Prvky 15. skupiny - dusík, fosfor, arzén, antimón, bizmut

Pniktogény, nazývané aj pniktidy alebo pentely, sú chemické prvky 15. skupiny (predtým V.A) periodickej tabuľky prvkov. Samotný názov „pniktogény" pochádza z gréčtiny a znamená „dusiace", čo odkazuje na dusivý charakter plynného dusíka. Do tejto skupiny patria prvky: dusík (N), fosfor (P), arzén (As), antimón (Sb), bizmut (Bi) a superťažké, umelo pripravené moskóvium (Mc).

Všetky pniktogény majú vo svojej valenčnej vrstve 5 elektrónov, ich všeobecná elektrónová konfigurácia je ns² np³. Na dosiahnutie stabilnej konfigurácie najbližšieho vzácneho plynu (oktetu) im chýbajú 3 elektróny, alebo môžu odovzdať 3 či 5 elektrónov. Táto konfigurácia im umožňuje tvoriť zlúčeniny s rôznymi oxidačnými číslami, najčastejšie -III (prijatím 3 elektrónov), +III (odovzdaním p-elektrónov) a +V (odovzdaním všetkých valenčných elektrónov).

Trendy fyzikálnych a chemických vlastností v skupine link

Fyzikálne vlastnosti pentelov sa v skupine menia predvídateľným spôsobom:

• Skupenstvo: S rastúcim protónovým číslom prechádzajú prvky od plynu (N) cez nekovové pevné látky (P) a polokovy (As, Sb) až ku kovu (Bi).
• Atómový polomer: S pribúdajúcimi elektrónovými vrstvami rastie smerom nadol v skupine.
• Hustota: Stúpa od dusíka po bizmut.
• Teploty topenia a varu: Tieto hodnoty najprv stúpajú od dusíka k arzénu, ale potom klesajú smerom k bizmutu.

Chemické vlastnosti takisto vykazujú jasné trendy v rámci skupiny:

• Elektronegativita: Výrazne klesá smerom nadol v skupine (N je tretí najelektronegatívnejší prvok).
• Kovový charakter: S rastúcim protónovým číslom prvky postupne strácajú nekovové vlastnosti a nadobúdajú kovový charakter.
  • Dusík a fosfor sú typické nekovy.
  • Arzén a antimón sú polokovy.
  • Bizmut je kov.
• Stabilita oxidačných čísel: V hornej časti skupiny (N, P) je stabilnejší stav +V. Smerom nadol v skupine rastie stabilita stavu +III na úkor stavu +V. Tento jav sa nazýva efekt inertného páru – ťažšie prvky si ochotnejšie ponechávajú valenčné s-elektróny a na väzbu poskytujú len p-elektróny. Oxidačné číslo -III je typické najmä pre zlúčeniny s vodíkom a aktívnymi kovmi.

Biologický význam pniktogénov link

Niektoré pniktogény zohrávajú v živých organizmoch kľúčové úlohy:

• Dusík: Je esenciálny biogénny prvok, absolútne nevyhnutný pre život. Tvorí základnú zložku aminokyselín (stavebných jednotiek bielkovín), nukleových kyselín (DNA, RNA), chlorofylu, mnohých vitamínov a ďalších organických molekúl.
• Fosfor: Je ďalším nevyhnutným makroprvkom. Je kľúčovou súčasťou nukleových kyselín, energetickej molekuly ATP (adenozíntrifosfát), fosfolipidov (stavebné jednotky bunkových membrán) a minerálnej zložky kostí a zubov (hydroxyapatit).
• Arzén: Hoci je vo všeobecnosti vysoko toxický, v stopových množstvách môže byť pre niektoré organizmy (vrátane človeka) esenciálny, aj keď jeho presná funkcia nie je úplne objasnená. Niektoré mikroorganizmy ho dokážu využívať v metabolizme.

Ostatné pniktogény (antimón, bizmut) nemajú známy pozitívny biologický význam pre človeka, pričom antimón je toxický a bizmut je považovaný za relatívne málo toxický ťažký kov. Moskóvium je rádioaktívne a v prírode sa nevyskytuje.

