V.A skupina (pniktogény) – dusík, fosfor, arzén, antimón a bizmut

V.A skupina (pniktogény) – dusík, fosfor, arzén, antimón a bizmut

V.A skupina periodickej tabuľky (15. skupina), označovaná aj ako pniktogény, zahŕňa dusík (N), fosfor (P), arzén (As), antimón (Sb) a bizmut (Bi). Ide o p³-prvky, ktoré majú vo valenčnej vrstve päť elektrónov. S rastúcim protónovým číslom v skupine pribúda kovový charakter prvkov.

Všeobecná charakteristika prvkov V.A skupiny

Prehľad prvkov V.A skupiny

Prvok	Značka	Protónové číslo	Relatívna atómová hmotnosť	Valenčná konfigurácia	Skupenstvo pri bežnej teplote
Dusík	N	7	14,006	2s2 2p3	plyn
Fosfor	P	15	30,973	3s2 3p3	pevná látka
Arzén	As	33	74,921	4s2 4p3	pevná látka
Antimón	Sb	51	121,75	5s2 5p3	pevná látka
Bizmut	Bi	83	208,98	6s2 6p3	pevná látka

Fyzikálne vlastnosti

Prvok	Teplota topenia	Teplota varu	Elektronegativita (približne)	Bežné oxidačné čísla
Dusík (N)	−210 °C	−195,8 °C	3,0	−III až +V
Fosfor (P)	44,1 °C (biely)	280 °C (biely)	2,15	−III, 0, +I, +III, +V
Arzén (As)	približne 817 °C (pod tlakom)	pri bežnom tlaku sublimuje približne pri 615 °C	2,0	−III, 0, +III, +V
Antimón (Sb)	630 °C	1 635 °C	2,1	−III, 0, +III, +V
Bizmut (Bi)	271 °C	1 560 °C	1,8	−III, 0, +III, +V

Poznámka: Údaje sú orientačné a závisia aj od alotropickej formy a podmienok. Pri arzéne sa pri normálnom tlaku pozoruje sublimácia namiesto bežného varu.

Elektrónová konfigurácia, väzbovosť a chemický charakter

• Všeobecná konfigurácia valenčných elektrónov je ns² np³. Prvky majú päť valenčných elektrónov, z toho tri sú v základnom stave nespárené.
• Dusík a fosfor sú nekovy, arzén a antimón sú polokovy a bizmut je kov.
• Atómy môžu vytvárať tri kovalentné väzby alebo v určitých zlúčeninách nadobúdať oxidačné číslo −III (napríklad v nitridoch a fosfidoch). Časté sú aj oxidačné čísla +III a +V.
• Dusík ľahko tvorí násobné väzby; v molekule N₂ je trojitá väzba N≡N.
• Dusík je prvok 2. periódy a nemôže rozšíriť svoj oktet. Pri ťažších členoch skupiny sa môže vyskytovať vyššie koordinačné číslo; staršie vysvetlenie pomocou „voľných d-orbitálov“ sa dnes nepovažuje za všeobecne správne.

Dusík (N)

Charakteristika dusíka

Dusík má protónové číslo 7 a elektrónovú konfiguráciu [He] 2s² 2p³. Je tretím najelektronegatívnejším prvkom po fluóre a kyslíku. V zlúčeninách môže vytvárať jednoduché aj násobné väzby, napríklad N≡N, C≡N a N=O. V niektorých dusíkatých zlúčeninách s väzbou N–H (napr. v amoniaku či bielkovinách) sa môžu uplatňovať vodíkové väzby.

Výskyt dusíka

• Voľný dusík: približne 78 % objemu vzduchu tvorí molekulový dusík N₂.
• Viazaný dusík: nachádza sa v dusičnanoch, napríklad NaNO₃ (čílsky liadok) a KNO₃ (draselný liadok).
• Biogénny význam: je súčasťou aminokyselín, bielkovín, nukleových kyselín a ďalších látok v organizmoch.

Vlastnosti a chemické reakcie dusíka

• Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, o niečo ľahší ako vzduch.
• Vo vode je len málo rozpustný, ešte menej než kyslík.
• Vyskytuje sa v dvojatómových molekulách N₂ so silnou trojitou väzbou; molekulový dusík je preto za bežných podmienok málo reaktívny.
• Atómový dusík je naopak veľmi reaktívny. Molekulový dusík reaguje s mnohými látkami až pri vysokých teplotách alebo v prítomnosti katalyzátora.

