Transcript 09ACH13_Dusik

Prvky V. hlavní
skupiny (N, P, As,
Sb, Bi)
I
II
III
IV
V
VI
VII
VIII
I
II
III
1
H
ns
2
Li
Be
3
Na Mg
4
K
Ca
Sc
Ti
5
Rb
Sr
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
In
6
Cs
Ba Lu
Hf
Ta
Tl
7
Fr
Ra
Rf
Ha
IV
V
VI
VII
He
np
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge
As
Se
Br
Kr
Sn
Sb
Te
I
Xe
Pb
Bi
Po
At
Rn
(n-1) d
Lr
La
V
Cr Mn Fe
W
Re
Os
Co
Ir
Ni
Pt
VIII
Au Hg
Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb
Ac Th
Pa
U
Np Pu Am Cm Bk
Cf
Es Fm Md No
Vlastnosti prvků V. hlavní
skupiny
konfigurace ns2np3
X
t.t. (°C)
stálost vyššího
N
3,07
-210
oxidačního stavu
P
2,60
se postupně snižuje:
As
2,20
44
616
(subl.)
N +V (oxidační vl.)
Sb
1,82
630
Bi
1,67
271
P +V stabilní,
As +III i +V stabilní,
Sb a Bi +III stabilní (+V velmi silné oxidační vl.)
Dusík
• Chlorid amonný zmíněn již Herodotem
v knize Historia (5. století před Kr.)
• Amonné soli, dusičnany, kyselina
dusičná a lučavka královská známy
již prvním alchymistům
• 1772 Rutherford izoloval dusík ze
vzduchu
Výskyt
• Hlavní složka atmosféry (78 obj. %), ale
až 33. prvek podle hmotnosti v zemské
kůře (19 ppm odpovídá přibližně Nb a
Li)
• Minerály – jen dusičnany
KNO3 – ledek draselný (salnitr)
NaNO3 – ledek chilský, ledek sodný
• Živé organizmy
biogenní prvek – esenciální bílkoviny
Plynný dusík
Velmi stabilní dvouatomová molekula
│N ≡ N│
energie vazby 946 kJ/mol
Tv = 77 K (- 196 °C)
Tt = 63 K (- 210 °C)
Oxidační stavy
+V
+IV
+III
+II
+I
0
-I
-II
-III
N2O5, kyselina dusičná, dusičnany
NO2
kyselina dusitá, dusitany
NO
N 2O
N2
NH2OH
N 2H 4
nitridy, NH3
Příprava a výroba
Laboratorní příprava
2 NaN3  2 Na + 3 N2
NH4NO2  2 H2O + N2
(NH4)2Cr2O7  Cr2O3 + 4 H2O + N2
Výroba
destilace kapalného vzduchu
dělení na molekulových sítech
Použití dusíku
• Výroba čpavku
• Ochranná atmosféra
hutnictví, petrochemie, potravinářství
• Chladivo
kapalný dusík
Nitridy
reakce kovu s N2
3 Ca + N2 → Ca3N2
reakce kovu s NH3 (zvýšená teplota)
2 NH3 + 3 Mg → Mg3N2 + 3 H2
2 NH3 + 2 Ti → 2 TiN + 3 H2
TiN, b.t. 2950 °C, velmi tvrdý
Sloučeniny s vodíkem
Celá řada sloučenin, většina nestálých
a nevýznamných
• NH3
Čpavek (amoniak)
• N2H2
Hydrazin
• NH2OH
Hydroxylamin
• HN3
Azoimid (azidovodík)
Čpavek
Plyn, lehce zkapalnitelný (t.v. – 33 °C),
silně jedovatý, velmi intenzivně
páchnoucí (od 20 ppm), molekula
tvaru trigonální pyramidy
odvozená od hybridizace
sp3 (atom N s volným
elektronovým párem)
Výroba čpavku
Haber-Boschova syntéza
Výroba čpavku je jednou z největších
chemických výrob
N2 + 3 H2 → 2 NH3
400 °C, 20 MPa, železný katalyzátor,
konverze kolem 15 %, po ochlazení
čpavek kondenzuje
Použití čpavku
• Výroba kyseliny dusičné
• Hnojiva (čpavek nebo soli amonné)
• Chemický meziprodukt dalších výrob
(močovina, hydrazin, výbušniny,
vlákna, plasty atd.)