Všeobecné typy anorganických zlúčenín pniktogénov link

Pentely tvoria širokú škálu anorganických zlúčenín, ktorých charakter sa mení s rastúcim kovovým charakterom prvkov v skupine. Medzi najdôležitejšie typy patria:

• Hydridy (Pniktogénovodíky)
• Oxidy
• Oxokyseliny
• Soli oxokyselín
• Pniktidy (Nitridy, Fosfidy, Arzenidy, Antimonidy, Bizmutidy)
• Halogenidy

Hydridy (Pniktogénovodíky) link

Všetky pniktogény (okrem Mc) tvoria binárne zlúčeniny s vodíkom so všeobecným vzorcom EH₃ (kde E = N, P, As, Sb, Bi). Majú molekulovú štruktúru v tvare trigonálnej pyramídy. Ich stabilita výrazne klesá smerom nadol v skupine (BiH₃ je extrémne nestabilný). Kým amoniak (NH₃) je pomerne stabilný, dobre rozpustný vo vode a má zásadité vlastnosti, ostatné hydridy (fosfán PH₃, arzán AsH₃, stibán SbH₃) sú prudko jedovaté plyny, menej stabilné a len veľmi slabo zásadité. Kyslosť vodíkov v týchto hydridoch mierne rastie smerom nadol.

Oxidy link

Pniktogény tvoria oxidy najmä v oxidačných stavoch +III (všeobecný vzorec E₂O₃) a +V (všeobecný vzorec E₂O₅). Dusík je výnimkou a tvorí oveľa širšiu škálu oxidov (N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅) s molekulovou štruktúrou. Oxidy ostatných pniktogénov majú zväčša polymérne štruktúry. Acidobázický charakter oxidov sa mení v skupine: oxidy dusíka a fosforu sú prevažne kyslé, oxidy arzénu a antimónu sú amfotérne a oxid bizmutitý (Bi₂O₃) je zásaditý, čo zodpovedá rastúcemu kovovému charakteru prvkov.

Oxokyseliny link

Najvýznamnejšie oxokyseliny tvoria pniktogény v oxidačných stavoch +V (napr. kyselina dusičná HNO₃, kyselina trihydrogénfosforečná H₃PO₄, kyselina arzeničná H₃AsO₄) a +III (napr. kyselina dusitá HNO₂, kyselina fosforitá H₃PO₃, kyselina arzenitá H₃AsO₃). Sila kyselín a ich oxidačné vlastnosti sa v skupine menia. Kyselina dusičná je silná kyselina a silné oxidačné činidlo. Kyselina fosforečná je stredne silná kyselina bez výrazných oxidačných vlastností. Kyseliny fosforitá (H₃PO₃) a fosforná (H₃PO₂) majú špecifickú štruktúru s väzbami P-H a vykazujú redukčné vlastnosti.

Soli oxokyselín link

Sú to iónové alebo kovalentné zlúčeniny odvodené od oxokyselín pniktogénov nahradením jedného alebo viacerých kyslých vodíkov. Medzi najdôležitejšie patria dusičnany (NO₃⁻), dusitany (NO₂⁻), fosforečnany (PO₄³⁻, HPO₄²⁻, H₂PO₄⁻), fosforitany (HPO₃²⁻) a arzeničnany (AsO₄³⁻). Mnohé z nich sú veľmi stabilné a majú veľký praktický význam, napríklad dusičnany a fosforečnany ako hnojivá, dusitany ako konzervačné látky, fosforečnany ako súčasť detergentov alebo v potravinárstve.

Pniktidy link

Pniktidy sú binárne zlúčeniny pniktogénov (zvyčajne v oxidačnom stave -III) s elektropozitívnejšími prvkami, najmä kovmi. Patria sem nitridy (napr. Mg₃N₂), fosfidy (napr. Ca₃P₂), arzenidy (napr. Na₃As), antimonidy a bizmutidy. Môžu mať rôzne štruktúry (iónové, kovalentné, kovové). Mnohé reagujú s vodou alebo kyselinami za uvoľnenia príslušného hydridu (NH₃, PH₃, AsH₃...). Niektoré (napr. nitridy prechodných kovov) sú veľmi tvrdé a žiaruvzdorné.