Vznik amoniaku:

N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃

Reakcia dusíka s kyslíkom pri vysokej teplote:

N₂ + O₂ → 2 NO

Príprava a priemyselná výroba dusíka

Laboratórna príprava: napríklad tepelným rozkladom dusitanu amónneho:

NH₄NO₂ → N₂ + 2 H₂O

Priemyselná výroba: frakčnou destiláciou skvapalneného vzduchu.

Použitie dusíka

• Výroba amoniaku (NH₃), kyseliny dusičnej (HNO₃) a dusíkatých priemyselných hnojív.
• Vytváranie ochrannej, málo reaktívnej atmosféry pri technologických procesoch.
• Historicky spolu s argónom ako súčasť náplní niektorých žiaroviek.
• Skladovanie a preprava v príslušne označených tlakových nádobách.

Bezkyslíkaté zlúčeniny dusíka

Amoniak (NH₃) – čpavok

Amoniak je za bežných podmienok bezfarebný, štipľavo zapáchajúci plyn, ktorý dráždi sliznice. V stopových množstvách sa nachádza v ovzduší a v sopečných plynoch. Vzniká tiež pri rozklade dusíkatých organických látok.

Priemyselná výroba – Haberov-Boschov proces:

N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ (katalyzátor na báze železa, zvýšený tlak a teplota)

Amoniak je veľmi dobre rozpustný vo vode a jeho vodný roztok má zásaditú reakciu. V roztoku platí rovnováha:

NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

Starší zápis NH₄OH je zjednodušené označenie vodného roztoku amoniaku; nejde o významne prítomnú samostatnú molekulu hydroxidu amónneho.

Amoniak sa správa predovšetkým ako slabá zásada. Má voľný elektrónový pár, preto reaguje s kyselinami a vznikajú amónne soli:

2 NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

Za osobitných podmienok môže vystupovať aj ako veľmi slabá kyselina (donor H⁺). Má aj redukčné vlastnosti, napríklad:

2 NH₃ + 3 CuO → N₂ + 3 Cu + 3 H₂O

Amoniak môže pôsobiť aj ako ligand v komplexných zlúčeninách; typickým príkladom je katión [Cu(NH₃)₄]²⁺. Takýto ligand sa nazýva ammin.

Použitie: výroba dusíkatých hnojív a kyseliny dusičnej, chladivo v priemyselných chladiacich zariadeniach a ďalšie chemické výrobné procesy.

Amónne soli

Amónne soli obsahujú katión NH₄⁺. Často sú to biele kryštalické látky dobre rozpustné vo vode.

• NH₄Cl – chlorid amónny (salmiak): vzniká reakciou NH₃ + HCl → NH₄Cl; používa sa napríklad pri spájkovaní a v niektorých suchých článkoch.
• (NH₄)₂SO₄ – síran amónny: dusíkaté hnojivo.
• NH₄NO₃ – dusičnan amónny: dusíkaté hnojivo; v hnojivárstve sa používa aj liadok amónno-vápenatý, zmes dusičnanu amónneho s uhličitanom vápenatým alebo inými vápenatými zložkami.
• (NH₄)₂CO₃ – uhličitan amónny: súčasť niektorých kypriacich prípravkov.

Kyslíkaté zlúčeniny dusíka

Oxidy dusíka

Dusík tvorí viacero oxidov: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ a N₂O₅. Niektoré oxidy dusíka vznikajú pri spaľovaní a sú súčasťou výfukových plynov a priemyselných emisií.

Vzorec	Názov	Charakteristika
N2O	Oxid dusný	„Rajský plyn“; má anestetické a analgetické účinky a využitie v medicíne.
NO	Oxid dusnatý	Bezfarebný plyn, ktorý sa na vzduchu ľahko oxiduje na NO2.
N2O3	Oxid dusitý	Málo stála zlúčenina, súvisí s kyselinou dusitou.
NO2	Oxid dusičitý	Hnedočervený, jedovatý plyn charakteristického zápachu; významná látka znečisťujúca ovzdušie.
N2O5	Oxid dusičný	Bezfarebná kryštalická látka; anhydrid kyseliny dusičnej.

