodna para prek razžarjenega koksa
H2O + C → H2 + CO (endotermna)
pretvorba CO v CO2 z dodatno vodno paro
CO + H2O → CO2 + H2
CO2 odstranijo z raztapjanjem v vodi pod tlakom
surovina je lahko tudi metan:
CH4 + H2O ⇌ CO + 3H2
(Ni katalizator) CH4 + 2H2O ⇌ CO2 + 4H2
nato vpihavamo zrak
2H2 + (O2 + 4N2) → 2H2O + N2
laboratorijsko pridobivanje NH3
segrevanje raztopine NH3
lastnosti amoniaka
gorenje v kisiku (+ z katalizatorjem)
vonj zaznamo
pri višjih koncentracijah draži in je strupen
tekoč NH3 je topilo
na zraku se ob plamenu vžge vendar ne gori (prenizka temperatura plamena)
v kisiku gori z rumenim plamenom:
NH3 + O2 → N2 + H2O
če gorenje kataliziramo (platina) nastane NO:
NH3 + O2 → NO + H2O
z nadaljno oksidacijo NO pridobivajo HNO3
lastnosti amoniaka (redoks reakcije)
(NH4)2Cr2O7
NH4NO2
NH4NO3
amoniak je reducent
običajno se oksidira do N2 (s Cl2, H2O2, MnO4-…)
ker je baza tvori amonijeve soli
razen če je anion oksidant → segrevanje povzroči oksidacijo kationa z anionom
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O
NH4NO2 → N2 + 2H2O
NH4NO3 → N2O + 2H2O
hidrazin
nastanek
razpad
nastanek: oksidacija amoniaka z natrijevim hipokloritom
2NH3 + NaClO → N2H4 + NaCl + H2O
pri sobni temp obstojna tekočina
pri višji temp razpade (reagira s kisikom):
N2H4 + O2 → N2 + 2H2O
hidrazin
(redoks reakcije) vodna razt Ag+ (ali Cu *2+)
reakcija z vodo
močnejši reducent kot NH3
reducira vodne rat. Cu*2+ in Ag+ ionov do Cu in Ag
4[Ag(NH3)2]+ + N2H4 → 4Ag + 4NH3 + 4NH4+ + N2
šibkejša baza kot NH3 (biprotonska baza)
N2H4 + H2O ⇌ N2H5+ + OH- hidrazinijev ion
N2H5+ + H2O ⇌ N2H6*2+ + OH- hidrazindiijev ion
vodikov azid
nastanek
lastnosti
nastanek: oksidacija hidrazina z dušikasto kislino
N2H4 + HNO2 → HN3 + 2H2O
HN3 pri sobni temp tekočina
neobstojna spojina neprijetnega vonja
krvni strup
vodikov azid
(redoks reakcije) z Cu
azidi (razpad)
HN3 šibka kislina
oksidant: raztaplja Cu
Cu + 3HN3 → Cu(N3)2 + NH3 + N2
azidi (ion N3-)
obstojni razen Be- in Li- azida
pri segrevanju počasi razpadejo na elemente
2NaN3 → 2Na + 3N2 (v zračnih blazinah avtomobilov)
LiN3, Be(N3)2, AgN3, Hg(N3)2, Pb(N3)2
pri segrevanju ali zaradi razpada eksplozivno razpadejo na elemente
fosfan
nastanek
redoks reakcije
baza/kislina?