Halogenidy link

Pniktogény tvoria s halogénmi (F, Cl, Br, I) zlúčeniny typu EX₃ a EX₅. Existencia a stabilita halogenidov EX₅ klesá smerom nadol v skupine (BiF₅ je známy, ale BiCl₅ nie). Typickými príkladmi sú PCl₃, PCl₅, AsF₃, SbCl₅, BiF₃. Sú to zväčša molekulové zlúčeniny (okrem BiF₃, ktorý má iónový charakter), často kvapaliny alebo prchavé pevné látky. Sú reaktívne, mnohé prudko reagujú s vodou (hydrolyzujú).

Využitie elementárneho dusíka link

Plynný dusík (N₂), hlavná zložka vzduchu (78%), je za bežných podmienok známy svojou nízkou reaktivitou (inertnosťou) vďaka veľmi pevnej trojitej väzbe N≡N. Práve táto inertnosť sa využíva na vytváranie ochranných atmosfér, ktoré zabraňujú nežiaducim reakciám, najmä oxidácii. Uplatňuje sa v potravinárstve (balenie čipsov, kávy), pri skladovaní chemikálií, v metalurgii a elektronike. Okrem toho je plynný dusík kľúčovou surovinou pre priemyselnú syntézu amoniaku (NH₃) Haber-Boschovým procesom, ktorý je základom výroby hnojív.

Kvapalný dusík (N₂(l)), získaný frakčnou destiláciou vzduchu, má extrémne nízku teplotu varu (-196 °C). Jeho hlavné využitie spočíva v kryogénnom zmrazovaní a uchovávaní biologických vzoriek (krv, bunky, tkanivá) v medicíne a biológii. Používa sa aj v kryochirurgii (napr. odstraňovanie bradavíc), na rýchle zmrazovanie potravín, ako chladivo v laboratóriách a priemysle (napr. pre supravodivé magnety) a pre efektné vedecké demonštrácie vďaka svojmu "dymeniu" pri odparovaní.

Výskyt a významné zlúčeniny dusíka link

Voľný dusík (N₂) tvorí hlavnú zložku vzduchu. Viazaný sa nachádza v dusičnanoch (napr. čílsky liadok NaNO₃, draselný liadok KNO₃) a je súčasťou všetkých živých organizmov (bielkoviny, nukleové kyseliny).

Dusík tvorí mnoho dôležitých zlúčenín, najmä amoniak, rôzne oxidy dusíka, kyselinu dusitú a jej soli dusitany, a kyselinu dusičnú a jej soli dusičnany.

Amoniak link

Amoniak (NH₃) je bezfarebný, štipľavo zapáchajúci plyn, ľahší ako vzduch, dobre rozpustný vo vode (vodný roztok sa nazýva čpavok a reaguje zásadito). Molekula má tvar trigonálnej pyramídy. Priemyselne sa vyrába priamou syntézou z dusíka a vodíka za vysokého tlaku, teploty a prítomnosti katalyzátora (Haber-Boschov proces):

\( \text{N}_2(g) + 3\text{H}_2(g) \rightleftharpoons 2\text{NH}_3(g) \)

Je kľúčovou surovinou pre výrobu dusíkatých hnojív, kyseliny dusičnej, močoviny, plastov a výbušnín. Používa sa aj ako chladivo a v analytickej chémii.

\( \text{NH}_3(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{NH}_4^+(aq) + \text{OH}^-(aq) \)

Oxid dusný link

Oxid dusný (N₂O) je bezfarebný plyn príjemnej vône a sladkastej chuti.

Pripravuje sa opatrným tepelným rozkladom dusičnanu amónneho pri teplote okolo 200 °C:

\( \text{NH}_4\text{NO}_3(s) \xrightarrow{t \approx 200 ^\circ C} \text{N}_2\text{O}(g) + 2\text{H}_2\text{O}(g) \)

Pri laboratórnej teplote je N₂O pomerne málo reaktívny a nie je anhydridom žiadnej známej oxokyseliny dusíka.

Pri vdychovaní pôsobí narkoticky, preto sa triviálne nazýva „rajský plyn“. Tieto účinky sa využívajú v medicíne ako krátkodobé anestetikum (často v zmesi s kyslíkom). Používa sa aj v potravinárstve ako hnací plyn pri príprave šľahačky v tlakových fľašiach.

Oxid dusnatý link

Oxid dusnatý (NO) je bezfarebný plyn. V živých organizmoch hrá úlohu dôležitej signálnej molekuly (napr. pri regulácii krvného tlaku).