Vznik NO za vysokej teploty: N₂ + O₂ → 2 NO

Oxidácia oxidu dusnatého: 2 NO + O₂ → 2 NO₂

Dimerizácia oxidu dusičitého: 2 NO₂ ⇌ N₂O₄

Kyselina dusitá (HNO₂)

• Je slabá jednosýtna kyselina.
• Je málo stála; existuje najmä v zriedených vodných roztokoch a pri zahrievaní sa rozkladá.
• Jej soli sa nazývajú dusitany a obsahujú anión NO₂⁻.
• Príkladom je KNO₂ – dusitan draselný.

Príklad vzniku dusitanu zahrievaním dusičnanu:

2 KNO₃ → 2 KNO₂ + O₂

Kyselina dusičná (HNO₃)

Kyselina dusičná je silná jednosýtna kyselina a významné oxidačné činidlo. Koncentrovaná komerčná kyselina dusičná má zvyčajne hmotnostný obsah približne 68 %. Pri pôsobení svetla sa rozkladá, a preto sa uchováva v vhodných tmavých nádobách.

Rozklad pôsobením svetla:

4 HNO₃ → 4 NO₂ + 2 H₂O + O₂

Pri reakciách s kovmi spravidla nevzniká vodík; produkty redukcie dusíka závisia od koncentrácie kyseliny, teploty a druhu kovu.

Meď s koncentrovanou kyselinou dusičnou:

Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

Zinok s veľmi zriedenou kyselinou dusičnou – jeden z možných priebehov:

4 Zn + 10 HNO₃ → 4 Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3 H₂O

• Oxiduje väčšinu kovov. Zlato a platina sa v samotnej HNO₃ bežne nerozpúšťajú; rozpúšťajú sa v lúčavke kráľovskej, ktorá je zmesou koncentrovaných HCl a HNO₃ v objemovom pomere približne 3 : 1.
• Železo, chróm a hliník sa v koncentrovanej kyseline dusičnej môžu pasivovať – na povrchu sa vytvorí ochranná vrstva.
• Kyselina dusičná reaguje aj s niektorými organickými látkami. Spolu s kyselinou sírovou tvorí nitračnú zmes využívanú pri nitrácii.
• Pri pôsobení HNO₃ na niektoré bielkoviny vzniká žlté sfarbenie – xantoproteínová reakcia.

Použitie: výroba dusíkatých hnojív, farbív, chemických medziproduktov a v kontrolovaných priemyselných procesoch aj energetických materiálov.

Priemyselná výroba kyseliny dusičnej

Vyrába sa Ostwaldovým procesom, pri ktorom sa amoniak katalyticky oxiduje kyslíkom zo vzduchu:

1. Výroba amoniaku: N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃
2. Oxidácia amoniaku na NO: 4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O (platinový katalyzátor)
3. Oxidácia NO na NO₂: 2 NO + O₂ → 2 NO₂
4. Absorpcia oxidu dusičitého vo vode: 3 NO₂ + H₂O → 2 HNO₃ + NO; vznikajúci NO sa môže opäť oxidovať.

Dusičnany – soli kyseliny dusičnej

Dusičnany obsahujú anión NO₃⁻, väčšinou sú dobre rozpustné vo vode a viaceré majú oxidačné vlastnosti. Pri zahrievaní sa mnohé rozkladajú, pričom presné produkty závisia od konkrétnej soli.

Tepelný rozklad dusičnanu draselného:

2 KNO₃ → 2 KNO₂ + O₂

Významné dusičnany: NaNO₃ (čílsky liadok), KNO₃ (draselný liadok) a NH₄NO₃ (dusičnan amónny). Používajú sa najmä v priemysle a pri výrobe hnojív.

Fosfor (P)

Charakteristika a objavenie fosforu

Fosfor má protónové číslo 15 a elektrónovú konfiguráciu [Ne] 3s² 3p³. Je nekov, v zlúčeninách často nadobúda oxidačné čísla −III, +III a +V; v katióne PH₄⁺ vytvára štyri väzby.

V roku 1669 ho objavil alchymista Hennig Brand v Hamburgu pri pokusoch s močom. Pozornosť vzbudilo svetielkovanie bieleho fosforu. Názov prvku pochádza z gréckeho výrazu označujúceho „nositeľa svetla“. Fosfor sa neskôr stal predmetom verejných ukážok; medzi známymi predvádzajúcimi bol aj drážďanský chemik J. D. Krafft.

Výskyt fosforu

V prírode sa fosfor nachádza len vo viazanej forme, hlavne ako fosforečnany.

