wrząca hdadvance
Transkrypt
wrząca hdadvance
AZOTOWCE W skład azotowców wchodzą: N, P, As, Sb, Bi • stopniowe zmniejszanie się elektroujemności •zmniejszanie się energii jonizacji (I,II,III, w mniejszym stopniu ulega IV, V) • wzrost promienia atomowego •(od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej do pierwiastków o większej liczbie atomowej) Azot (skroplony na ciecz), fosfor czerwony, arsen, antymon, bizmut Różnice w charakterze chemicznym N i P – typowe pierwiastki niemetaliczne As i Sb – charakter pośredni między metalami a niemetalami Bi –jest metalem Konfiguracja elektronowa W stanie podstawowym atomy N mają konfigurację elektronową s2p3: - N3- - konfiguracja gazu szlachetnego s2p6, obecność takich jonów przyjmuje się w azotkach metali alkalicznych w stanie stałym - w połączeniach z H, fluorowcami, azotowce tworzą trzy wiązania kowalencyjne, np. NH3( st. utlenienia –3), lub PCl3 (st. utlenienia +3) - w NH4+ mamy do czynienia również z hybrydyzacją sp3 - N nie mający orbitali d w powłoce walencyjnej nie wytwarza nigdy więcej niż 4 wiązania kowalencyjne - P i dalsze azotowce tworzą wiązania także i z udziałem orbitali d; liczba wiązań kowalencyjnych wynosi wówczas 5 (PCl5), lub nawet 6 (PCl6-) – hybrydyzacja odpowiednio dsp3 i d2sp3 Azot jest pierwiastkiem bardzo biernym chemicznie; główną przyczyną tego jest jego silne wiązanie potrójne; fosfor biały jest bardzo reaktywny Stopnie utlenienia azotowców Uproszczone wzory NO i N2O4 Ważne związki azotu z wodorem to amoniak, hydrazyna i kwas azotowodorowy, związek macierzysty wrażliwych na uderzenie azydków. Fosfan tworzy w wodzie roztwory obojętne; w wyniku hydrolizy halogenków niemetali powstają kwasy tlenowe bez zmiany stopnia utlenienia. Występowanie azotowców w przyrodzie AZOT - w stanie wolnym – główny składnik atmosfery - powietrze zawiera ślady azotu w formie związanej (NH3), powstaje podczas gnicia substancji organicznych, oraz w postaci tlenków azotu tworzących się pod wpływem wyładowań elektrycznych w atmosferze - azotan sodowy – tworzy bogate złoża w Chile ( saletra chilijska) - azotan potasowy – ( saletra indyjska) - azotan barowy, magnezowy – występują sporadycznie i w małych ilościach Otrzymywanie azotu • Do celów technicznych: ( poprzez frakcjonowaną destylację skroplonego powietrza) • Do celów laboratoryjnych: (czysty uzyskujemy za pomocą ogrzewania roztworu azotynu amonowego NH4NO2: NH 4 NO2 → N 2 + 2 H 2O • Najczystszy azot uzyskuje się przez termiczny rozkład azydku sodowego lub barowego w próżni: NaN 3 = Na + 1 12 N 2 Powstawanie azotu Występowanie i otrzymywanie fosforu W skorupie ziemskiej 0,11%. W przyrodzie występuje głównie w postaci soli kwasu fosforowego. Najważniejszymi minerałami fosforanowymi są: - fosforyt Ca3(PO4)2 - apatyt 3Ca3(PO4)2·Ca(F,Cl)2 Fosforany występują również jako zanieczyszczenia rud żelaznych. Żużel, jaki otrzymuje się przy wytwarzaniu stali metodą konwertorową Thomasa, zawiera fosfor wydzielony z surówki w postaci tzw. silikokarnotytu Ca3(PO4)2 ·Ca2SiO4 – po zmieleniu bywa stosowany jako sztuczny nawóz fosforowy (tomasyna). Fosfor związany organicznie stanowi ważny składnik organizmów żywych – występuje w białku zwierzęcym i roślinnym, we krwi, substancji nerwowej i mózgowej, w żółtku i w