15. a 16. skupina

overview

• Dusík (N) a fosfor (P): Tyto prvky jsou zásadní pro biologické procesy.

  • Dusík je důležitý pro syntézu aminokyselin a nukleových kyselin.

  • Fosfor je klíčový pro energii (ATP) a strukturu DNA.

Allotropní modifikace fosforu

• Bílý fosfor

  • Teplota tání: 44,1 °C

• Červený fosfor

  • Teplota tání: 600 °C

• Černý fosfor

Porovnání vazeb N2 a P4

• Vazby a energetické hodnoty:

  • N—N: 167 kJ

  • N≡N: 945 kJ

  • P—P: 209 kJ

  • P≡P: 493 kJ

• Celkové energie:

  • E(P—P) = 1254 kJ·mol−1

  • E(P≡P) = 986 kJ·mol−1

• Energetické hodnoty:

  • N—N: 167 kJ

  • O—O: 144 kJ

  • F—F: 158 kJ

  • P—P: 209 kJ

  • S—S: 226 kJ

  • Cl—Cl: 242 kJ

  • As—As: 180 kJ

  • Se—Se: 172 kJ

  • Br—Br: 193 kJ

• Tendence k řetězení:

  • N < P > As > Sb > Bi

Slabé vazby mezi atomy

• Důsledky slabé vazby N—N:

• Spojení více atomů N jednoduchými vazbami je stabilní.

• Azoimid, azidy (např. Pb(N3)2, NaN3)

Inertní atmosféra

• Použití N2:

  • Nádoby s ventily

  • „Suchý“ box (glove-box)

Trojná vazba a její problémy

• technologie

  • N2 + 3 H2 → 2 NH3 (katalýza γ-Fe, 400 oC / 20 MPa)

  • Technologie a přírodní procesy (např. nitrogenáza, γ-Fe, 400 °C / 20 MPa)

• příroda

  • N2 + 6 H+ + 6 e− → 2 NH3 (kat. nitrogenáza)

Deriváty amoniaku

• Kationty a anionty:

  • NH4+ (amonní kation)

  • NH2− (amid)

  • NH2 -(imid)

  • N3− (nitrid)

• Neutralizační reakce:

  • NH4+ + NH2− → 2 NH3

Oxidy dusíku

• Přehled oxidů:

  • NO, N2O, NO2, N2O4, N2O3, N2O5, N4O

Oxidy fosforu

• Struktury:

  • Adamantanoidní, klecovité struktury

  • P4, P4O6, P4O10

Kyselina dusičná

• spalování NH3

  • 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O ΔH = −904 kJ·mol−1

• oxidace NO

  • 2NO + O2 2NO2 ΔH = −114 kJ·mol−1

• absorpce NO2 ve vodě

  • 3NO2 + H2O 2HNO3 + NO ΔH = −73 kJ·mol−1

Kyselina fosforečná

• extrakční výroba = spalování fosforu a hydratace::

  • P4 + 5 O2 → P4O10

  • P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4

• termická výroba = rozklad fosforečnanů silnou kyselinou:

  • Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 → 3 CaSO4 + 2 H3PO4

Kyseliny fosforu

• Kyselina „fosforná“:

  • H2P(O)OH (dihydridodioxofosforečná, fosfinová)

  • 1 kyselý vodík → 1 řada solí

• Kyselina „fosforitá“:

  • HP(O)(OH)2 (hydridotrioxofosforečná, fosfonová)

  • Obsahuje 2 kyselé vodíky → 2 řady solí

Organoprvkové sloučeniny fosforu

• deriváty fosfinové kyseliny**:**

  • Kyselina difenylfosfinová

• deriváty fosfonové kyseliny

  • Kyselina methylfosfonová

Toxicita organických derivátů fosforu

• Příklady:

  • Malathion, tabun, sarin, soman

Halogenidy fosforu

• Iontové halogenidy:

  • Alkalické kovy, dobře se rozpouštějí.