Laboratórne sa pripravuje napríklad redukciou zriedenej kyseliny dusičnej meďou:

\( 3\text{Cu}(s) + 8\text{HNO}_3(\text{zried.}) \rightarrow 3\text{Cu}(\text{NO}_3)_2(aq) + 2\text{NO}(g) + 4\text{H}_2\text{O}(l) \)

Priemyselne sa vyrába ako medziprodukt pri výrobe kyseliny dusičnej katalytickou oxidáciou amoniaku:

\( 4\text{NH}_3(g) + 5\text{O}_2(g) \xrightarrow{\text{Pt/Rh}} 4\text{NO}(g) + 6\text{H}_2\text{O}(g) \)

Malé množstvá NO vznikajú aj pri spaľovaní palív za vysokých teplôt vo výbušných motoroch a unikajú do atmosféry, kde prispievajú k znečisteniu ovzdušia a tvorbe kyslých dažďov.

Oxid dusnatý nie je anhydridom žiadnej oxokyseliny dusíka. Na vzduchu sa ochotne oxiduje na červenohnedý oxid dusičitý:

\( 2\text{NO}(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\text{NO}_2(g) \)

Oxid dusitý link

Oxid dusitý (N₂O₃) vzniká ako modrá kvapalina alebo tuhá látka ochladením zmesi oxidu dusnatého a oxidu dusičitého.

\( \text{NO}(g) + \text{NO}_2(g) \rightleftharpoons \text{N}_2\text{O}_3(l/s) \)

Je anhydridom kyseliny dusitej, s vodou reaguje za jej vzniku:

\( \text{N}_2\text{O}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow 2\text{HNO}_2(aq) \)

Oxid dusičitý link

Oxid dusičitý (NO₂) je hnedo sfarbený, toxický plyn s ostrým zápachom. Vzniká napríklad redukciou koncentrovanej kyseliny dusičnej meďou alebo oxidáciou oxidu dusnatého kyslíkom (táto reakcia je kľúčová pri výrobe HNO₃).

\( \text{Cu}(s) + 4\text{HNO}_3(\text{konc.}) \rightarrow \text{Cu}(\text{NO}_3)_2(aq) + 2\text{NO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(l) \)

\( 2\text{NO}(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\text{NO}_2(g) \)

Pri ochladzovaní dimerizuje na bezfarebný dimér oxidu dusičitého (N₂O₄), pri zahrievaní nad 150 °C existuje len ako monomér NO₂.

\( 2\text{NO}_2(g) \rightleftharpoons \text{N}_2\text{O}_4(g) \)

Reaguje s vodou za vzniku zmesi kyseliny dusičnej a dusitej (disproporcionácia), čo je dôležité pri výrobe HNO₃ a prispieva ku kyslým dažďom:

\( 2\text{NO}_2(g) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{HNO}_3(aq) + \text{HNO}_2(aq) \)

Oxid dusičný link

Oxid dusičný (N₂O₅) je biela kryštalická látka. Možno ho pripraviť napríklad oxidáciou oxidu dusičitého ozónom:

\( 2\text{NO}_2(g) + \text{O}_3(g) \rightarrow \text{N}_2\text{O}_5(s) + \text{O}_2(g) \)

Je anhydridom kyseliny dusičnej, s vodou reaguje za jej vzniku:

\( \text{N}_2\text{O}_5(s) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow 2\text{HNO}_3(aq) \)

Kyselina dusičná link

Kyselina dusičná (HNO₃) je bezfarebná, na svetle žltnúca kvapalina. Je to silná kyselina a silné oxidačné činidlo. Jej oxidačné účinky závisia od koncentrácie a reaktivity kovu. Koncentrovaná HNO₃ oxiduje aj menej reaktívne kovy (Cu, Ag) za vzniku NO₂, zriedená reaguje s aktívnejšími kovmi za vzniku NO (alebo iných redukovaných foriem dusíka).