mleku. Muszle, kości i zęby 3Ca3(PO4)2·CaCO3 ·H2O 3Ca3(PO4)2·Ca(OH)2 zawierają apatyt węglanowy oraz apatyt hydroksylowy Otrzymywanie fosforu Fosfor otrzymuje się ogrzewając fosforan trójwapniowy z piaskiem i z koksem w piecach elektrycznych w tem. 1300 – 14500C. Proces odbywa się bez dostępu powietrza. Fosfor wydziela się w postaci pary, która ulega kondensacji podczas przepuszczania gazów płynących z pieca przez warstwę wody. Zestalony fosfor oczyszcza się za pomocą destylacji. Otrzymany produkt zwany jest fosforem białym. Przez ogrzewanie go bez dostępu powietrza przemienia się on w fosfor czerwony – używany do wyrobu zapałek: Ca3(PO4)2+3SiO2+5C =3CaSiO3+5CO+1/2P4 Występowanie i otrzymywanie As W skorupie ziemskiej - 5·10-4 % W stanie wolnym występuje sporadycznie, głównie w postaci siarczków (np.. Aurypigment As2S3, realgar As4S4), arsenosiarczków (np. Arsenopiryt FeAsS) lub arsenków. Arsen w stanie wolnym otrzymuje się za pomocą ogrzewania arsenopirytu bez dostępu powietrza: FeAsS = FeS+As W tych warunkach As łatwo sublimuje, a pary kondensują się w odbieralnikach. As można otrzymać przez redukcję arszeniku As4O6 węglem: As4O6+6C = 4As+6CO Występowanie i otrzymywanie Sb i Bi W skorupie ziemskiej: Sb = 5·10-5 %, Bi = 10-5 %. Występują w przyrodzie najczęściej w postaci siarczków, czyli błyszczów: antymonitu Sb2S3 i bizmutynu Bi2S3, także w postaci tlenków: walentynitu Sb2O3 i ochry bizmutowej Bi2O3. Obydwa metale otrzymuje się przez prażenie siarczków w atmosferze powietrza i redukcję otrzymanych tlenków węglem: Sb2S3+5O2 = Sb2O4+3SO2 Bi2S3+41/2O2 = Bi2O3+3SO2 Sb2O4+4C = 2Sb+4CO Bi2O3+3C = 2Bi+3CO Stosuje się również bezpośrednią redukcję siarczków żelazem, np.: Bi2S3+3Fe = 2Bi+3FeS WŁASNOŚCI FIZYCZNE I CHEMICZNE ORAZ ALOTROPIA AZOTOWCÓW Azot N Fosfor P Arsen As Antymon Sb Bizmut Bi Konfiguracja elektronowa 2s2p3 3s2p3 4s2p3 5s2p3 6s2p3 Masa atomowa 14,0067 30,9738 74,922 121,75 208,980 Promień atomowy, Å 0,74 1,10 1,21 1,41 1,52 0,69 0,90 1,20 Symbol chemiczny Promień jonowy X3+, Å Elektroujemność 3,0 2,1 2,0 1,9 1,9 Temperatura topnienia, 0C -210 814,5 (36 atm) 630,5 271,3 Temperatura wrzenia, 0C -195,8 44,1(biały) 592,5(fioletowy) 587,5(czarny) 280,5(biały) 610(subl.) 1380 1450 AZOT - gaz bezbarwny i bezwonny - temperatura wrzenia – (-195,80C) - temperatura krzepnięcia – (-210,50C) - azot ciekły i stały jest bezbarwny - w stanie stałym występuje w dwu odmianach zawierających prawdopodobnie cząsteczki N2, a wykrytych na podstawie różnic w cieple właściwym - temperatura przejścia odmiany wysokotemperaturowej w niskotemperaturową wynosi – (-237,70C) - w zwykłej temperaturze N jest bardzo mało aktywny, gdyż energia wiązania w cząsteczce N2 jest bardzo duża: N2+225 kcal = 2N - w podwyższonej temperaturze N występuje znacznie łatwiej w reakcje chemiczne, z niektórymi metalami tworzy azotki Wzór elektronowy cząsteczki N2: :N=N: O trwałości wiązania pomiędzy cząsteczkami azotu decydują orbitale: σ2px, π2py, π2pz FOSFOR - w stanie stałym występuje w kilku odmianach alotropowych - przez kondensację jego par w normalnych warunkach uzyskuje się białą masę – fosfor biały - topi się on w 44,10C, a po szybkim ogrzaniu wrze w 280,50C dając parę o cząsteczkach czteroatomowych P4 - w cząsteczkach P4 przyjmuje się hybrydyzację