• Chladivo (potravinářský průmysl,
chladírenství)
Přeprava
kapalný, potrubí, tlakové lahve
Vlastnosti čpavku
Plyn dobře se rozpouštějící ve vodě
(čpavková voda, 25 hmotn. %,
slabá zásada pK = 9,2, formálně NH4OH)
NH3 + H2O ↔ NH4+ + OHS kyselinami reaguje v roztoku i v plynné
fázi za vzniku solí amonných
NH3 + HCl ↔ NH4Cl (salmiak)
Vlastnosti čpavku
Kapalný čpavek je vysoce polární
rozpouštědlo (mimo jiné i alkalických
kovů)
2 NH3 ↔ NH4+ + NH2Za vyšších teplot čpavek reaguje
s kyslíkem za vzniku dusíku a vody,
v přítomnosti Pt katalyzátoru vzniká NO
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
základ výroby kyseliny dusičné
Vlastnosti čpavku
Molekula NH3 také tvoří velké množství
komplexů
Vystupuje jako donor a tvoří velké
množství amminkomplexů s elektronově
deficitními molekulami (AlF3) a kationty
přechodných kovů
Hydrazin
N2H4 kapalina s redukčními účinky
2 NH3 + NaOCl  N2H4 + NaCl + 2 H2O
ve vodě se rozpouští a disociuje
N2H4 + H2O  N2H5+ + OH–
pK = 6,1 (slabší než NH3)
(N2H6)SO4 hydrazinsulfát,
síran hydrazinia
Hydrazin
Použití
raketové palivo
redukční činidlo
2 Ni2+ + N2H4 + 4 OH- → 2 Ni + N2 + 4 H2O
Hydroxylamin
NH2OH
pevná nestálá látka, redukční činidlo,
tvoří soli podobné amonným
Azoimid
HN3
azidovodík, kapalina s nízkým bodem
varu (t.v. asi 37 °C), velmi nestálý
N2H4 + HNO2 → HN3 + 2 H2O
Azoimid
HN3
azidovodík vykazuje kyselé vlastnosti
(slabá kyselina, jako kyselina octová)
a tvoří soli azidy s aniontem N3Azidy lehce explodují
AgN3
Pb(N3)2 (rozbušky)
Azidy jsou podobné halogenidům,
pseudohalogenidy
Sloučeniny s halogeny
Odvozeny od čpavku náhradou vodíku
halogenem
NF3 trifluoramin
netečný plyn, teplotně stálý
NCl3 trichloramin
vysoce reaktivní kapalina
Oxidy dusíku
N2O oxid dusný
při laboratorní teplotě nereaktivní plyn,
nerozpustný ve vodě, má výrazné
anestetické účinky (rajský plyn),
rozklad při 600 °C na dusík a kyslík
NH4NO3 → N2O + 2 H2O
Struktura molekuly
Oxidy dusíku
NO oxid dusnatý
bezbarvý paramagnetický plyn (stálý
radikál), vzniká v malém množství při reakci
kyslíku a dusíku za vysokých teplot, reakcí
čpavku s kyslíkem v přítomnosti
katalyzátoru Pt nebo při redukci kyseliny
dusičné
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 3 H2O
Oxidy dusíku
NO je reaktivní a při laboratorních
podmínkách reaguje s kyslíkem
a s halogeny
2 NO + O2 → 2 NO2
2 NO + Cl2 → 2 NOCl (nitrosylchlorid)
lučavka královská
3 HCl + HNO3 → Cl2 + NOCl + 2 H2O
NOCl v lučavce rozpouští i Au a Pt
Oxidy dusíku
Řád vazby v molekule NO je 2,5
nepárový elektron je v protivazebném
MO π orbitalu, ztrátou tohoto elektronu
vzniká kationt nitrosylu NO+, který je
izoelektronový s karbonylem a aniontem
kyanidovým
Kationt NO+ tvoří jak klasické soli
(NO+HSO4 kyselina nitrosylsírová), tak
vystupuje jako donor v komplexech
přechodných kovů
MO diagram NO
Oxidy dusíku
N2O3 oxid dusitý
kapalina nebo pevná látka stálá pouze
při nízkých teplotách, vazba N – N, při
laboratorní teplotě velmi rychle dochází
k disproporcionalizaci
N2O3 → NO + NO2
Oxidy dusíku
NO2 oxid dusičitý
kapalina nebo plyn (b.t. 21 °C), při vyšších