\( \text{Cu}(s) + 4\text{HNO}_3(\text{konc.}) \rightarrow \text{Cu}(\text{NO}_3)_2(aq) + 2\text{NO}_2(g) + 2\text{H}_2\text{O}(l) \)

\( 3\text{Zn}(s) + 8\text{HNO}_3(\text{zried.}) \rightarrow 3\text{Zn}(\text{NO}_3)_2(aq) + 2\text{NO}(g) + 4\text{H}_2\text{O}(l) \)

Priemyselne sa vyrába Ostwaldovým procesom (katalytická oxidácia amoniaku). Používa sa na výrobu hnojív, výbušnín (nitroglycerín, TNT), farbív, liečiv a na nitráciu organických zlúčenín.

Jej soli sa nazývajú dusičnany (väčšinou dobre rozpustné vo vode).

Kyselina dusitá link

Kyselina dusitá (HNO₂) je slabá kyselina, ktorá existuje len vo vodných roztokoch (napríklad pri reakcii jej anhydridu N₂O₃ s vodou). Je nestabilná a pri zahriatí alebo aj státí sa rozkladá (disproporcionuje) na kyselinu dusičnú a oxid dusnatý:

\( 3\text{HNO}_2(aq) \rightarrow \text{HNO}_3(aq) + 2\text{NO}(g) + \text{H}_2\text{O}(l) \)

Jej soli, dusitany (napr. NaNO₂), sú na rozdiel od kyseliny stabilné. Používajú sa ako konzervačné látky, ale môžu byť prekurzormi karcinogénnych nitrozamínov.

Alotropické modifikácie fosforu link

Fosfor vytvára tri hlavné alotropické modifikácie, ktorých vlastnosti sú porovnané v tabuľke:

Výskyt a významné zlúčeniny fosforu link

V prírode sa nachádza výlučne vo forme fosforečnanov. Najdôležitejším minerálom je apatit (komplexný fosforečnan vápenatý, napr. Ca₅(PO₄)₃F – fluoroapatit), z ktorého sa tvoria rozsiahle ložiská fosforitov. Je súčasťou živých organizmov (kosti, zuby, DNA, RNA, ATP).

Fosfor vytvára oxidy najmä v oxidačných stupňoch +III a +V. Vytvára aj bohatý súbor oxokyselín, v ktorých má formálne oxidačný stupeň +I, +III, +IV alebo +V.

Fosfán link

Fosfán (PH₃) je bezfarebný, extrémne jedovatý plyn so zápachom po cesnaku alebo hnijúcich rybách. Menej zásaditý a menej polárny ako amoniak. Na vzduchu je samozápalný (najmä ak obsahuje stopy P₂H₄). Pripravuje sa hydrolýzou fosfidov:

\( \text{Ca}_3\text{P}_2(s) + 6\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow 3\text{Ca}(\text{OH})_2(aq) + 2\text{PH}_3(g) \)

Používa sa ako fumigant (na ničenie škodcov v skladoch) a pri výrobe polovodičov.

Oxid fosforitý link

Oxid fosforitý (P₄O₆) je biela, voskovitá, jedovatá tuhá látka. Vzniká nedokonalým spaľovaním fosforu:

\( \text{P}_4(s) + 3\text{O}_2(g) \rightarrow \text{P}_4\text{O}_6(s) \)

Molekula má štruktúru odvodenú od tetraédra P₄, kde sú medzi atómy fosforu vložené atómy kyslíka. Je anhydridom kyseliny fosforitej, s ktorou reaguje za studena:

\( \text{P}_4\text{O}_6(s) + 6\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow 4\text{H}_3\text{PO}_3(aq) \)

S horúcou vodou reaguje zložitejšie za vzniku viacerých produktov (disproporcionácia).

Oxid fosforečný link

Oxid fosforečný (P₄O₁₀) je biela, tuhá látka (dimér P₂O₅). Vyrába sa spaľovaním fosforu v nadbytku vzduchu:

\( \text{P}_4(s) + 5\text{O}_2(g) \rightarrow \text{P}_4\text{O}_{10}(s) \)

Štruktúra molekuly je podobná P₄O₆, ale každý atóm fosforu viaže navyše jeden atóm kyslíka. Je anhydridom kyseliny fosforečnej a mimoriadne hygroskopický - prudko reaguje s vodou. Vďaka tejto vlastnosti sa používa ako veľmi účinné sušidlo (napr. plynov) a dehydratačné činidlo (dokáže odobrať vodu aj iným kyselinám za vzniku ich anhydridov).