• Fluorapatit: Ca₅(PO₄)₃F (v staršom zápise 3 Ca₃(PO₄)₂ · CaF₂).
• Chlórapatit: Ca₅(PO₄)₃Cl.
• Fosfority: prírodné fosfátové horniny, prevažne s obsahom vápenatých fosforečnanov.
• Biogénny význam: tvorba kostí a zubov; fosfor je súčasťou DNA, RNA, ATP, ADP, fosfolipidov a mnohých ďalších biologických zlúčenín.

Alotropické modifikácie fosforu

Modifikácia	Charakteristické vlastnosti	Reaktivita a využitie
Biely fosfor	Tvorený molekulami P4; mäkký, voskovitý; nerozpustný vo vode, rozpustný v niektorých nepolárnych rozpúšťadlách.	Veľmi reaktívny, samozápalný na vzduchu a prudko jedovatý; uchováva sa pod vodou. Na vzduchu môže slabo svetielkovať v dôsledku pomalej oxidácie pár.
Červený fosfor	Polymérna štruktúra; pevnejší, nesvetielkuje, je nerozpustný vo vode aj vo väčšine bežných rozpúšťadiel.	Menej reaktívny a výrazne menej toxický než biely fosfor; používa sa napríklad na škrtacích plochách bezpečnostných zápaliek.
Čierny fosfor	Vrstvová polymérna štruktúra, tmavý vzhľad s kovovým leskom, vedenie elektrického prúdu a tepla.	Najstálejšia a najmenej reaktívna z uvedených foriem; skúma sa aj pre elektronické a polovodičové aplikácie.

Červený fosfor sa získava tepelnou premenou bieleho fosforu bez prístupu vzduchu. Čierny fosfor sa pripravuje špeciálnymi postupmi, často za zvýšeného tlaku. Biely fosfor môže pri horení spôsobiť vážne popáleniny, a preto sa s ním pracuje iba v odborne vybavených podmienkach.

Príklad oxidácie fosforu silnou kyselinou dusičnou:

4 P + 20 HNO₃ → 4 H₃PO₄ + 20 NO₂ + 4 H₂O

Priemyselná výroba fosforu

Fosfor sa priemyselne získava redukciou fosforečnanov uhlíkom za prítomnosti kremičitých látok v elektrických peciach. V pôvodnom učive je proces vyjadrený čiastkovými rovnicami:

Ca₃(PO₄)₂ + 3 SiO₂ → 3 CaSiO₃ + P₂O₅

P₄O₁₀ + 10 C → P₄ + 10 CO

Celková bilančná rovnica:

2 Ca₃(PO₄)₂ + 6 SiO₂ + 10 C → P₄ + 6 CaSiO₃ + 10 CO

Použitie fosforu

• Biely fosfor: surovina na výrobu vybraných fosforových zlúčenín. Historicky sa používal aj v niektorých vojenských prostriedkoch a ako prostriedok proti škodcom; pre toxicitu a riziko ťažkých popálenín ide o nebezpečné použitia.
• Červený fosfor: výroba bezpečnostných zápaliek, najmä ich škrtacích plôch; používa sa aj v špecializovaných chemických výrobkoch.
• Čierny fosfor: výskum a vývoj elektronických a polovodičových materiálov.
• Fosfor v zliatinách: malé prídavky môžu ovplyvňovať tvrdosť, tekutosť a ďalšie vlastnosti zliatin, napríklad bronzov, spájok a špeciálnych ocelí.
• Fosforové zlúčeniny: významné najmä pri výrobe hnojív, prípravkov na úpravu povrchov a v niektorých farmaceutických a potravinárskych aplikáciách.

V bezpečnostných zápalkách je červený fosfor súčasťou škrtacej plochy, zatiaľ čo hlavička obsahuje ďalšie látky umožňujúce jej zapálenie trením.

Bezkyslíkaté zlúčeniny fosforu

Fosfán (PH₃)

Fosfán je hydrid fosforu a analóg amoniaku. Je to bezfarebný, veľmi jedovatý plyn; jeho zápach môže byť pri nečistotách podobný cesnaku. Vo vode sa rozpúšťa iba málo a prejavuje sa ako veľmi slabá zásada. Má silné redukčné vlastnosti.

Fosfidy

Fosfidy sú dvojprvkové zlúčeniny fosforu s menej elektronegatívnymi prvkami. Vo fosfidoch môže fosfor vystupovať s oxidačným číslom −III.