fosfan PH3
nastanek:
Ca3P2 + 6H2O → 2PH3 + 3Ca(OH)2
PH3 močnejši reducent kot NH3
reducira Cu*2, Ag+,.. do kovin
šibka baza
fosfan, arzan in stiban so manj bazični kot amonijak (posledica geometrije molekule in izpostavljenosti neveznega el. para)
znani oksidi dušika (6)
N2O
NO
N2O3
NO2
N2O4
N2O5
N2O
lastnosti
nastanek
razpad
zmes z H2
N2O
brezbarven plin
nastanek: razpad NH4NO3
NH4NO3 → N2O + 2H2O
razpad: pri visoki temp. na elementa
vzdržuje gorenje organskih snovi, žvepla, ogljika, alkalijskih kovin
zmes N2O in H2 je eksplozivna
N2O + H2 → N2 + H2O
NO
lastnosti
dodatek H2
NO
brezbarven plin
v NO gorijo ogljik, fosfor, magnezij
s H2 se reducira v NH3
zelo lahko odda elektron (NO kation)
N2O3
lastnosti
reakcija z vodo
obstojen le pri nizki T
svetlo modre barve
v tekočem stanju delno razpade na NO in NO2
dve obliki molekul
N2O3 + H2O → 2HNO2
NO2 in N2O4
NO2 in N2O4 v medsebojnem ravnovesju
N2O4 nizka temp.
NO2 višja temp. (znani trije izomri)
N2O4 ⇌ 2NO2
NO2 reakcije z vodo
reakcija z bazo
N2O4 reakcija z Cu
NO2 se v vodi topi in z njo reagira
2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O
sorazmerno močan oksidant
s tekočim N2O4 pripravimo brezvodne nitrate
Cu + N2O4 → Cu(NO3)2
pri reakcijah N2O4 nastaneta NO+ in NO3-
N2O5
nastanek
razpad
redoks reakcije (z Na in I2)
reakcija z vlažnim zrakom
reakcija z H2O2
nastanek:
N2O5 dobimo iz koncentrirane HNO3
4HNO3 + P4O10 → 2N2O5 + 4HPO3
pri sobni temp. še trden, brezbarven, sublimira pri 32C
v trdnem in plinastem je termično neobstojen
2N2O5 → 2N2O4 + O2
močan oksidant
Na + N2O5 → NaNO3 + NO2
I2 + N2O5 → I2O5 + N2
z vodo reagira že na vlažnem zraku:
N2O5 + H2O → 2HNO3
z H2O2 tvori peroksidušikovo kislino
N2O5 + H2O2 → 2HNO4
dušikovi oksidi
medsebojna ravnotežja- razpad
N2O5 obstojen le v mrzlem
postopno segrevanje:
N2O5 → 2N2O4 + O2
N2O4 → 2NO2
2NO2 → 2NO + O2
2NO → N2 + O2
oksospojine dušika (naštej)
pomembni sta HNO3 in HNO2 ter njune soli
pridobivanje HNO3 po Ostwaldovem postopku
razpad
surovina je amonijak
sežig NH3 s kisikom do NO
NH3 + O2 → NO + H2O
sledi reakcija v hladnem: 2NO + O2 → 2NO2
nato sklop reakcij:
NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
HNO2 → HNO3 + NO + H2O
NO + O2 → NO2
sumarno: NO2 + H2O + O2 → HNO3
dobljena 50% kislina za umetna gnojila
da se jo koncentrirati z destilacijo
brezvodna in koncentrirana HNO3 na svetlobi in s segrevanjem razpada → NO2 + O2
zato je rjavo obarvana (sicer brezvodna brezbarvna)
starejši postopek pridobivanja HNO3
redoks reakcije HNO3 (z HCl, z Cu)
NaNO3 + H2SO4 → HNO3 + NaHSO4
razredčena ni oksidant, je pa močna kislina
koncentrirana je zelo močan oksidant
v zmesi 1mol HNO3 in 3mol HCl raztaplja zlato (zlatotopka)
HNO3 + HCl → NOCl + 2H2O + 2Cl
Cu s 30% HNO3 → NO
Cu s 65% HNO3→ NO2
nitrati
razpad:
NaNO3
Ca(NO3)2
Pb(NO3)2
Hg(NO3)2
NH4NO3
redukcija z nascentnim vodikom
nitrati so termično nestabilni in razpadajo:
-alkalijski nitrati
2NaNO3 → 2NaNO2 + O2
-2Ca(NO3)2 → 2CaO +4NO2 + O2
2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2
-Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2
-NH4NO3 → N2O + 2H2O
NaNO3 + 8H → NH3 + NaOH + 2H2O
dušikasta kislina
nastanek
razpad redoks reakcije
nitriti topnost
dušikasta kislina HNO2
nastanek:
NO2 + NO + H2O → 2HNO2
obstojna samo v razredčenih razt., pri segrevanju razpada:
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
šibka kislina
je oksidant in reducent
reducira KMnO4 → Mn2+
oksidira I- do I2, Fe2+ v Fe*3+
nitriti NO2-
Ag+ in Bi*3+ alabo topna
alkalijski in zemeljskoalkalijski nitriti so dobro topni
nomenklatura
NO+
NO2+
NO*
NO2*
HNO2
HNO3
NO+ oksidodušik(1+)
NO2+ dioksidodušik(1+)
NO* oksidodušik() / nitrozi npr.NOCl
NO2 dioksidodušik(*) / nitril npr.NO2F
HNO2 dušikasta kislina, soli nitriti
HNO3 dušikova kislina, soli nitrati
fosforjeva oksida nastanek
P4O6 nastane pri gorjenju fosforja z malo zraka
P4 + (O2) → P4O6
P4O10 pa če je veliko zraka
ali pridobivanje iz P4O6
P4O6 + O2 → P4O10 + hv
P4O6 je reducent in zelo strupen
P4O10 ni strupen
oksidacijsko stanje +5 je pri fosforju najstabilnejše
P4O10
lastnosti
reakcija z vodo
P4O10
ni oksidant (ker je obstojen), ni reducent (ker je do konca oksidiran)
ni strupen
higroskopen (kislini ukrade vodo)
uporablja se kot sušilno sredstvo
reakcija vezave vode je močno eksotermna:
x/4 P4O10 + x/2 H2O → (HPO3)x
!!nastanejo polifosforjeve kisline (NE H3PO4!)
s segrevanjem hitroliziramo vezi → nastane H3PO4
fosforjeve kisline
naštej
značilnosti
H3PO4 fosforjeva k.
H3PO3 fosfonska k. / fosforjeva(III) k. (obnaša kot dvoprotonska H2PHO3)
H3PO2 fosfinska k. / fosforjeva(I) k. (enoprotonska)
na P atom vezan kisik z dvojno vezjo in vsaj ena OH skupina (ta H je kisel!)
vodik ki je vezan neposredno na fosfor, ne more protolitsko reagirati v vodo
fosforjeva kislina
izgled
koliko protonska?
topnost soli
srednje močna kislina
brezbarvna trdna (kristalična snov)
ni ne izrazit oksidant (ne more biti reducent)
triprotonska kislina
fosfati:
vsi alkalijski dobro topni
fosfati težkih kovin (Ag, Sm, Bi, Zn, H, Cr, …) so netopni
difosforjeva kislina
nastanek
H4P2O7
kondenzacija NE poteka direktno
(če vzameš fosforjeve k. dobiš trifosfat, tetrafosfat,…)
pridobimo s segrevanjem Na2HPO4 in potem ionsko izmenjavo natrija v difosfatu z vodikom
Na2HPO4 → Na4P2O7 + H2O
Na4P2H7 (H+ izmenjava) → H4P2O7
štiriprotonska kislina
trdna kristalična snov
nekoliko močnejša kislina kot H3PO4
značilnost fosforjeve(V) k. H3PO4, hidrogenfosfatov in dihidrogenfosfatov
značilnost fosforjeve(V) k. H3PO4, hidrogenfosfatov in dihidrogenfosfatov
pri segrevanju odcepljajo vodo: polikondenzacija
nastajajo polifosforjeve kisline Hx+2PxO3x+1 oz. polifosfati
dolžine verig od 2 do 90 enot, krajše lahko sklenejo v obroč
sinteza visokomolekularnih polifosfatov
in nizkomolekularnih polifosfatov
visokomolekularni polifosfati so steklasti
NaH2PO4 → NaxH2PxO3x+1
nizkomolekularni verižni polifosfati so kristalični
(x-2) NaH2PO4 + 2Na2HPO4 → Nax+2PxO3x+1 + (x-1)H2O
dimerizacija/ polikondenzacija fosforjeve k.
