Všeobecné vlastnosti P-prvkov
-všeobecná konfigurácia: ns2np1-6
-p prvky sú tie, ktoré si budujú valenčnú vrstvu p
-majú menšie atómové polomery ako s- prvky; vyššie hodnoty elektronegativity
-majú vysoké hodnoty ionizačnej energie a ionizačná energia stúpa so stúpajúcim číslom skupiny a spolu s nim stúpa aj elektrónová afinita (v 7.skupine je veľmi vysoká)
-oxidy týchto prvkov sú kyselinotvorné(majú kyselinotvorný charakter), a táto schopnosť stúpa zľava doprava
Prvky p6
Vzácne plyny
Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
-všeobecná konfigurácia: ns2np6
-he- hélium sa svojimi vlastnosťami podobá na prvky p6, ale nemá p orbitál, preto medzi ne nepatrí
-prvky p6 majú dobudovanú valenčnú vrstvu- sú nereaktívne- INERTNÉ
-nevytvárajú dvojatómové molekuly ako ostatné plyny
-vyskytujú sa len voľné
-vyrábajú sa zo skvapalneného vzduch FRAKČNOU DESTILÁCIOU (zložky sa odoberajú tak ako sa destilujú)
-Hélium
oNachádza sa vo vesmíre, na Slnku
o je ľahšie ako vzduch
o pri teplote 0 K = - 273,15°C (He už je kvapalné) – má dve vlastnosti:
SUPRAVODIVOSŤ- žiaden odpor voči elektrickému prúdu
SUPRATEKUTOSŤ- nemá žiadne vnútorné trenie
-Nevytvárajú zlúčeniny a preto sa používajú v priemysle ako ochranná- INERTNÁ ATMOSFÉRA
-Podarilo sa jedine pripraviť zlúčeniny xenónu s najelektronegatívnejšími prvkami- fluórom a kyslíkom - za vzniku oxidu xenónového- XeO3 a fluoridu xenónového- XeF6 (ox. číslo Xe je VI) – tieto zlúčeniny sú veľmi nestále
-VYUŽITIE:
oInertná atmosféra
o neón- osvetľovacie trubice
o He- plynová chromatografia = analogická metóda na určovanie látok
o Rn
rádioterapia- lebo je rádioaktívny
náplň do žiaroviek- radónová atmosféra
Prvky p5
Halogény
F, Cl, Br, I, At
-všeobecná elektrónová konfigurácia: ns2np5
-stabilizácia valenčnej vrstvy:
o príjmu 1 elektrón a vytvoria anión, X + 1e- X
o vytvoria jednu kovalentnú väzbu a to buď:
polárnu , X + X X2
nepolárnu, M + X M – X
o preto halogény v plynnom stave píšeme ako dvojatómové molekuly
-so stúpajúcim protónovým číslom:
o klesá elektronegativita, aj reaktivita a aj oxidačné účinky
o majú vysokú elektrónovú afinitu, ktorá so stúpajúcim protónovým číslom klesá
o vzrastá atómový polomer, kovový charakter a stabilita kladných oxidačných čísel
-majú vysokú ionizačnú energiu
-oxidačné čísla: I, III, V, VII, a aj –I,
-fluór nemôže vystupovať v kladných oxidačných číslach, pretože nemá prázdny(vakantný) d-orbitál, preto vystupuje len v ox. čísle –I
9F: 1s22s22p5
Cl: 3s23p53d0
nepriamo hybridizuje
so stúpajúcim protónovým číslom sa mení skupenstvo:
o F, Cl- plyn
o Br- kvapalina
o I- tuhá kryštalická látka
-majú silné oxidačné účinky
-leptajú sliznicu
-VÝSKYT:
o v prírode sa vyskytujú v zlúčeninách, hlavne v morskej vode a mineráloch
o ako čisté sú v organizme škodlivé, ale ako anióny sú potrebné
Astát
-rádioaktívny polokov
Fluór
-zelenožltý plyn; dvojatómový- F2
-jedovatý, dráždi dýchacie cesty
-reaguje s vodíkom za vzniku fluorovodíku: H2 + F2 2HF
o fluorovodík je veľmi dobre rozpustný vo vode a jeho kyselina je kys. fluorovodíková- silná žieravina; musí sa uchovávať v plastových fľašiach, lebo leptá sklo: SiO2 + HF H2O + SiF4.