sp3 orbitali atomowych fosforu - fosfor biały reaguje bardzo łatwo z tlenem - w atmosferze powietrza nie rozdrobniony fosfor biały zapala się już w temperaturze ok.. 600C dając P4O10: P4+5O2 = P4O10+740 kcal - w temperaturze pokojowej na powierzchni fosforu odbywa się powolne utlenianie, któremu towarzyszy emisja słabego światła (chemiluminescencja) - Fosfor biały reaguje gwałtownie z chlorowcami już w temperaturze pokojowej - z wieloma metalami w podwyższonych temperaturach tworzy fosforki - rozpuszcza się w gorącym ługu potasowym tworząc fosfinę PH3 oraz podfosforyn potasu: P4+3KOH+3H2O = PH3+3KH2PO2 - fosfor biały jest substancją silnie toksyczną – dawka śmiertelna 0,1g - jest odmianą nietrwałą, wykazującą tendencję do przejścia w inne, bardziej trwałe odmiany - ogrzewanie fosforu białego w azocie w temp.2500C prowadzi do otrzymania fosforu czerwonego Fosfor czerwony, fioletowy, czarny - Jest to proszek barwy ciemnoczerwonej, nierozpuszczalny w dwusiarczku węgla, nietoksyczny, mniej reaktywny - zapala się w powietrzu dopiero powyżej 4000C, z chlorowcami reaguje również w wyższych temperaturach niż fosfor biały i nie wydziela metali z roztworów - długotrwałe ogrzewani fosforu białego w 5300C daje odmianę bardziej trwałą od czerwonego – fioletowy - najtrwalszą odmianą fosforu jest fosfor czarny, powstaje w trakcie ogrzewania fosforu białego w 2200C pod ciśnieniem 12000 atm. Wykazuje on barwę szarą, połysk metaliczny, przewodzi prąd elektryczny Fosfor biały i czerwony As, Sb, Bi - są izomorficzne , występują w normalnych warunkach w odmianie metalicznej o podobnej strukturze warstwowej jak fosfor czarny - tworzą wiązania kowalencyjne z trzema sąsiadującymi atomami - ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka pomiędzy warstwami zaznacza się charakter wiązań metalicznych - As metaliczny ma barwę szarą - Sb jest srebrzystobiały - Bi jest różowobiały - Bi tworzy tylko odmianę metaliczną - As i Sb mogą występować także w odmianach barwy żółtej, zawierających cząsteczki As4 lub Sb4 – odmiany te są rozpuszczalne w dwusiarczku węgla - nietrwałymi odmianami są także As czarny i Sb czarny, pojawiają się jako produkty pośrednie przemiany najmniej trwałych odmian żółtych w odmiany metaliczne - ciekawym produktem jest Sb wybuchowy, czarny osad wydzielający się na katodzie w czasie elekrolizy zakwaszonego roztworu SbCl3 prądem o wysokiej gęstości - Sb wybuchowy zapala się w powietrzu już po ogrzaniu do 2000C - As, Sb, Bi – ogrzewane w powietrzu lub w tlenie spalają się dając As2O3, Sb2O3, lub Bi2O3 - Łączą się łatwo z fluorowcami - As, Sb i rozdrobniony Bi zapalają się w chlorze - Stężony HNO3 utlenia As do kwasu arsenowego, Sb do nierozpuszczalnego uwodnionego pięciotlenku Sb2O5aq - Bi pod wpływem HNO3 przechodzi w azotan bizmutawy Bi(NO3)3 - As, Sb i Bi ulegają działaniu stężonego gorącego H2SO4 Ogólna charakterystyka związków typ XH3 - Amoniak – NH3 Fosforiak – PH3 Arsenowodór – AsH3 Antymonowodór – SbH3 Bizmutowodór – BiH3 Są to substancje łatwo lotne, występują w postaci bezbarwnych gazów, najczęściej o wyraźnym nieprzyjemnym zapachu NH3 PH3 AsH3 SbH3 Temperatura topnienia, 0C -77,74 -133,75 -116,3 -88 Temperatura wrzenia, 0C -33,40 -87,72 -62,5 -17 Ciepło tworzenia, kcal/mol 11,00 2,3 -30,4 -34,2 Kształt cząsteczki piramida piramida piramida piramida Kąt pomiędzy wiązania H–X -H 106045’ 93050’ 91050’ 91018’ BiH3 22 piramida Wszystkie wodorki wykazują własności redukujące, w najsłabszym stopniu amoniak, PH3 i AsH3 są silnymi środkami redukującymi Amoniak Otrzymywanie Metoda Habera i Boscha N2+3H2 2NH3+22,4 kcal - ciśnienie 300 – 350 atm - temperatura – 500 – 5500C - katalizator żelazny Małe ilości amoniaku uzyskuje się w wyniku działania silnych zasad na sole amonowe w podwyższonej temperaturze 2NH4Cl+Ca(OH)2 = CaCl2+2H2O+2NH3 Własności fizyczne i chemiczne NH3 W normalnych warunkach jest: - gazem bezbarwnym - zapach drażniący błony śluzowe - łatwo ulega skropleniu na ciecz bezbarwną, silnie łamiącą światło, wrzącą w -33,40C - wykazuje znaczne ciepło parowania ok.. 300 cal/g - w wodzie NH3 rozpuszcza się bardzo dobrze - duża rozpuszczalność jest wynikiem silnego oddziaływania pomiędzy cząsteczkami amoniaku a cząsteczkami wody i wytwarzania się pomiędzy nimi wiązań wodorowych - własności zasadowe przejawiają się wyraźniej w stosunku do silnych kwasów Gazowy NH3 tworzy z gazowym HCl białe dymy chlorku amonowego NH4Cl: NH3+HCl = NH4Cl Roztwory wodne amoniaku zobojętniają kwasy tworząc sole amonowe, np. siarczan amonowy (NH4)2SO4 lub azotan amonowy NH4NO3 W powietrzu amoniak zapala się w zetknięciu z płomieniem, ale po usunięciu płomienia nie pali się dalej. W tlenie NH3 spala się żółtawym płomieniem dając wodę i azot: 4 NH3+3O2 = 2N2+6H2O+216 kcal W obecności katalizatora platynowego amoniak spala się w temperaturze ok.. 8000C na tlenek azotu: 4 NH3+5O2 = 4NO+6H2O+302 kcal a. przejawiające się własności zasadowe b. dymy NH4Cl Pochodne amoniaku AMIDKI: Amidek sodowy NH2Na otrzymuje się przepuszczając gazowy amoniak nad metalicznym sodem w temp. 200 – 3000C: 2NH3+2Na = 2NH2Na+H2 Jest to biała krystaliczna substancja ulegająca łatwo działaniu wody: NH2Na+H2O = NH3+NaOH IMIDKI: NHLi2 lub NHCa AZOTKI: Pod działaniem wody ulegają rozkładowi z wydzieleniem amoniaku: Mg3N2+6H2O = 3Mg(OH)2+2NH3 Azotek magnezu powstaje w wyniku spalenia Mg w atmosferze azotu: 3Mg+N2 = Mg3N2 Otrzymywanie PH3, AsH3, SbH3,BiH3 Działanie kwasami na fosforki lub arsenki metali, na stopy antymonu lub bizmutu z metalami: Mg3Sb2+6HCl = 3MgCl2+2SbH3 Działanie wodoru in statu nascendi na wolne pierwiastki lub na ich związki ulegające redukcji z wytworzeniem wolnego pierwiastka ( metoda Marsha): H3AsO3+6H = 3H2O+AsH3 Trójwodorki P, As, Sb, i Bi: - są gazami o nieprzyjemnym zapachu są toksyczne w czasie ogrzewania ulegają rozkładowi własności zasadowe : niezbyt silne ale wyraźne w przypadku amoniaku, zaznaczają się bardzo słabo dla fosforowodoru, zupełnie ich nie wykazują AsH3, SbH3 i BiH3 - wykazują własności redukujące Związki typu X2H4 Hydrazyna Dwufosfina N2H4 P2H4 HYDRAZYNA OTRZYMYWANIE Hydrazyny: Utlenianie amoniaku kwasem chlorowym (I): NH3+NaClO = NaOH+NH2Cl NH2Cl+NH3 = N2H4+HCl - w temp. pokojowej jest bezbarwną cieczą - wykazuje własności toksyczne - silny środek redukujący - redukują sole żelazowe do żelazawych, wydzielają złoto, srebro i platynę z roztworu ich soli Dwufosfina - jest o ciecz o silnych własnościach redukujących zapalająca się w zetknięciu z powietrzem - nie wykazuje własności zasadowych - pod wpływem światła