pri dimerizaciji / polikondenzaciji lahko pride do direktne vezi P-P
peroksifosforjeva kislina
nastanek (2)
peroksidifosforjeva kislina nastanek
peroksifosforjeva H3PO5
H4P2O8 + H2O → H3PO5 + H3PO4
ali
P4O10 + H2O2 → H3PO5 + H2O
peroksifosforjevi kislini in njune soli so močni oksidanti
fosfonska kislina
nastanek (2)
obstojnost
fosfonska kislina H2PHO3
P4O6 + H2O → H3PO3
zaradi toploti ki se sprosti disproporcionira
H3PO3 → PH3 + H3PO4
primernejši način priprave:
PCl3 + H2O → H3PO3 + HCl
dvoprotonska kislina
H3PO3 in njene soli močni reducenti
Ag+ in Cu*2+ ione reducirajo → Ag in Cu
fosonska kislina na zraku oksidira → H3PO4
fosfonati na zraku obstojni
fosfinska kislina
nastanek (2)
obstojnost
fosfinska kislina HPH2O2, soli fosfinati
- disproporcionacija fosforja v alkalnem
P + KOH + H2O → PH3 + KH2PO2
P + KOH + H2O → P2H6 + KH2PO2
-oksodacija fosfana z jodom
PH3 + I2 + H2O → H3PO2 + HI
pri višji temp. kislina in soli disproporcionirajo
H3PO2 → PH3 + H3PO3
enoprotonska kislina
kislina in soli so močni reducenti
gorenje As, Sb in Bi na zraku
gorenje As, Sb in Bi na zraku nastanejo (III) oksidi
As4O6, Sb4O6
višja oksidacijska stanja lahko dosežemo le z močnimi oksidanti
P: oba oksida reagirata kot kislini
As2O3 amfoteren (odmik od nekovinskih lastnosti)
drugačne oblike oksidov, ki nastanejo pri ohlajanju
As2O3 dobro topen v vodi, amfoteren (vodna razt. je kisla)
Sb2O3 se slabo topi v vodi, amfoteren
Sb2O3 + H2SO4 → Sb2(SO4)3
Sb2O3 + HCl → SbCl3
Sb2O3 + NaOH → NaSbO2 (oz. v vodni razt. Na[Sb(OH)4]
Bi2O3 bazičen
oksidi As, Sb, Bi z oksidacijskim +5
manj obstojni
obstojnost pada As2O5 → Bi2O5
-As2O5 dobimo z dehidratacijo H3AsO4
razpade pri segrevanju:
As2O5 → As3O3 + O2
-visok tlak O2 pri višji T
Sb2O3 → Sb2O5
-Bi2O5 pripravimo le z močnimi oksidanti: O3, Cl2, ClO-
razpade:
Bi2O5 → Bi2O3 + O2
spojine s halogeni NY3
NH3 + halogen
NF3 najobstojnejši
ostali eksplozivno razpadejo
spojine s halogeni PY3
+voda
P + Y2 → PY3
reakcija z vodo:
PY3 + 3H2O → H3PO3 + 3HY
piramidalne molekule
spojine elementov 15. skupine z žveplom
nastanek S4N4
4 NH3 + 10 S → S4N4 + 6 H2S
sulforilovi derivati amoniaka
sulfurilov amid:
NH3 + SO3 → (NH2)2SO2 +H2O
sulfurilov imid
NH3 + SO3 → NHSO2 + H2O
surfurilov amid in amid sta kislini- lahko oddasta protone