Kyslíkaté zlúčeniny fosforu

Oxidy fosforu

• P₄O₆ – oxid fosforitý: biela jedovatá látka, vzniká pri spaľovaní fosforu s nedostatkom kyslíka; reakciou so studenou vodou vytvára kyselinu fosforitú.
• (PO₂)_x – oxid fosforičitý: menej bežná zlúčenina, historicky uvádzaná aj v starších prehľadoch oxidov fosforu.
• P₄O₁₀ – oxid fosforečný: vzniká pri úplnom spaľovaní fosforu; je to biela, silne hygroskopická látka s dehydratačnými vlastnosťami, ktorá sa používa na vysušovanie niektorých látok a plynov.

Úplné spaľovanie fosforu:

P₄ + 5 O₂ → P₄O₁₀

Vznik kyseliny fosforečnej:

P₄O₁₀ + 6 H₂O → 4 H₃PO₄

Kyselina metafosforečná – (HPO₃)_n

Kyselina metafosforečná, v staršom označení aj kyselina hydrogenfosforečná, sa často opisuje polymérnym vzorcom (HPO₃)_n; príkladom je cyklický trimér (HPO₃)₃. Vzniká pri dehydratácii kyseliny fosforečnej. Môže mať sklovitý charakter a reakciou s vodou postupne vytvárať menej kondenzované fosforečné kyseliny.

Kyselina trihydrogenfosforečná (H₃PO₄)

Kyselina fosforečná je stredne silná trojsýtna kyselina. Čistá látka je bezfarebná kryštalická pevná látka a veľmi dobre sa rozpúšťa vo vode. Za bežných podmienok je pomerne stála a na rozdiel od kyseliny dusičnej sa neprejavuje ako silné oxidačné činidlo.

Keďže obsahuje tri odštiepiteľné atómy vodíka, tvorí tri rady solí:

Vzorec aniónu	Názov solí	Príklad
H2PO4−	Dihydrogenfosforečnany	NaH2PO4
HPO42−	Hydrogenfosforečnany	CaHPO4
PO43−	Fosforečnany	Ca3(PO4)2

Využitie kyseliny fosforečnej: výroba fosforečných hnojív, úprava kovových povrchov a odstraňovanie hrdze, vybrané aplikácie v zubnom lekárstve, potravinárstve (napr. regulátor kyslosti v nápojoch) a pri výrobe chemických prípravkov.

Výroba kyseliny fosforečnej

Jedným zo spôsobov je spracovanie prírodného fosforečnanu kyselinou sírovou:

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

Fosforečnany a ich využitie

• Fosforečné hnojivá: z málo rozpustných prírodných fosforečnanov sa vyrábajú lepšie využiteľné formy fosforu, napríklad Ca(H₂PO₄)₂ – dihydrogenfosforečnan vápenatý, dôležitá zložka superfosfátu.
• CaHPO₄ – hydrogenfosforečnan vápenatý: používa sa v niektorých hnojivách a ďalších produktoch.
• Vápenaté a sodné fosforečnany: uplatňujú sa v niektorých zubných pastách, pri úprave povrchov a ďalších technologických postupoch.
• Na₃PO₄ – fosforečnan sodný: v priemysle môže slúžiť na zmäkčovanie vody a úpravu technologických roztokov.
• Sodné fosforečnany: používajú sa aj ako pomocné látky v potravinárstve, napríklad pri výrobe niektorých syrov, a pri úprave priemyselných vôd.
• (NH₄)₂HPO₄ a NH₄H₂PO₄: amónne fosforečnany používané ako hnojivá a v určitých prípravkoch na zníženie horľavosti materiálov na báze celulózy.

V poľnohospodárstve sa často používajú kombinované hnojivá, ktoré dodávajú rastlinám viacero živín, najmä dusík, fosfor a draslík (NPK).

Nevýhody fosforečnanov – eutrofizácia vody

Pri nadmernom prenikaní fosforečnanov z hnojív a niektorých odpadových vôd do jazier a riek môže dôjsť k eutrofizácii. Zvýšený prísun živín podporuje prudký rast rias a siníc. Po ich odumretí spotrebúva mikrobiálny rozklad kyslík rozpustený vo vode, čím vznikajú podmienky nepriaznivé pre ryby a ďalšie vodné organizmy.

Pri nedostatku kyslíka môžu prebiehať anaeróbne rozkladné procesy a vznikať látky, napríklad amoniak a sulfán. Nadmerná eutrofizácia preto narúša biologickú rovnováhu vodných ekosystémov.

