p3 prvky a jejich sloučeniny- skupina dusíku

Prvky p3 – prvky V.A skupiny – jsou N, P, As, Sb (Antimon), Bi. Jejich atomy mají ve valenčních orbitalech pět elektronů, konfigurace ns2np3 (n je 2 až 6).
Dusík je za běžné teploty plyn, ostatní p3 – prvky jsou pevné látky, krystalizující v různých alotropických modifikacích.
p3 – prvky mohou sdílet tři elektronové páry ve třech kovalentních vazbách. Dosáhnou tak stabilní konfiguraci nejbližšího vzácného plynu a mají v těchto sloučeninách nejmenší oxidační –II (např.: v amoniaku NH3). Mohou však odevzdat až všech pět valenčních elektronů a mít ve sloučeninách oxidační číslo až V, např. ve fluoridu fosforečném PF5. S rostoucím Z klesá stálost sloučenin s oxidačním V a roste stálost sloučenin s oxidačním číslem III. Dusík jako prvek druhé periody (má jen s a p orbitaly) může vázat maximálně čtyři vazebné partnery – je čtyřvazný (např. v iontu NH4+), ostatní p3 – prvky v důsledku volných nd-orbitalů mohou být až šestivazné. Podobně jako u chalkogenů stoupá s rostoucím Z kovový charakter a klesá celková reaktivita. Dusík a fosfor jsou nekovy, arsen a antimon polokovy, bismut typický kov. S rostoucím Z klesá kyselý charakter oxidů.
Převážná většina dusíku je v zemské atmosféře jako molekuly N2. Vzduch je proto hlavním zdrojem dusíku pro výrobu dusíkatých sloučenin. Vázaný dusík je v dusičnanech a bílkovinách. Fosfor se v přírodě vyskytuje pouze ve sloučeninách odvozených od kyseliny fosforečné. Dusík a fosfor jsou biogenní prvky, jejichž funkce v živých organismech je nezastupitelná. Arsen, antimon a bismut jsou v přírodě málo rozšířené.

Dusík a jeho vlastnosti
Dusík se vyskytuje ve třech skupenstvích v dvouatomových molekulách N2. Je bezbarvý, bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě, nehořlavý a hoření nepodporuje. Molekula N2 je mimořádně stálá, mezi atomy dusíku je trojná vazba (NşN) s velkou vazebnou energií. Dusík reaguje s většinou látek až při vysoké teplotě. Zahřátím s křemíkem, borem, hliníkem a p2 – prvky vznikají nitridy. Velké množství sloučenin dusíku patří do oblasti organické chemie.
V přírodě vzniká amoniak, oxid dusný, dusnatý a dusičitý převážně činností mikroorganismů. Vyskytuje se chilském ledku NaNO3. Laboratorně se dusík připravuje tepelným rozkladem dusitanu amonného:
NH4NO2 ®80 až 100°C® N2 + 2 H2O
Vyrábí se frakční destilací kapalného vzduchu. Dusík se používá jako levná ochranná atmosféra při chemických reakcích.

Je výchozí surovinou při výrobě amoniaku a oxidu dusného.

Amoniak, amonné soli
Amoniak NH3 je nejdůležitější sloučenina dusíku s vodíkem. Za běžných podmínek je bezbarvý, štiplavě páchnoucí plyn. V přírodě amoniak vzniká rozkladem dusíkatých organických látek. Molekuly NH3 jsou polární, s volným elektronovým párem na atomy dusíku, mají tvar trojboké pyramidy. Schopnost amoniaku vázat proton způsobuje, že má v chemických reakcích převážně zásaditou povahu, vzniká amonný kation NH4+. Amoniak se dobře rozpouští ve vodě a částečně s ní reaguje: NH3 + H2O D NH4+ +OH-
Vyrábí se vysokotlakovou katalyzovanou syntézou z prvků. Uvolňuje se z amonných solí silným hydroxidem: NH4Cl + NaOH " NH4 +Na + NaCl + H2O
Protolytickou reakcí s kyselinami vznikají amonné soli NH4X .
Amonné soli jsou vesměs bílé krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě, lehce těkavé, za vyšší teploty se rozkládají. Kromě protolytických reakcí se amoniak může účastnit ve vodných roztocích též komplexotvorných reakcí jako donor elektronového páru.

