Пређи на садржај

15. група хемијских елемената

С Википедије, слободне енциклопедије
Пниктогени
Водоник Хелијум
Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон
Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон
Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон
Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон
Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон
Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон
угљенична група ←    → халкогени
Број групе по IUPAC 15
Име елемента азотна група
Тривијално име пниктогени, пентели
CAS број групе
(САД, патерн А-Б-А)
 VA
стари IUPAC број
(Европа, патерн А-Б)
 VB
↓ Периода
2
Слика: Liquid nitrogen being poured
Азот (N)
7 Других неметала
3
Слика: Some allotropes of phosphorus
Фосфор (P)
15 Других неметала
4
Слика: Arsenic in metallic form
Арсен (As)
33 Металоид
5
Слика: Antimony crystals
Антимон (Sb)
51 Металоид
6
Слика: Bismuth crystals stripped of the oxide layer
Бизмут (Bi)
83 Других метала
7 Московијум (Mc)
115 други метал

Легенда

исконски елемент
синтетички елемент
Боја атомског броја :
црвено=гас, црно=чврсто
Група 15
Периода
2 7
N
3 15
P
4 33
As
5 51
Sb
6 83
Bi
7 115
Uup

15. група хемијских елемената или пниктогени[1] је једна од 18 група у периодном систему елемената.[2] Ова група је такође позната и као породица азота. Састоји се од елемената азот (N), фосфор (P), арсен (As), антимон (Sb), бизмут (Bi) и можда хемијски некарактерисани синтетички елемент московијум (Mc). У овој групи се налазе два неметала два металоида и два слабa метала. Сви елементи ове групе се јављају у природи сем унунпентијума који је вештачки добијен. У овој групи сви елементи су у чврстом агрегатном стању. Атомске масе ових елемената крећу се између 14,01 и 288. Ова група носи називе: азотова група хемијских елемената и VА група хемијских елемената.

У савременој IUPAC нотацији назива се Група 15. У CAS и старом IUPAC систему то је називано Група VA, односно Група VB (изговара се „група пет А“ и „група пет Б“, „V“ за римски број 5).[3] У области физике полупроводника, она се и даље обично назива Група V.[4] „Петица“ („V“) у историјским именима потиче од „пентаваленције“ азота, која се огледа у стехиометрији једињења као што је N2O5. Такође су се звана пентели.

Својства

[уреди | уреди извор]

Хемијска својства

[уреди | уреди извор]

Попут осталих група, и чланови ове групе показују сличности у својствима, попут броја валентних електрона, што значи да се слично понашају.

Z Елемент Електрона по љусци
7 азот 2, 5
15 фосфор 2, 8, 5
33 арсеник 2, 8, 18, 5
51 антимон 2, 8, 18, 18, 5
83 бизмут 2, 8, 18, 32, 18, 5
115 московијум 2, 8, 18, 32, 32, 18, 5
(предвиђено)

Сви елементи имају 5 електрона у валентним љускама: 2 електрона у s подљусци и 3 неспарена електрона у p подљусци. Потребна су им 3 електрона како би достигли правило октета у валентној љусци, те су стога претежно тровалентни. најважнији елементи ове групе су азот (N), који је, као двоатомни молекул, главни састојак ваздуха, и fosfor (P), koji, uz азот, ima ključnu ulogu za sav život na planetu.

Једињења

[уреди | уреди извор]

Једињења елемената азотове групе понекад имају егзотична својства (дијамагнетизам или чак парамагнетизам на собној температури, прозирност, и стварање електричне струје при загрејавању. Једињења облика REaMbPnc; где је RE ретки земни метал (сви лантаноиди, скандијум и итријум); M је елемент угљеникове или борове групе; а Pn је елемент азотне групе осим азота; имају необична везна својства између јонских и ковалентних.[5]

Елементи азотне групе изузетно су стабилни у једињењима, јер због своје електронске конфигурације, стварају двоструке и троструке ковалентне везе. Управо ово својство заслужно је за њихову потенцијалну токсичност, најочитију у једињењима фосфора, арсена или антимона. Кад њихова једињења реагују с разним једињењима унутар људског тела, стварају се слободни радикали које јетра не може лако да разгради, па се тамо накупљају.