\( \text{P}_4\text{O}_{10}(s) + 6\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow 4\text{H}_3\text{PO}_4(aq) \)

Je východiskovou látkou pri výrobe mnohých zlúčenín fosforu.

Kyselina fosforná link

Kyselina fosforná (H₃PO₂), systematicky kyselina hydrogen-dihydrido-dioxofosforečná, je biela kryštalická látka. Je to len jednosýtna kyselina, pretože obsahuje dva vodíkové atómy viazané priamo na atóm fosforu (väzba P-H), ktoré nie sú kyslé. Kyslý je len vodík v -OH skupine.

\( \text{H}_3\text{PO}_2(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{H}_3\text{O}^+(aq) + \text{H}_2\text{PO}_2^-(aq) \)

Je stredne silnou kyselinou a má redukčné vlastnosti. Pripravuje sa napríklad reakciou bieleho fosforu s roztokmi hydroxidov (disproporcionácia), pričom vznikajú jej soli - fosfornany.

\( \text{P}_4(s) + 3\text{OH}^-(aq) + 3\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{PH}_3(g) + 3\text{H}_2\text{PO}_2^-(aq) \)

Kyselina fosforitá link

Kyselina fosforitá (H₃PO₃), systematicky kyselina dihydrogen-hydrido-trioxofosforečná, je biela kryštalická látka. Je to dvojsýtna kyselina, pretože jeden vodíkový atóm je viazaný priamo na fosfor (P-H) a nie je kyslý. Kyslé sú len vodíky v -OH skupinách.

Vzniká reakciou svojho anhydridu P₄O₆ so studenou vodou, alebo hydrolýzou halogenidov fosforitých, napr. PCl₃:

\( \text{PCl}_3(l) + 3\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{H}_3\text{PO}_3(aq) + 3\text{HCl}(aq) \)

Má redukčné vlastnosti. Jej soli sú fosforitany.

Kyselina trihydrogénfosforečná link

Kyselina trihydrogénfosforečná (H₃PO₄), nazývaná aj kyselina ortofosforečná, je bezfarebná, kryštalická látka alebo 85% sirupovitý roztok. Je to stredne silná, trojsýtna kyselina, nie je toxická a nemá výrazné oxidačné účinky. Priemyselne sa vyrába mokrým procesom (reakcia fosforečnanovej horniny, napr. apatitu, s kyselinou sírovou) alebo termickým procesom (P₄ → P₄O₁₀ → H₃PO₄).

Vytvára tri rady solí: fosforečnany (M₃PO₄, M₃(PO₄)₂...), hydrogénfosforečnany (M₂HPO₄, MHPO₄...) a dihydrogénfosforečnany (MH₂PO₄, M(H₂PO₄)₂...). Rozpustnosť solí závisí od katiónu; vo vode sú dobre rozpustné najmä soli alkalických kovov a amónne soli. Významnou reakciou je výroba rozpustného hnojiva superfosfátu z nerozpustného fosforečnanu vápenatého:

\( \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2(s) + 2\text{H}_2\text{SO}_4(aq) \rightarrow \text{Ca}(\text{H}_2\text{PO}_4)_2(aq) + 2\text{CaSO}_4(s) \)

Kyselina fosforečná má široké využitie pri výrobe hnojív, čistiacich prostriedkov, nealkoholických nápojov (E338), na úpravu kovov a v organickej syntéze.

Kyselina tetrahydrogendifosforečná (pyrofosforečná) link

Kyselina tetrahydrogendifosforečná (H₄P₂O₇), nazývaná aj kyselina pyrofosforečná, vzniká čiastočnou dehydratáciou (odobratím vody) kyseliny trihydrogénfosforečnej pri zahrievaní (200 – 300 °C).

\( 2\text{H}_3\text{PO}_4 \xrightarrow{t} \text{H}_4\text{P}_2\text{O}_7 + \text{H}_2\text{O} \)

Vo svojej štruktúre obsahuje kyslíkový mostík P-O-P. Je to štvorsýtna kyselina. Po rozpustení vo vode sa postupne spätne hydratuje na H₃PO₄. Jej soli sa nazývajú difosforečnany (pyrofosforečnany).