teplotách převážně paramagnetický
monomer NO2 hnědé barvy, při nižších
teplotách bezbarvý diamagnetický dimer
N 2O 4
Oxidy dusíku
NO2 oxid dusičitý
vzniká samovolnou oxidací NO kyslíkem,
dále reakcí kovů s koncentrovanou HNO3
Pb + 4 HNO3 → Pb(NO3)2 + NO2 + 2 H2O
nebo rozkladem dusičnanů
2 Pb(NO3)2 → 2 PbO + 4 NO2 + O2
NO2 má velmi silné oxidační účinky
2 NO2 + 4 HCl → 2 NOCl + 2 H2O + Cl2
Oxidy dusíku
Velmi důležitá je disproporcionalizační
reakce N2O4 s vodou
N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2
NO2+ kationt nitrylový
velmi silné oxidační působení
Oxidy dusíku
N2O5 oxid dusičný
vzniká dehydratací HNO3 oxidem
fosforečným, anhydrid kyseliny dusičné,
s vodou reaguje zpět na HNO3, nevýznamný
Oxokyseliny dusíku
Řada kyselin, významné pouze kyselina
dusitá HNO2 a kyselina dusičná HNO3
HNO2 kyselina dusitá
středně silná kyselina, příprava
rozkladem dusitanů
Kyselina dusitá
Málo stálá kyselina, pouze ve zředěném
vodném roztoku, lehce podléhá rozkladu
nebo oxidaci
3 HNO2 → HNO3 + 2 NO + H2O
HNO2 + H2O2 → HNO3 + H2O
Značné technické využití hlavně
v organických syntézách (barviva apod.)
Dusitany
Dusitany – soli kyseliny dusité
Připravují se reakcí NO a NO2
s alkalickými louhy
NO + NO2 + 2 NaOH → 2 NaNO2 + H2O
Dusitany
Připravují se dále redukcí roztavených
dusičnanů alkalických kovů nebo kovů
alkalických zemin uhlíkem, olovem,
železem nebo prostým termickým
rozkladem dusičnanů alkalických kovů
NaNO3 + Pb → NaNO2 + PbO
2 NaNO3 → 2 NaNO2 + O2
Kyselina dusičná
HNO3 nejdůležitější kyselina dusíku
silná kyselina, ve zředěném stavu mírně
oxidující, v koncentrovaném velmi silně
oxidující látka
Kyselina dusičná
Výroba
vychází se z oxidu dusnatého NO
vyrobeného ze čpavku (viz dříve)
2 NO + O2 → N2O4
3 N2O4 + 2 H2O → 2 NO + 4 HNO3
Produktem je 68% HNO3 s b. v. 122 °C
(azeotropní směs) označovaná jako
koncentrovaná
Kyselina dusičná
Výroba
100% HNO3 (dýmavá) se ze 68% vyrábí
dehydratací konc. H2SO4 a vakuovou
destilací
Ze 100% HNO3 se uvolňují hnědé dýmy
NO2
Využití
Výroba hnojiv, dusičnanů a organické
výroby (nitrační směs s konc. H2SO4)
Kyselina dusičná
Reakce
Oxidace kovů za vzniku dusičnanů a NO
nebo NO2 (podle podmínek)
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 3 H2O
se zinkem primárně vzniká atomární vodík,
který redukuje dusík až na –III (čpavek)
a ve směsi je i dusičnan amonný
Některé kovy (Al, Fe, Cr) se za určitých
podmínek pasivují (vznikají nitridy na
povrchu)
Dusičnany
Soli kyseliny dusičné
Velmi významné, většinou dobře
rozpustné ve vodě, v pevném stavu
mají oxidační vlastnosti
Výroba
Rozpouštěním kovů, oxidů, hydroxidů
nebo solí slabých kyselin (uhličitany
apod.) v kyselině dusičné
Fosfor
1669 Brandt izoloval fosfor z moči,
produkt ve tmě světélkoval
(phosphorus – světlonesoucí)
Výskyt
V zemské kůře 0,11 hmotn. %, několik
set minerálů, ale dominantní obsah
v apatitu Ca5(PO4)3F a příbuzném
fosforitu
Biogenní prvek (kosti, zuby, DNA a RNA)
Fosfor
Elementární fosfor v několika modifikacích
Bílý fosfor
bílá voskovitá hmota,
vzniká kondenzací par fosforu
v nepřítomnosti vzduchu,
molekuly P4, samozápalný,