Прва три елемента азотне групе: азот, фосфор, и арсен имају оксидацијски број −3. Антимон и бизмут могу имати оксидацијски број +3 (чиме губе електроне p-подљуске) или +5 (чиме губе електроне p- и s-подљуске).[6]

Елементи азотне групе могу реаговати с водоником, при чему стварају хидриде (попут азотних хидрида одн. амонијака).

Оксидациона стања

[уреди | уреди извор]

Лаки пниктогени (азот, фосфор и арсен) имају тенденцију да формирају -3 наелектрисања када се редукују, довршавајући свој октет. Када су оксидовани или јонизовани, пниктогени обично попримају оксидационо стање од +3 (губећи сва три електрона p-љуске у валентној љусци) или +5 (губивши сва три p-љуске и оба електрона s-љуске у валентној љусци). Међутим, тежи пниктогени имају већу вероватноћу да формирају оксидационо стање +3 него лакши због тога што електрони s-љуске постају све више стабилизовани.[6]

−3 оксидационо стање
[уреди | уреди извор]

Пниктогени могу да реагују са водоником да би формирали пниктоген хидриде као што је амонијак. Идући низ групу, до фосфана (фосфина), арсана (арсина), стибана (стибина) и коначно бизмутана (бизмутина), сваки пниктоген хидрид постаје прогресивно мање стабилан (нестабилнији), токсичнији и има мањи водоник-водоник угао (од 107,8° у амонијаку[7] до 90,48° у бизмутану).[8] (Такође, технички, само амонијак и фосфан имају пниктоген у -3 оксидационом стању, јер је за остатак, пниктоген мање електронегативан од водоника.)

Кристалне чврсте материје које садрже у потпуности редуковане пниктогене укључују итријум нитрид, калцијум фосфид, натријум арсенид, индијум антимонид, па чак и двоструке соли као што је алуминијум галијум индијум фосфид. Ово укључује III-V полупроводнике, укључујући галијум-арсенид, други најраспрострањенији полупроводник после силицијума.

+3 оксидационо стање
[уреди | уреди извор]

Азот формира ограничен број стабилних III једињења. Азот(III) оксид се може изоловати само на ниским температурама, а азотаста киселина је нестабилна. Азот трифлуорид је једини стабилан азот трихалид, при чему су азот трихлорид, азот трибромид и азот тријодид експлозивни - азот тријодид је толико осетљив на удар да га додир пера детонира (последња три заправо садрже азот у -3 оксидационом стању). Фосфор формира +III оксид који је стабилан на собној температури, фосфорну киселину и неколико трихалида, иако је тријодид нестабилан. Арсен формира +III једињења са кисеоником као арсенити, арсенитна киселина и арсеник(III) оксид, и формира сва четири трихалида. Антимон формира антимон(III) оксид и антимонит, али не и оксикиселине. Његови трихалиди, антимон трифлуорид, антимон трихлорид, антимон трибромид и антимон тријодид, као и сви пниктоген трихалиди, имају тригоналну пирамидалну молекуларну геометрију.

Оксидационо стање +3 је најчешће оксидационо стање бизмута јер је његова способност да формира оксидационо стање +5 ометана релативистичким својствима на тежим елементима, ефекти који су још израженији код московијума. Бизмут(III) формира оксид, оксихлорид, оксинитрат и сулфид. Предвиђа се да се московијум(III) понаша слично као бизмут(III). Такође се предвиђа се да московијум формира сва четири трихалида, од којих су сви осим трифлуорида растворљиви у води. Такође је предвиђено да формира оксихлорид и оксибромид у +III оксидационом стању.