Výskyt a významné zlúčeniny arzénu link

V prírode sa vyskytuje zriedkavo rýdzi, častejšie v mineráloch ako arzenopyrit (FeAsS), realgár (As₄S₄), auripigment (As₂S₃). Často sprevádza rudy medi, olova, striebra a zlata.

Najdôležitejšie zlúčeniny sú arzán, oxid arzenitý, kyselina arzenitá a kyselina arzeničná, halogenidy a sulfidy.

Arzán link

Arzán (AsH₃) je bezfarebný, extrémne jedovatý plyn s cesnakovým zápachom. Vzniká napríklad reakciou arzenidov s kyselinami. Je nestabilný a ľahko sa rozkladá.

\( \text{Na}_3\text{As}(s) + 3\text{HCl}(aq) \rightarrow \text{AsH}_3(g) + 3\text{NaCl}(aq) \)

Oxid arzenitý link

Oxid arzenitý (As₂O₃) je biela, tuhá látka, známa aj ako arzenik. Je prudko jedovatý. Vzniká horením arzénu. Má amfotérny charakter, reaguje s kyselinami aj zásadami.

Kyselina arzenitá link

Kyselina arzenitá (H₃AsO₃) formálne vzniká reakciou As₂O₃ s vodou. Je to slabá, trojsýtna kyselina s amfotérnymi vlastnosťami.

Kyselina arzeničná link

Kyselina arzeničná (H₃AsO₄) je biela kryštalická látka, pripravuje sa oxidáciou As₂O₃ alebo H₃AsO₃ silnými oxidačnými činidlami. Je to stredne silná kyselina, podobná H₃PO₄, ale má silnejšie oxidačné vlastnosti. Jej soli sú arzeničnany.

Halogenidy arzénu link

Arzén tvorí halogenidy typu AsX₃ (napr. AsF₃, AsCl₃) a AsX₅ (najmä AsF₅). Pripravujú sa zvyčajne priamou reakciou prvkov. Sú to reaktívne látky, ktoré s vodou hydrolyzujú za vzniku príslušných kyselín a halogenovodíkov.

\( 2\text{As}(s) + 3\text{Cl}_2(g) \rightarrow 2\text{AsCl}_3(l) \)

\( \text{AsCl}_3(l) + 3\text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{H}_3\text{AsO}_3(aq) + 3\text{HCl}(aq) \)

Sulfidy arzénu link

Najznámejšie sú sulfid arzenitý (As₂S₃) (žltý až oranžovo-červený minerál auripigment), sulfid arzenatý (AsS) a tetrasulfid tetraarzénu (As₄S₄) (červený minerál realgár). Sulfid arzenitý As₂S₃ a sulfid arzeničný As₂S₅ možno pripraviť zrážaním z okyslených roztokov As(III) resp. As(V) zlúčenín sírovodíkom.

\( 2\text{H}_3\text{AsO}_3(aq) + 3\text{H}_2\text{S}(g) \rightarrow \text{As}_2\text{S}_3(s) \downarrow + 6\text{H}_2\text{O}(l) \)

Výskyt a významné zlúčeniny antimónu link

Hlavným minerálom je antimonit (stibnit, Sb₂S₃). Vyskytuje sa aj rýdzi alebo v zložitejších sulfidoch.

Medzi dôležité zlúčeniny patria stibán, oxid antimonitý, kyselina antimoničná, halogenidy a sulfidy.

Stibán link

Stibán (SbH₃) je bezfarebný, veľmi jedovatý plyn, ešte nestabilnejší ako arzán. Pripravuje sa napr. reakciou antimonidov s kyselinami:

\( \text{Mg}_3\text{Sb}_2(s) + 6\text{HCl}(aq) \rightarrow 2\text{SbH}_3(g) + 3\text{MgCl}_2(aq) \)

Oxid antimonitý link

Oxid antimonitý (Sb₂O₃) je biela, tuhá látka, amfotérna. V prírode sa vyskytuje ako minerál valentinit, ktorý tvorí biele, sivasté alebo žltkasté kryštály, často s perleťovým leskom. Vzniká horením antimónu. Reaguje s kyselinami za vzniku antimonitých solí (často hydrolyzujú na antimonyl soli, napr. SbOCl) a so silnými zásadami za vzniku antimonitanov (napr. NaSbO₂). Používa sa ako biely pigment, na zakalenie skla a smaltov a najmä ako spomaľovač horenia v plastoch a textíliách.