vysoce toxický (smrtelná dávka 50 mg),
dobře rozpustný v organických
rozpouštědlech, zvláště v CS2
Fosfor
Černý fosfor
Stabilní modifikace složená z řetězců,
vzniká při dlouhodobém zahřívání bílého
fosforu při zvýšených teplotách
200 – 400 °C,
mnohem méně
reaktivní
než bílý fosfor
Fosfor
Červený fosfor
Nepravidelná struktura, přechod mezi
bílým a černým fosforem (řetězce
černého fosforu s oblastmi molekul
P4 bílého fosforu)
vzniká při krátkodobém zahřívání bílého
fosforu při teplotě kolem 250 °C
Fosfor
Výroba
ze směsi apatitu a křemene v elektrických
pecích redukcí uhlíkem bez přístupu
vzduchu, bílý fosfor je jímán pod vodou
4 Ca5(PO4)3F + 18 SiO2 + 30 C 
18 CaSiO3 + 2 CaF2 + 30 CO + 3 P4
Použití
hlavně výroba oxidu fosforečného a kyseliny
fosforečné (hnojiva)
Fosfidy
Fosfor se slučuje s řadou kovů za vzniku
fosfidů (obdoba nitridů), podle
elektronegativity vznikají iontové
až kovalentní sloučeniny, nevýznamné
InP fosfid inditý
strukturní i izoelektronová obdoba
křemíku, vykazuje polovodičové
vlastnosti, použití v mikroelektronice,
optoelektronice a laserové technice
Fosfan
PH3 (fosfin, dříve fosforovodík)
obdoba čpavku, ale ještě slabší báze
existuje i difosfan (difosfin), obdoba
hydrazinu, difosfan je samozápalný
Fosfan
Fosfan vzniká při hydrolýze kovových
fosfidů nebo při reakci bílého fosforu
s alkalických hydroxidem ve vodném
roztoku
Ca3P2 + 6 H2O  PH3 + 3 Ca(OH)2
P4 + 3 KOH + 3 H2O  PH3 + 3 KH2PO2
fosfan je mimořádně jedovatý plyn
Halogenidy fosforité
PF3 (plyn), PCl3 (kapalina), PBr3 (kapalina)
a PI3 (pevná látka)
Tvar molekul jako čpavek (a fosfin), tj.
trigonální pyramida odvozená od sp3
Příprava reakcí prvků, nesmí být
přebytek halogenu, výroba PCl3
P4 + 6 X2 → 4 PX3
halogenidy lehce hydrolyzují vodou
2 PX3 + 6 H2O → 2 H3PO3 + 6 HX
Halogenidy fosforečné
PF5 (plyn), PCl5, PBr5 a PI5 (pevné látky)
V plynném stavu trigonální bipyramida,
v pevném stavu PCl5 jako [PCl4]+ [PCl6]-
Halogenidy fosforečné
Halogenidy PX5 lehce hydrolyzují
vodou ve dvou krocích, v prvním vzniká
halogenid-oxid fosforečný
PX5 + H2O → POX3 + 2 HX
až v druhém kyselina H3PO4
POX3 + 3 H2O → H3PO4 + 3 HX
PCl5 se vyrábí jako chlorační činidlo
a surovina pro výrobu speciálních
chemikálií
Oxidy fosforu
P4O6 oxid fosforitý
vzniká reakcí suchého
vzduchu s bílým
fosforem při 50 °C,
bílá pevná látka,
anhydrid kyseliny
fosforité
Oxidy fosforu
P4O10 oxid fosforečný
vzniká reakcí přebytku
kyslíku s bílým
fosforem, bílá pevná
látka, extrémně
hygroskopická,
anhydrid kyseliny
fosforečné
Oxokyseliny fosforu
H3PO2 kyselina fosforná
H3PO3 kyselina fosforitá
H4P2O6 kyselina tetrahydrogendifosforičitá
H3PO4 kyselina trihydrogenfosforečná
HPO3 kyselina trioxofosforečná
H4P2O7 kyselina tetrahydrogendifosforečná
HxPyOz kyseliny polyfosforečné
Kyselina fosforná
H3PO2
soli této jednosytné kyseliny vznikají reakcí
P4 + 3 KOH + 3 H2O  PH3 + 3 KH2PO2
bílá látka se silnými
redukčními účinky,
soli fosfornany MH2PO2,
NaH2PO2 se vyrábí pro
bezproudové pokovování
Ni, Cu a Ag za laboratorní teploty
Kyselina fosforitá
H3PO3
dvojsytná kyselina vznikající reakcí P4O6