• Kovalentní halogenidy:

  • Reagují s vodou (hydrolyzují)

  • Cl3 + 3H2O H3PO3 + 3HCl

  • PCl5 + 4H2O H3PO4 + 5HCl

Využití sloučenin dusíku a fosforu

• Hnojiva:

  • Dusíkatá (NH3, močovina, dusičnany)

  • Fosforečná (HPO42−, H2PO4−)

  • Draselná (KCl, K2SO4)

• Další využití:

  • Plasty, výbušniny, barviva, léčiva

Dusík a fosfor v živých organismech

• Dusíkaté báze v NK:

  • Trifosforečnan v ATP

Kyslík a Síra

Skupiny

• Skupiny 16 a 17: Kyslík (O) a síra (S) patří do chalcogenů, zatímco halogeny spadají do skupiny 17 v periodické tabulce prvků. Chalcogeny jsou známé svými variabilními oxidačními čísly a schopností tvořit různé sloučeniny.

Allotropní Modifikace Kyslíku

Dikyslík (O₂)

• Chemická struktura: Kyslík v atmosféře většinou vystupuje jako O₂, dvatomová molekula.

• Teplota varu: -183 °C, což ukazuje na jeho nízkou teplotu varu a potenciál pro použití v ochlazovacích systémech.

• Výroba: Frakční destilace kapalného vzduchu je hlavním způsobem výroby O₂.

• Příprava: Lze vyrobit rozkladem oxidů, peroxidů nebo oxidací peroxidu vodíku (H₂O₂).

Ozon (O₃)

• Reakce: Ozon vzniká fotochemickou reakcí, která probíhá ve dvou krocích: O₂ + hν → 2O a O + O₂ → O₃. + hν O2 + O•

• Environmentální význam: Ozon hraje klíčovou roli ve stratosféře, kde absorbuje UV záření, čímž chrání život na Zemi.

Klasifikace Oxidů (I)

Dle charakteru vazby

• Iontové: vznikají přenosem elektronů mezi atomy, obvykle mezi kovy a nekovy.

• Kovalentní: dělí se na nízkomolekulární (např. CO₂) a polymerní (např. SiO₂).

Dle acidobazických vlastností

• Zásadotvorné (alkalické): například MgO + H₂O → Mg(OH)₂.

• Kyselinotvorné: například SO₂ + H₂O → H₂SO₃.

• Amfoterní: oxidy, které se chovají jako kyseliny i zásady, například Al₂O₃.

Peroxid Vodíku

Charakteristiky

• Slabá kyselina: s pKa1 = 11,75

• Oxidační a redukční činidlo:

  • 2Fe2+ + H2O2 + 2H+→ 2Fe3+ + 2H2O

  • 2MnO4− + 5H2O2 + 6H+ → 2Mn2+ + 8H2O + 5O2

• laboratorní příprava

  • BaO2 + H2SO4 → H2O2 + BaSO4

Allotropní Modifikace Síry

Cyklo-oktasíra (S₈)

• Hlavní forma síry: vytváří kroužkovou molekulu skládající se z osmi atomů síry.

Polysíra (H₂S_n)

• Obsahuje řetězce sírových atomů (n = 2, 3,... 8).

Fraschův Proces

• Proces těžby síry: používá stlačený vzduch a přehřátou vodu k extrakci minerální síry z podzemí.

Polysulfany a Polythionové Kyseliny

• Polysulfany: H₂S_n (s n = 2, 3,... 8).

• Polythionové kyseliny: H₂S_nO₆ (s n = 2, 3,... 6) - využívané v chemických reakcích a průmyslu.

Oxidy Síry

Důležité oxidy

• SO₂

  • Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2H2O

• SO₃

  • v plynné fázi SO3

  • v pevné fázi (SO3)3

Kyselina Sírová

• spalování S

  • S + O2 → SO2 ΔH = −297,9 kJ.mol−1

• oxidace SO2

  • SO2 + ½ O2 → SO3 ΔH = −98,4 kJ.mol−1

• hydratace SO3

  • SO3 + H2O → H2SO4 ΔH = −119,9 kJ.mol−1

Ekologické Aspekty

• Produkce SO₂:

  • spalování síry a sulfanu: 2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2

  • pražení sulfidických rud: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO

• Odsiřovací postupy (desulfurizace)

  • H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4.2H2O

  • H2SO4 + 2NH3 → (NH4)2SO4