P3Prvky Flashcards
Jsou zámy tři modifikace antimonu. Které tyto modifikace jsou? Jak se antimon používá?
kovový antimon, žlutý antimon a černý antimon. Kovový se používá hlavně do slitin.
Sloučeniny antimonu
Podobně jako ostatní prvky V.A skupiny tvoří s vodíkem jedovatý plyn SbH3 – stiban. Ve sklářství a při výrobě zápalek se používá sulfid antimonitý Sb2S3
Co je Marshova-Liebigova zkouška ?
Marshova-Liebigova zkouška je vysoce citlivá metoda k detekci arsenu, která se využívala ve forenzní toxikologii
Jak se získavá arsen?
Lze jej získat tepelným rozkladem arsenopyritu:
FeAsS → FeS + As
Sloučeniny arsenu
Sloučeniny arsenu jsou jedovaté. Známý je např. arsan AsH3, plyn páchnoucí po česneku, který se za normálních teplot pomalu a za vyšších teplot rychle rozkládá na arsen a vodík.
Oxid arsenitý As2O3 (dimeruje na As4O6) se nazývá též utrejch nebo arsenik. Dříve se hojně používal jako jed na myši.
Jak se získává bismut?
Bismut je načervenalý kov, který se získává z bismutinitu Bi2S3 pražením a následnou redukcí. Sulfidické rudy se praží na oxid, který se redukuje uhlíkem:
Bi2S3 + 9/2O2 → Bi2O3 + 3SO2
Bi2O3 + 3C → 2Bi + 3CO
Oxid bismutitý
Oxid bismutitý Bi2O3 se využívá při výrobě některých druhů skel a porcelánových glazur.
Jak se Iaboratorně připraví N? Jak se p průmyslově vyrábí?
Laboratorně lze připravit:
NH4NO2 → N2 + 2 H2O (tepelný rozklad)
NaNO2 + NH4Cl → N2 + NaCl + 2 H2O
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4 H2O (tepelný rozklad)
Průmyslově se vyrábí frakční destilací kapalného vzduchu.
Jak se amoniak připravuje?
Připravuje se reakcí chloridu amonného s hydroxidem:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 → 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O
NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O
Jak se amoniak vyrábí?
Vyrábí se přímou syntézou při vysoké teplotě a tlaku působením katalyzátoru – Fe:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
amoniakovou reakcí se silnými kyselinami vznikají
amonné soli:
2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
využití NH3
Amoniak se používá k výrobě HNO3, Na2CO3, průmyslových hnojiv, barviv, plastů, kapalný jako hnojivo, chladicí látka v chladírenských strojích.
Rozklad amonných soli
Za vyšší teploty se snadno rozkládají:
(NH4)2CO3→ 2 NH3+ CO2+ H2O
Oxid dusný
N2O je bezbarvý plyn příjemného zápachu a nasládlé chuti (rajský plyn). Nereaguje s vodou. V malých dávkách způsobuje opojení, ve větších dávkách bezvědomí. Dříve se používal k narkózám, dnes jako hnací plyn v bombičkách na šlehačku.
Oxid dusnatý
NOse připravuje reakcí mědi se zředěnoukyselinou dusičnou:
3 Cu + 8 HNO3→ 2 NO + 3 Cu(NO3)2+ 4 H2O
Vyrábí se zamoniaku:
4 NH3+ 5 O2→ 4 NO + 6 H2O
Je to bezbarvý plyn, na vzduchu okamžitě reaguje skyslíkem:
2 NO + O2→ 2 NO2
Má volný elektronový pár na dusíku, proto při nižších teplotách dimeruje:
2 NO ⇄ N2O2
Oxid dusitý
N2O3 se snadno rozkládá:
2 N2O3 → 2 NO + N2O4
Je anhydridem HNO2:
N2O3 + H2O → 2 HNO2
Oxid dusičitý
NO2 vzniká oxidací oxidu dusnatého:
2 NO + O2 → 2 NO2
Tento červenohnědý plyn je prudce jedovatý. Má volný elektronový pár na N, proto při nižších teplotách dimeruje:
2 NO2 ⇄ N2O4
Dimer je bezbarvý plyn.
Reaguje s vodou:
2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
Dusitany
vznikají mírnou redukcí dusičnanů olovem:
NaNO3 + Pb → NaNO2 + PbO
Kyselina dusičná
HNO3 se laboratorně připravuje reakcí kyseliny sírové s dusičnanem sodným:
2 NaNO3 + H2SO4 → 2 HNO3 + Na2SO4
Základní surovinou pro její výrobu je amoniak:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
4 NO2 + O2 + 2 H2O → 4 HNO3
Dusičnany
vznikají reakcí kovu s HNO3nebo oxidu kovu sHNO3. Můžeme použít také uhličitan nebo hydroxid:
CaCO3+ 2 HNO3→ Ca(NO3)2+ CO2+ H2O
NaOH + HNO3→ NaNO3+ H2O
Chemické vlastnosti dusičnanů
Jsou dobře rozpustné ve vodě, výbušné, mají silné oxidační účinky. Teplem se rozkládají:
2 KNO3 → 2 KNO2 + O2
Použití dusičnanů?
Používají se k výrobě černého střelného prachu nebo jako hnojiva – tzv. ledky: chilský NaNO3, draselný KNO3 nebo amonný NH4NO3.