o soli od fluorovodíka sú fluoridy(F-), nie sú jedovaté
nachádzajú sa v zubných pastách- fluorid posilňuje zubnú sklovinu
teflon- org. Zlúčenina, kt. je karcinogénna nesmie sa odškrabávať
Chlór
-žltozelený plyn, dvojatómový- Cl2
-jedovatý, dráždi dých. Cesty
-HCl- chlorovodík: H2 + Cl2 2HCl
o V laboratóriách sa používa 35% kyselina chlorovodíková
o HCl sa nachádza v žalúdku(tam sa vytvorí), žalúdočná šťava má pH 1-2 a žalúdok je chránený
o koncentrovaná kys. chlorovodíková sa používa na odstránenie hrdze
-soli- chloridy- NaCl- kuchynská soľ- buď sa ťaží, alebo odparuje z mora
-KYSLIKATÉ ZLÚČENINY:
o Cl môže mať oxidačné čísla I, III, V, VII
o HClO- kyselina chlórna
je veľmi nestála
jej soli- chlórnany (NaClO)
o HClO2- kys. chloritá,
nestabilná(soli sú stabilnejšie)
o HClO3- kys. chlorečná
chlorečnan sodný- herbicyt- látka, ktorá zabíja burinu, rastliny
o HClO4- kys. chloristá
najsilnejšia kyselina
silné oxidačné činidlo, sama sa môže už len redukovať
H musí byť naviazaný na O
H O Cl O
O
silne polárna
väzba
o so stúpajúcim oxidačným číslom chlóru klesá oxidačná schopnosť a vzrastá sila kyseliny
o okrem HclO4 poznáme všetky len ako soli
-freóny- organické zlúčeniny obsahujúce molekuly Cl a F, nachádzajú sa v sprejoch a chladničkách...
-chloroform- voľakedy sa používal ako narkóza, ale je karcinogénny, takže sa už nepoužíva
-trichlormetán- rýchločistiareň, vynikajúce rozpúšťadlo
chlórové vápno- súčasťou je chlórnan vápenatý a používa sa na dezinfekciu
Bróm
červenohnedá kvapalina, je prchavá a pary sú jedovaté
Bromovodík- HBr- vo vode rozpúšťaním vzniká- kyselina bromovodíková- soli- bromidy
AgBr- bromid strieborný; výroba fotografických filmov, materiálov ako povlak
Na ľudský organizmus pôsobí toxicky, hlavne pôsobí na pečeň, potenciu, vlasy
Jód
pevná sivohnedá kryštalická látka s kovovým leskom
sublimuje- mení sa rovno na plyn, nie na kvapalinu a pary sú fialové
jodovodík- soli jodidy- sú dôležité pri látkovej výmene
štítna žľaza potrebuje jód na tvorbu hormónov
neexistujú oxidy halogénov, halogény sa s kyslíkom priamo nezlučujú, lebo majú vysokú elektronegativitu
jediný stabilný oxid halogénov- oxid jodičný – biela kryštalická látka
PRÍKLADY na prípravu halogenidu: !!!!!!!!!!!!!!!!!!
reakcia kovu a halogénu: Mg + Cl2 MgCl2
reakcia kyseliny a soli:2HCl + 2CaCO3 H2O + 2CaCl + 2CO2
neutralizácia: NaOH+HClNaCl+H2O
Prvky p4
Chalkogény
O, S, Se, Te, Po
elektrónová konfigurácia ns2np4
svoju valenčnú vrstvu si stabilizujú:
o príjmu 2 elektróny a vytvoria R2-
o vytvoria 2 kovalentné väzby, alebo 1 dvojitú
o príjmu 1 elektrón a vytvoria 1 kovalentnú väzbu (+ 1 iónovú väzbu)
so vzrastajúcim protónovým číslom:
o klesá elektronegativita, reaktivita aj el. afinita
o rastie veľkosť atómového polomeru, kovový charakter a stabilita kladných oxidačných čísel (závisí to od kovového charakteru- kovy nemajú záporné hodnoty oxidačných čísel)
vystupujú v oxidačných číslach: -II, II, IV, VI
S- Síra
vystupuje v ox. číslach: -II, -I, II, IV, VI
žltá nekovová tuhá látka
ALOTROPICKÁ- kryštalizuje vo viacerých sústavách:
o do 96°C tvorí molekuly S8- Kosoštvorcová sústava- najstabilnejšia
o ďalším zahrievaním sa stáva kvapalnou a kryštalizuje v jednoklonnej sústave, tvorí tiež molekuly S8 -je stabilná pri vyšších teplotách
amorfná- keď neprevažuje žiadna sírna sústava:
o Sírny kvet- vzniká prudkým ochladením pár síry (tvorený je molekulami S2-8)
o Síra plastická- vzniká, ak roztavenú síru nalejeme do vody a tam sa ochladí, je tvorená polymérmi Sn
používa sa na vulkanizáciu kaučuku, výrobu zápaliek a aj ako fungicíd- zabíja huby
VÝSKYT:
o voľná v podobe molekúl S8- ložiská: USA, Sicília, Japonsko...