s vodou, bílá látka s redukčními účinky,
středně silná kyselina
bez většího technického
významu,
soli fosforitany M2HPO3
a hydrogenfosforitany
MH2PO3
Kyselina fosforičitá
H4P2O6
kyselina tetrahydrogendifosforičitá
čtyřsytná kyselina vznikající speciálním
postupem, málo stálá, středně silná
kyselina bez většího technického významu,
zajímavá oxidačním číslem fosforu + IV
Kyselina trihydrogenfosforečná
H3PO4
dříve nazývaná orthofosforečná
trojsytná kyselina bez redukčních nebo
oxidačních vlastností,
bílá látka velmi
dobře rozpustná
ve vodě, běžně
dodávaný 70%
vodný roztok
Kyselina trihydrogenfosforečná
Velmi významný chemický produkt
Extrakční kyselina
rozkladem apatitu kyselinou sírovou
2 Ca5(PO4)3F + 9 H2SO4 
9 CaSO4 + CaF2 + 6 H3PO4
výsledná kyselina nečistá, použití při
výrobě hnojiv
Kyselina trihydrogenfosforečná
Termická kyselina
spálením bílého fosforu v přebytku
kyslíku a reakcí vzniklého oxidu
fosforečného s vodou
P4O10 + 6 H2O  4 H3PO4
velmi čistá kyselina, pro výrobu čistých
fosforečnanů a další použití
Kyselina trihydrogenfosforečná
H3PO4
do prvního disociačního stupně je středně
silnou kyselinou, do druhého a třetího
slabou kyselinou
Tři řady solí
(tetraoxo)fosforečnany
MI3PO4
hydrogenfosforečnany
MI2HPO4
dihydrogenfosforečnany MIH2PO4
Fosforečnany
Soli odvozené od kyseliny H3PO4
Hydrogen a dihydrogenfosforečnany
kovů jsou málo až hodně rozpustné
ve vodě, primární fosforečnany (mimo
alkalických) jsou ve vodě nerozpustné
Ca3(PO4)2 nerozpustný
CaHPO4 slabě rozpustný
Ca(H2PO4)2 dobře rozpustný
Fosforečnany
Příprava solí
reakcí H3PO4 s oxidy, hydroxidy a solemi
těkavých kyselin, vznik primárních,
hydrogen nebo dihydrogensolí je dán
podmínkami a poměrem reagujících
složek
Kyselina trioxofosforečná
HPO3 kyselina trioxofosforečná
dříve nazývaná metafosforečná
bílá polymerní látka vznikající reakcí
P4O10 s malým množstvím vody nebo
termickou dehydratací kyseliny H3PO4
jednosytná kyselina a odpovídající soli,
ve vodě dlouhodobě nestálá, přechází
na kyselinu H3PO4, dříve sodná sůl
používána v pracích prášcích
Kyseliny polyfosforečné
H4P2O7 kyselina tetrahydrogendifosforečná
HxPyOz kyseliny polyfosforečné
Kyseliny polyfosforečné
Vznikají hlavně tepelným rozkladem
hydrogen nebo dihydrogenfosforečnanů,
pevné soli jsou stálé a obsahují různě
složité anionty, po rozpuštění
polyfosforečnanů alkalických kovů nebo
amonných ve vodě jsou anionty
krátkodobě stálé a tvoří rozpustné
sloučeniny s dvojmocnými kationty
(změkčování vody, součást pracích prášků)
Sloučeniny fosforu s dusíkem
Fosfazeny oligomerního nebo polymerního
charakteru s vazbami –P=NPříklad (PNCl2)3 vzniklý reakcí PCl5 a NH4Cl
Většina fosfazenů
snadno hydrolyzuje
vodou, fluorderiváty
používány na plasty
Arsen, antimon, bismut
• Arsen, antimon a jeho sloučeniny
používány od 5. století před n. l.,
největší znalosti měli lékaři a traviči
• Ve středověku byly arsen a antimon
oblíbeny u alchymistů
• 1450 použití slitin bismutu na tiskařské
typy
Výskyt
Obsah As, Sb a Bi v zemské kůře
pouze 10-4 až 10-5 %, ale prvky jsou
koncentrovány v řadě nápadných
minerálů (a také vzácně ryzí)