ulega rozkładowi na fosforiak i fosfor: 6P2H4 = 8PH3+P4 Związki azotowców z fluorowcami Związki typu YX3 oraz YX5 , wyjątki: azydek chloru ClN3 lub dwuhalogenki PCl2 (P2Cl4) Trihalogenki: - wiramidalna budowa cząsteczki, hybrydyzacja sp3 z jedną wolną parą elektronową - wiązania wykazują dominujący charakter kowalencyjny - BiF3 , SbF3 – charakter wiązania zbliżony do jonowego - mała trwałość trihalogenków azotu z wyjątkiem NF3 - pozostałe trwałe zarówno w temperaturze pokojowej jak i podwyższonej - ulegają w roztworach wodnych hydrolizie z wyjątkiem NF3 Pięciohalogenki azotowców YX5 - cząsteczki o budowie bipiramidy trygonalnej – hybrydyzacja sp3d - trwałość maleje w miarę wzrostu liczby atomowej obu łączących się pierwiastków - fluor tworzy pięciofluorki ze wszystkimi azotowcami - chlor tworzy je tylko z fosforem i antymonem - brom i jod wyłącznie z fosforem Azot tworzy tlenki na każdym ze swych całkowitych stopni utlenienia, od I do V; właściwości tlenków i kwasów tlenowych można wytłumaczyć, biorąc pod uwagę stopień utlenienia azotu. azotu Tlenki i tlenowe kwasy azotu Wzór Stopień utlenienia azotu Nazwa Kwas odpowiadający tlenkowi N2 O +1 Podtlenek azotu NO +2 Tlenek azotu H2N2O2 kwas podazotawy - N2O6 +3 NO2 +4 Tritlenek dwuazotu Dwutlenek azotu Czterotlenek dwuazotu Pięciotlenek dwuazotu N2O4 +4 N2O5 +5 HNO2 kwas azotawy HNO2+HNO3 HNO3 kwas azotowy Otrzymywanie tlenków azotu Podtlenek azotu N2O, powstaje w wyniku łagodnego ogrzewania azotanu amonu: NH4NO3 = N2O+2H2O - jest gazem bezbarwnym, o słodkawym zapachu - dobrze rozpuszcza się w tłuszczach w małych ilościach nietoksyczny - hybrydyzacja sp centralnego atomu azotu - budowa liniowa cząsteczki Tlenek azotu NO, na skalę przemysłową otrzymujemy metodą katalitycznego spalania amoniaku: 4NH3+5O2 = 4NO+6H2O - bezbarwny gaz - wykazuje trwały moment magnetyczny – jeden niesparowany elektron Tritlenek dwuazotu N2O3,otrzymuje się w postaci intensywnie niebieskiej cieczy oziębiając poniżej -100C równocząsteczkową mieszaninę NO i NO2, którą uzyskujemy redukując HNO3 za pomocą arszeniku: 4HNO3+4H2O+As4O6 = 4H3AsO4+2NO+2NO2 Tritlenek dwuazotu jest bezwodnikiem kwasu azotawego, który powstaje gdy mieszaninę NO i NO2 wprowadza się do wody N2O3+H2O = 2HNO2 NO+NO2 = N2O3 - kondensuje na ciemnoniebieską ciecz - krzepnie w temp.-1000C na jasnoniebieską substancję stałą - z czasem staje się zielona w wyniku rozkładu na NO2, żółtobrunatny gaz • Tritlenek dwuazotu jest bezwodnikiem kwasu azotawego, który powstaje gdy mieszaninę NO i NO2 wprowadza się do wody N2O3+H2O = 2HNO2 NO+NO2 = N2O3 - Kondensuje na ciemnoniebieską ciecz Krzepnie w temp.-1000C na jasnoniebieską substancję stałą Z czasem staje się zielona w wyniku rozkładu na NO2, żółtobrunatny gaz • Ditlenek azotu NO2, powstaje w wyniku reakcji pomiędzy tlenkiem azotu NO i tlenem: 2NO+O2 = 2NO2 - brunatny duszący i trujący gaz, wpływa na barwę i zapach smogu - w stanie stałym istnieje tylko dimer, gaz kondensuje na bezbarwną substancję stałą - NO2 dysproporcjonuje, rozpuszczając się w wodzie: 3NO2+H2O = 2HNO3+NO - atmosferyczny ditlenek azotu powstawania kwaśnego deszczu przyczynia się do Pięciotlenek dwuazotu N2O5, otrzymuje się za pomocą odwodnienia HNO3 pięciotlenkiem fosforu: 2HNO3+P2O5 = 2HPO3+N2O5 - bezbarwne