o v zlúčeninách:
CuFeS2- Chalkopyrit
FeS- Pyrit
PbS- galenit
ZnS- sfalerit
o nachádza sa v aminokyselinách a bielkovinách
ZLÚČENINY SÍRY:- Bezkyslikaté
H2S- Sulfán (sírovodík)
oprudko jedovatý plyn, nepríjemne páchne(ako pokazené vajcia)
okvôli polarite- je to nepolárna väzba, molekuly nemá čo pútať (voda má vodíkové mostíky) je sulfán plyn a taktiež kvôli nepolárnej väzbe nie je rozpustný vo vode a v polárnych rozpúšťadlách
o Síra vystupuje v ox. čísle –II, preto má len redukčné účinky
H2S + SO2 H2O + 2S
S-II – 2 e- S0 - oxidácia, síra je redukčné činidlo
SIV + 4 e- S0 - redukcia, síra je oxidačné činidlo
(touto reakciou sme dokázali, že síra v sulfáne má redukčné účinky a síra v oxide siričitom má oxidačné účinky)
o vodný roztok je kys. sulfánová – slabá kyselina, má redukčné účinky; jej soli sú sulfidy S2- a hydrogénsulfidy HS-
CS2- sírouhlík
o horľavá, jedovatá, bezfarebná kvapalina, nerozpustnú vo vode
o výroba viskózového hodvábu a striže
ZLÚČENINY SÍRY:- KYSLIKATÉ
SO2- oxid siričitý
o bezfarebný plyn, ostrý zápach, dráždi dýchacie cesty
o má bieliace účinky
o vzniká:
pražením pyritu, zo sulfidov a siričitanov
v ovzduší nedokonalým spaľovaním hnedého uhlia (nechcené)
o je to oxidačné aj redukčné činidlo, dôkaz(na red. účinky):
2SO3 + O2 2 SO3
SIV – 2 e- SVI - oxidácia- redukčné činidlo
o je dôsledkom priemyslu, uvoľňuje sa do ovzdušia, reaguje s vodou a vzniká kyselina siričitá H2SO3, ktorá spôsobuje kyslé dažde:
SO2 + H2O H2SO3
je to slabá kyselina, je aj redukčné, aj oxidačné činidlo
soli:siričitany a hydrogénsiričitany
SO3- oxid sírový
o bezfarebný jedovatý plyn
o silné oxidačné činidlo
o jeho kyselina je kyselina sírová
o dobre sa rozpúšťa v zriedenej kys. sírovej a tak vzniká nasýtená kyselina sírová
o kyselina sírová:
silné oxidačné činidlo
ak je nasýtená, neprejavujú sa jej kyslé účinky, lebo nemá kam odovzdať protón, ale ak by sme ju zriedili, už sa prejavia:
H2SO4 + Zn ZnO + SO2 + H2O (koncentrovaná)
H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2 (zriedená)
bezfarebná viskózna kvapalina; silne hygroskopická
silné dehydratačné činidlo
silná žieravina
silno reaguje s vodou, organické zlúčeniny zuhoľnatejú
rozpúšťa sa v nej SO3 a vzniká ÓLEUM- 98% H2SO4 nasýtená ešte oxidom sírovým
zriedená kys. sírová stráca ox. vlastnosti a prejavujú sa jej kyslé vlastnosti, preto s touto zriedenou kyselinou reagujú neušľachtilé kovy
S2-:
biogénny prvok, vyskytuje sa vo vitamínoch B1 a H
Prvky p3
N, P, As, Sb, Bi
elektrónová konfigurácia: ns2np3
stabilizácia valenčnej vrstvy- netvoria iónové väzby
o vytvoria 3 kovalentné väzby- polárne, alebo nepolárne
o vytvorí 1 dvojitú a 1 jednoduchú väzbu
o vytvoria 1 trojitú väzbu