Kyslíkaté sloučeniny dusíku
Dusík poskytuje s kyslíkem oxidy, v nichž mají atomy dusíku oxidační číslo I až V. Nejvýznamnější z nich jsou oxid dusnatý NO a oxid dusičný NO2, existující též jako dimer N2O4. Vznikají při redoxních reakcích dusíkatých sloučenin, jsou meziprodukty při výrobě kyseliny dusičné z amoniaku. Oxidy dusíku jsou složkou průmyslových emisí a výfukových plynů. Jsou jedovaté, podílejí se na vzniku „kyselých dešťů“ a jejich zvýšená koncentrace vážně narušuje životní prostředí.
Kyselina dusičná HNO3 je silná kyselina a významná průmyslová chemikálie. Její 68% vodný roztok se označuje koncentrovaná kyselina dusičná; uchovává se v tmavých lahvích, protože se působením světla pomalu rozkládá: 4HNO3 " 4 NO2 + 2 H2O + O2
Kyselina dusičná je silné oxidační činidlo. Podle podmínek (koncentrace, druh oxidované látky a teplota) mohou při reakci probíhat například tyto děje: konc. HNO3 Cu +4 HNVO3 " Cu(NO3)2 + 2 NIVO2 + 3 H2O
zřeď. HNO3 4 Zn + 10 HNVO3 " 4 Zn(NO3)2 + NIIIH4NO3 + 3 H2O
Kyselina dusičná oxiduje všechny kovy s vyjímkou zlata a některých platinových kovů.

Tyto kovy se rozpouštějí jen ve směsi koncentrovaných kyselin HNO3 a HCl v poměru 1:3 –lučavce královské.
Železo, chrom, hliník s koncentrovanou HNO3 nereagují, reagují pouze se zředěnou kyselinou, neboť na kovu ponořeného do koncentrované kyseliny se vytváří souvislá vrstvička oxidů, bránící jeho další reakci –dochází k pasivaci kovu.
Bílkoviny působením kyseliny dusičné žloutnou (xantoproteinová reakce).
Reakcí kyseliny dusičné s uhličitany, oxidy nebo hydroxidy kovů vznikají dusičnany.
Dusičnany (nitráty) Mn+ (NO3)n jsou vesměs ve vodě dobře rozpustné, zahřátím se rozkládají. Ledky jsou důležitá průmyslová hnojiva.
Kyselina dusitá HNO2 je nestálá kyselina s oxidačními účinky. Je důležitou látkou při výrobě barviv. Její soli dusitany MNO2 jsou mnohem stálejší.

Fosfor a jeho vlastnosti
Fosfor existuje v různých alotropických modifikacích, jež se liší chemickou reaktivitou. Nejběžnější jsou: -bílý fosfor (složený z molekul P4), je nejreaktivnější, na vzduchu nestálý, samozápalný, prudce jedovatý.
-červený fosfor (amorfní s polymerní strukturou), je poměrně stálý, nejedovatý. Používá se k výrobě zápalek.
-černý fosfor (kovový s vrstevnatou strukturou), je nejstálejší.

Důležité sloučeniny fosforu jsou oxidy, oxokyseliny a fosforečnany.
Oxid fosforečný P4O10 vzniká spalováním fosforu na vzduchu. Základ jeho struktury se odvozuje od bílého fosforu. Je to pevná látka, silně hygroskopická a používá se k vysoušení látek. S vodou poskytuje kyselinu trihydrogenfosforečnou H3PO4: P4O10 +6 H2O " 4 H3PO4
Kyselina trihydrogenfosforečná je bezbarvá, na vzduchu rozplývavá látka; ve vodném roztoku se projevuje jako středně silná trojsytná kyselina. Na rozdíl od kyseliny dusičné je velmi stálá a nemá oxidační vlastnosti. Většinu kovů nerozpouští, protože se ve zředěné kyselině fosforečné vytváří na jejich povrchu vrstvička nerozpustných fosforečnanů. Zahříváním uvolňuje kyselina trihydrogenfosforečná molekuly vody a postupným spojováním fosforečnanových skupin kondenzuje až na polyfosforečné kyseliny.
Od H3PO4 se odvozují tři řady solí : dihydrogenfosforečnany MIH2PO4, hydrogenfosforečnany M2IHPO4 a fosforečnany M3IPO4.Ve vodě jsou rozpustné jen dihydrogenfosforečnany s1 a s2-prvků, hydrogenfosforečnany a fosforečnany s1-prvků. Nerozpustné fosforečnany lze působením silných kyselin převézt na soli ve vodě rozpustné. V organismech jsou fosforačnanové ionty (zbytky) vázané na organické molekuly, např. v RNA, DNA, ATP.
Biologicky významná reakce je odštěpování fosforečnanového aniontu z ATP za účasti enzymů při běžné teplotě a tlaku (hydrolýza). Uvolňuje se při ní velké množství energie.