ciało stałe - łatwo ulega rozkładowi na czterotlenek azotu orz tlen - energicznie łączy się z wodą tworząc HNO3 Kwas azotowy HNO3, otrzymywanie: otrzymywanie 1. Otrzymywanie amoniaku metodą Habera i Boscha 2. Katalityczne spalanie amoniaku do NO metodą Ostwalda. W obecności nadmiaru powietrza NO utlenia utlenia się natychmiast do NO2 do NO2 odzie w obecności powietrza: ietrza: O3+HNO2 ztworu: 2NO+H2O nieniu: (N2O4) Tlenki i kwasy tlenowe P, As, Sb, Bi Związki fosforu, arsenu, antymonu i bizmutu z tlenem fosfor arsen antymon bizmut P4O6 As4O6 Sb4O6 Bi2O3 (PO2)4 (AsO2)n (SbO2)n - P4O10 As4O10 Sb4O10 - Tlenki fosforu mają struktury złożone z tetraedrycznych jednostek PO4; tlenki te P4O6 i P4O10 są bezwodnikami kwasów odpowiednio: fosforawego i fosforowego. Polifosforany to rozbudowane struktury wykorzystywane przez żywe komórki do gromadzenia i przekazywania energii Otrzymywanie Trójtlenków P, As, Sb, Bi • Trójtlenek fosforu otrzymuje się spalając fosfor z ograniczonym dostępem powietrza; ograniczenie to nie jest istotne w przypadku otrzymywania trójtlenków arsenu, antymonu i bizmutu. P4 + 3O2 → P4O6 P4O10 P4O6 As4O6 – arszenik - jest silną trucizną - w wodzie rozpuszcza się niezbyt obficie – daje roztwory o odczynie słabo kwaśnym Sb4O6 - w wodzie rozpuszcza się bardzo słabo - występuje w dwóch odmianach krystalicznych: Odmiana regularna –senarmontyt Odmiana rombowa – walentynit Bi2O3 - kremowobiały proszek ciemniejący w czasie ogrzewania - wykazuje wyraźne własności zasadowe - rozpuszcza się w kwasach tworząc sole bizmutowe Tlenowe kwasy fosforu Tlenowe kwasy fosforu Nazwa kwasu Wzór Kwas podfosforawy H3PO2 Kwas ortofosforawy H3PO3 Kwas podfosforowy H2P2O6 Kwas ortofosforowy H3PO4 Kwas pirofosforowy H4P2O7 Kwas ortotrifosforowy H5P3O10 Kwas metatrifosforowy H3P3O9 Kwas metaczterofosforowy H4P4O12 W związkach tych fosfor przyjmuje zawsze liczbę koordynacyjną 4 i nie tworzy wiązań podwójnych Otrzmywanie H3PO4 1. Hydroliza pięciotlenku fosforu: P4O10+6H2O = 4H3PO4 2. Otrzymywanie H3PO4 skalę techniczną: Ca3(PO4)2+3H2SO4 = 3CaSO4+2H3PO4 Minerały fosforanowe Fosforyt Ca3(PO4)2 Apatyt Ca3(PO4)2 · Ca(Cl, F)2 Superfosfat uzyskuje się za pomocą działania kwasu siarkowego na fosforyt: Ca3(PO4)2+2H2SO4 = Ca(H2PO4)2+2CaSO4 Kwasy ortofosforowe – budowa łańcuchowa cząsteczki Kwasy metafosforowe – budowa pierścieniowa cząsteczki Struktura jonów kwasu: a. ortojednofosforowegoPO43b. ortodwufosforowego P2O74c. ortotrifosforowego P3O105d. ortoczterofosforowego P4O136- Sole kwasów metafosforowych Metatrifosforan sodowy Na3P3O9 Czterofosforan sodowy Na4P4O12 Fosforany sodowe Tlenowe kwasy arsenu Kwas ortoarsenawy H3AsO3: As4O6+6H2O = 4H3AsO3 Kwas metaarsenawy HAsO2: As4O6+2H2O = 4HAsO2 Kwas arsenowy H3AsO4: •Utlenianie wolnego arsenu lub As4O6 stężonym kwasem azotowym lub innymi środkami utleniającymi. Odparowanie uzyskanego w ten sposób roztworu prowadzi do wydzielenia H3AsO4 w postaci bezbarwnych, łatwo rozpuszczalnych kryształów. Kwasy antymonowe i antymoniany Kwasy antymonowe – uwodniony tlenek antymonowy: Sb2O5 · xH2O Antymoniany: Sześciohydroksyantymonian potasu: K[Sb(OH)6] Sześciohydroksyantymonian sodu: Na[Sb(OH)6] Związki azotowców z siarką Związek azotu z siarką Związki fosforu z siarką Związek antymonu z siarką