so stúpajúcim protónovým číslom:
o klesá elektronegativita, reaktivita a stabilita záporných ox. čísel
o rastie atómový polomer, kovový charakter a stabilita kladných ox. čísel
antimón a bizmut- iba ako prímesi rúd
Dusík
plyn, bez farby, chuti, zápachu
nereaktívny za bežných podmienok, ale pri zvýšenej teplote reaguje takmer so všetkými prvkami(nereaktívny je kvôli trojitej väzbe NN)
vyskytuje sa vo vzduchu- 78%
biogénny prvok- súčasť bielkovín, nukleových kyselín, mnohých enzýmov a hormónov
ox. čísla: -III v amoniaku a nitridoch; I,II, III, IV, V
vyrába sa destiláciou skvapalneného vzduchu
používa sa ako ochranná atmosféra- Chipsy, arašidy, káva... aby nezoxidovali tukové látky
má veľmi nízku teplotu topenia aj varu a preto sa kvapalný dusík používa na hĺbkové zmrazovanie potravín
ZLÚČENINY: Bezkyslikaté:
AMONIAK NH3
o štiplavý, prenikavý zápach
o zásaditá látka( má voľný el. pár, ktorý je schopný prijať protón a vytvoriť NH4)
NH3 + H2O NH4OH (NH4 ++ OH-)
o dobre rozpustný vo vode
o reaguje s kys. za vzniku soli; NH3 + HCl NH4Cl- salmiak
o NH4HCO3 alebo (NH4)2CO3 sa pridáva(la) do pečiva ako jelenia soľ
o oxidáciou amoniaku dostaneme oxid dusičný, ktorý sa používa na výrobu kyseliny dusičnej
ZLÚČENINY: Kyslíkaté:
N2O, NO, NO2, N2O3, N2O5
Okrem NO2 sú všetky toxické, sú súčasťou smogu
N2O- netoxický, známy ako “rajský plyn” – narkotické účinky( už sa nepoužíva)
NO- ľahko oxiduje na NO2
NO2- hnedožltý plyn, má štiplavý zápach
N2O3- s vodou Kyselina dusitá- slabá kyselina; známe sú jej soli- dusitany, ktoré sa používajú ako rýchlosoľ do údenárskych výrobkov (rýchlosoľ je zmesou dusitanu a dusičnanu)
N2O5 – vyrába sa oxidáciou NH3 a vyrába sa z neho HNO3 - silná kyselina, bezfarebná, olejovitá, koncentrovaná má silné ox. účinky, v jej parách niekt. nekovy (P,C) oxidujú až na vlastné kyseliny, reaguje s neušľachtilými kovmi z vzniku solí, s ušľachtilými buď nereaguje, alebo: 3Cu+8HNO3—3Cu(NO3) 2+2NO+4H2O
Fosfor
vystupuje hlavne v oxidačnom čísle V a III
vytvára alotropické modifikácie:
o biely fosfor
mäkká voskovitá látka, vo vode nerozpustná
tvoria ho molekuly P4
silne jedovatý, samozápalný- nízka zápalná teplota, najreaktívnejší
vo vlhkom vzduch sa zlučuje s O a svetielkuje; jeho pary fosforeskujú
výroba napalmu
o červený fosfor
je tvrdší ako biely, nie je rozpustný vo vode ani v organických rozpúšťadlách
tvorí zhluky P4
málo reaktívny, nie je jedovatý
jeho zápalná teplota je až 240°C
výroba zápaliek
o čierny fosfor
najstabilnejší, najmenej reaktívny
nejedovatý, tepelne a elektricky vodivý, nerozpustný vo vode
vzniká zahrievaním bieleho fosforu bez prístupu vzduchu
amorfný
voľný sa nevyskytuje
v prírode sa vyskytuje ako apatit ; alebo ako fosforit