FeAsS arsenopyrit
As2S3 auripigment
As4S4 realgar
Sb2S3 antimonit
Bi2S3 bismutit
Prvky
Několik alotropických modifikací,
stabilní modifikace kovového vzhledu
Prvky jsou poměrně reaktivní a mají
afinitu jak ke kyslíku, tak k síře,
oxidují se jak kyselinou dusičnou,
tak i koncentrovanou kyselinou sírovou
Reakce s vodíkem
S běžným vodíkem prvky přímo
nereagují, ale s atomárním poskytují
prvky i sloučeniny plynné sloučeniny
AsH3 arsan (arsin, arsenovodík) a SbH3
stiban (také velmi nestálý BiH3 bismutan)
Arsan a stiban jsou mimořádně jedovaté
a při zvýšené teplotě se rozkládají za
vzniku prvku ve formě kovového zrcátka
(Marshova - Liebigova zkouška na
přítomnost As)
Sloučeniny s halogeny
Halogenidy typu MX3 jsou reaktivní
pevné nebo kapalné látky, hydrolyzující
se na halogenid-oxidy MOX a v případě
As dále až na kyselinu H3AsO3
Halogenidy typu MX5 jsou známy pouze
některé (AsF5, AsCl5, SbF5, SbCl5 a BiF5),
s vodou hydrolyzují a jsou silnými
fluoračními nebo chloračními činidly
Oxidy arsenu
As4O6 je obdobou oxidu fosforitého,
pouze je mnohem stálejší, vzniká oxidací
arsenu kyslíkem za zvýšené teploty
As4O6 se rozpouští ve vodě na slabou
kyselinu arsenitou (H3AsO3 nebo HAsO2),
kterou se nepodařilo izolovat, známé
jsou pouze soli (mimo alkalických kovů
ve vodě nerozpustné)
Oxidy arsenu
As2O5 nelze připravit přímou oxidací
arsenu kyslíkem, příprava pouze
dehydratací kyseliny arseničné
Struktura As2O5 je odchylná od P4O10
a tvoří ji tetraedry AsO4 a oktaedry AsO6
As2O5 se dobře rozpouští ve vodě
na středně silnou kyselinu arseničnou
H3AsO4
Kyselina trihydrogenarseničná
H3AsO4 má velmi podobné vlastnosti
jako kyselina trihydrogenfosforečná,
v kyselém prostředí má navíc oxidační
vlastnosti, připravuje se oxidací As4O6
ve vodě kyselinou dusičnou
středně silná kyselina tvoří tři řady solí,
jejich rozpustnost ve vodě je velmi
podobná fosforečnanům
Oxidy antimonu
Sb4O6 je obdobou oxidu fosforitého,
pouze je mnohem stálejší,
Sb4O6 se nerozpouští ve vodě, v silných
minerálních kyselinách tvoří antimonité
soli, v alkalickém prostředí se rozpouští
za vzniku hydroxoantimonitanů
Oxidy antimonu
Sb2O5 lze připravit hydrolýzou chloridu
antimoničného a dehydratací, má
složitou strukturu
Kyselina antimoničná je známa pouze
ve formě solí
Oxid bismutitý
Znám pouze Bi2O3, rozpustný pouze
v kyselinách za vzniku solí bismutitých
(např. dusičnan Bi(NO3)3 . 5 H2O)
Velmi silnými oxidačními činidly lze
zoxidovat BiIII na BiV a vznikají nestálé
a špatně definované bismutičnany,
které oxidují sloučeniny manganu
až na manganistan
Sloučeniny se sírou
Všechny tři prvky mají značnou afinitu
k síře (směrem k Bi mírně klesá) a tvoří
řadu jednoduchých i komplexních sulfidů
(As2S3, Sb2S3, Bi2S3, ale i Pb5Sb4S11)
Sulfidy arsenité a antimonité se
rozpouštějí v roztocích alkalických
sulfidů za vzniku thiosolí (např. Na3SbS4)
Sulfidy arsenu
Vedle stabilního As2S3 (auripigment)
existují i další sulfidy As, ve kterých je
nestandardní poměr As : S. Je to dáno
schopností tvořit složité molekulární
struktury s vazbami S – S a As – As,
například
realgar As4S4