Hnojivá – prírodné a priemyselné

Prírodné hnojivá

Medzi prírodné zdroje živín zaraďujeme napríklad kostnú múčku, maštaľný hnoj, močovku, mletý fosforit a ďalšie prírodné materiály. Niektoré historicky používané minerálne hnojivá sa označovali ako liadky alebo priemyselné trosky.

Priemyselné dusíkaté hnojivá

Patria sem síran amónny (NH₄)₂SO₄, dusičnan amónny NH₄NO₃, močovina, dusíkaté vápno, kvapalný amoniak a kombinované kvapalné hnojivá.

Priemyselné fosforečné hnojivá

Základom výroby je chemické spracovanie málo rozpustných prírodných fosforečnanov na pre rastliny prístupnejšie fosforečnanové formy.

Príklad prípravy dihydrogenfosforečnanu vápenatého:

Ca₃(PO₄)₂ + 2 H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2 CaSO₄

Spôsob spracovania fosfátu	Výsledný fosforečný produkt	Názov hnojiva
Kyselina sírová (H2SO4)	Najmä Ca(H2PO4)2 a CaSO4	Superfosfát (jednoduchý)
Kyselina fosforečná (H3PO4)	Koncentrovanejšia zmes vápenatých fosforečnanov, najmä Ca(H2PO4)2	Dvojitý / trojitý superfosfát podľa technológie a označenia
Kyselina chlorovodíková (HCl)	Produkty obsahujúce CaHPO4 a CaCl2	Citrofosfát (historické označenie)

Arzén (As), antimón (Sb) a bizmut (Bi)

Výskyt a spoločné vlastnosti

• V zemskej kôre sa vyskytujú v nižších koncentráciách ako mnohé bežné prvky a často sú viazané v mineráloch so sírou či ďalšími chalkogénmi.
• Arzén a antimón sa zaraďujú medzi polokovy; bizmut je kov.
• Arzén a antimón môžu mať kovový lesk a viesť elektrický prúd, sú však skôr krehké než typicky kujné a ťažné.

Arzén (As)

Arzén má protónové číslo 33 a je toxický polokov. V prírode sa vyskytuje napríklad v sulfidoch a ďalších rudách. Historicky sa zlúčeniny arzénu využívali v insekticídoch, čo je dnes pre ich toxicitu výrazne obmedzené.

Pri klasickom Marshovom teste sa dá arzén dokázať cez vznik arzánu, ktorý sa teplom rozkladá za vzniku tmavého arzénového zrkadla.

Antimón (Sb)

Antimón má protónové číslo 51, patrí medzi polokovy a tvorí rozličné zlúčeniny aj zliatiny. Jeho prídavky do kovových zliatin môžu meniť tvrdosť a ďalšie mechanické vlastnosti. Niektoré antimónové zlúčeniny sa používajú v špecializovaných priemyselných procesoch.

Bizmut (Bi)

Bizmut má protónové číslo 83. Je to kov s pomerne nízkou teplotou topenia, ktorý sa využíva v nízkotaviteľných zliatinách, spájkach a niektorých liečivých prípravkoch. Vybrané rádioizotopy bizmutu sa skúmajú alebo využívajú v nukleárnej medicíne.

Prírodný izotop ²⁰⁹Bi je síce extrémne slabo rádioaktívny, ale má taký dlhý polčas premeny, že sa na bežné účely správa ako stabilný. Bizmut nie je štandardným materiálom na určovanie veku kostí; takéto staršie tvrdenie je nepresné.

Na zapamätanie

• V.A skupina: N, P, As, Sb, Bi; valenčná konfigurácia ns² np³.
• Dusík: tvorí približne 78 % vzduchu; stabilná molekula N₂ obsahuje trojitú väzbu.
• Amoniak (NH₃): zásaditý plyn, dôležitá surovina na výrobu dusíkatých hnojív a HNO₃.
• Kyselina dusičná (HNO₃): silná kyselina a oxidačné činidlo; jej soli sú dusičnany.
• Fosfor: biely, červený a čierny; biogénny prvok, súčasť kostí, ATP a nukleových kyselín.
• Kyselina fosforečná (H₃PO₄): trojsýtna kyselina, z ktorej vznikajú dihydrogenfosforečnany, hydrogenfosforečnany a fosforečnany.
• Fosforečnany: významné v hnojivách, ale ich nadbytok vo vodách môže spôsobovať eutrofizáciu.
• Arzén a antimón: polokovy; bizmut: kov využívaný najmä v zliatinách.