Kyselina antimoničná link

Oxid antimoničný (Sb₂O₅) je známy len v hydratovanej forme ako kyselina antimoničná. Jediná definovaná forma je kyselina hexahydroxoantimoničná H[Sb(OH)₆], ktorá tvorí soli hexahydroxoantimoničnany (napr. Na[Sb(OH)₆]).

Halogenidy antimónu link

Antimón tvorí halogenidy SbX₃ (napr. SbCl₃) a SbX₅ (napr. SbF₅, SbCl₅). Pripravujú sa priamou syntézou alebo reakciou oxidu s HX. Hydrolyzujú, pričom Sb(III) halogenidy často tvoria málo rozpustné oxohalogenidy, napr. SbOCl.

\( \text{SbCl}_3(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{SbOCl}(s) \downarrow + 2\text{HCl}(aq) \)

Sulfid antimonitý link

Sulfid antimonitý (Sb₂S₃) je oranžovočervená až čierna tuhá látka. Je hlavnou rudou antimónu (minerál antimonit). Vzniká aj zrážaním z roztokov Sb(III) solí sírovodíkom. Používa sa v pyrotechnike a pri výrobe zápaliek.

\( 2\text{SbCl}_3(aq) + 3\text{H}_2\text{S}(g) \rightarrow \text{Sb}_2\text{S}_3(s) \downarrow + 6\text{HCl}(aq) \)

Existuje aj sulfid antimoničný (Sb₂S₅).

Výskyt a významné zlúčeniny bizmutu link

Vyskytuje sa rýdzi alebo v mineráloch ako bismutinit (Bi₂S₃) a bismit (Bi₂O₃). Často sprevádza rudy olova, cínu a medi.

Najstabilnejšie a najbežnejšie sú zlúčeniny v oxidačnom stave +III, ako oxid bizmutitý, halogenidy, sulfid a rôzne zásadité soli bizmutu. Zlúčeniny Bi(V) sú veľmi nestabilné a sú silnými oxidačnými činidlami.

Bizmután link

Bizmután (BiH₃) je extrémne nestabilný hydrid bizmutu.

Oxid bizmutitý link

Oxid bizmutitý (Bi₂O₃) je žltá, ťažká, tuhá látka. Má čisto zásaditý charakter, reaguje len s kyselinami za vzniku Bi(III) solí. Používa sa v keramike, sklárstve a ako katalyzátor.

Halogenidy bizmutu link

Bizmut tvorí halogenidy typu BiX₃ (napr. BiCl₃, BiF₃). Fluorid bizmutitý (BiF₃) má prevažne iónový charakter, ostatné sú skôr kovalentné. Halogenidy Bi(V) sú veľmi nestabilné (poznáme len BiF₅). Halogenidy Bi(III) ľahko hydrolyzujú za vzniku málo rozpustných oxohalogenidov, napr. oxochloridu bizmutitého (BiOCl).

\( \text{BiCl}_3(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftharpoons \text{BiOCl}(s) \downarrow + 2\text{HCl}(aq) \)

Sulfid bizmutitý link

Sulfid bizmutitý (Bi₂S₃) je hnedočierna tuhá látka, vyskytuje sa ako minerál bismutinit. Vzniká aj zrážaním z roztokov Bi(III) solí sírovodíkom.

\( 2\text{Bi}^{3+}(aq) + 3\text{H}_2\text{S}(g) \rightarrow \text{Bi}_2\text{S}_3(s) \downarrow + 6\text{H}^+(aq) \)

Zásadité soli bizmutu link

Bizmut má tendenciu tvoriť zásadité soli (obsahujúce BiO⁺ skupinu), napríklad zásaditý dusičnan bizmutitý (BiO)NO₃ (Bismuthi subnitras), zásaditý uhličitan bizmutitý (BiO)₂CO₃ (Bismuthi subcarbonas) alebo zásaditý galát bizmutitý (Dermatol). Tieto zlúčeniny sa využívajú v medicíne ako adstringentné (sťahujúce) a antiseptické látky (napr. pri liečbe žalúdočných problémov, kožných ochorení) a v kozmetike.