+5 оксидационо стање
[уреди | уреди извор]

За азот, +5 стање обично служи само као формално објашњење молекула као што је N2O5, пошто висока електронегативност азота узрокује да се електрони деле скоро равномерно. Пниктогена једињења са координационим бројем 5 су хипервалентна. Азот(V) флуорид је само теоретски концепт и није синтетисан. „Право“ +5 стање је чешће за суштински нерелативистичке типичне пниктогене фосфора, арсена и антимона, као што је приказано у њиховим оксидима, фосфор(V) оксид, арсеник(V) оксид и антимон(V) оксид, и њихови флуориди, фосфор(V) флуорид, арсен(V) флуорид, антимон(V) флуорид. Они такође формирају сродне флуорид-анјоне, хексафлуорофосфат, хексафлуороарсенат, хексафлуорантимонат, који функционишу као некоординациони анјони. Фосфор чак формира мешовите оксид-халиде, познате као оксихалиди, као што је фосфор оксихлорид, и мешане пентахалиде, као што је фосфор трифлуородихлорид. Пентаметилпниктоген(V) једињења постоје за арсен, антимон и бизмут. Међутим, за бизмут, +5 оксидационо стање то постаје ретко због релативистичке стабилизације 6s орбитала познате као ефекат инертног пара, тако да се 6s електрони нерадо хемијски везују. Ово узрокује да бизмут(V) оксид буде нестабилан[9] и бизмут(V) флуорид да буде реактивнији од осталих пниктоген пентафлуорида, што га чини изузетно моћним средством за флуорисање.[10] Овај ефекат је још израженији за московијум, спречавајући га да постигне +5 оксидационо стање.

Друга оксидациона стања
[уреди | уреди извор]
  • Азот формира различита једињења са кисеоником у којима азот може попримити различита оксидациона стања, укључујући +II, +IV, па чак и нека једињења мешане валентности и веома нестабилно +VI оксидационо стање.
  • У хидразину, дифосфану и органским дериватима њих двоје, атоми азота или фосфора имају -2 оксидационо стање. Слично, диимид, који има два атома азота двоструко везана један за други, и његови органски деривати имају азот у оксидационом стању од -1.
    • Слично, реалгар има везе арсен-арсен, тако да је оксидационо стање арсена +II.
    • Кореспондирајуће једињење за антимон је Sb2(C6H5)4, где је оксидационо стање антимона +II.
  • Фосфор има +1 оксидационо стање у хипофосфорастој киселини и +4 оксидационо стање у хипофосфорној киселини.
  • Антимон тетроксид је једињење мешовите валенције, где је половина атома антимона у +3 оксидационом стању, а друга половина у +5 оксидационом стању.
  • Очекује се да ће московијум имати ефекат инертног пара и за 7s и за 7p1/2 електроне, пошто је енергија везивања усамљеног 7p3/2 електрона приметно нижа од оне код 7p1/2 електрона. Предвиђа се да ће ово довести до тога да +I буде уобичајено оксидационо стање за московијум, иако се такође јавља у мањој мери за бизмут и азот.[11]

Физичка својства

[уреди | уреди извор]

Азотна група састоји се од два неметала (један гасовити, други чврст), два полуметала, и једног метала. Сви су елементи чврстог агрегатног стања при собној температури осим гасовитог азота. Азот и бизмут, иако су у истој групи, имају изражено различита физичка својства. На собној температури, на пример, азот је прозиран неметални плин, док је бизмут сребрна чврста материја изражених металних својстава.[12]

Густине елемената повећавају се повећањем периоде[12], према табели[13]:

Елемент Густина при СТП Топљење/°C Врење/°C Кристална структура
Азот 0,001251 g/cm3 -210 -196 шестоугаона
Фосфор 1,82 g/cm3 44 280 кубна
Арсен 5,72 g/cm3 603 (сублимира) Ромбоидни паралелопипед
Антимон 6,68 g/cm3 631 1587
Бизмут 9.79 g/cm3 271 1564

Нуклеарна својства

[уреди | уреди извор]

Сви пниктогени до антимона имају најмање један стабилан изотоп; бизмут нема стабилне изотопе, али има примордијални радиоизотоп са временом полураспада много дужим од старости универзума (209Bi); и сви познати изотопи московијума су синтетички и високо радиоактивни. Поред ових изотопа, у природи се јављају трагови 13N, 32P, и 33P, заједно са различитим изотопима бизмута (осим 209Bi) у ланцима распада торијума и уранијума.

Добијање

[уреди | уреди извор]

Азот

[уреди | уреди извор]

Азот[14] се добија фракцијском дестилацијом ваздуха.[14]

Фосфор

[уреди | уреди извор]

Фосфор се добија редукцијом фосфата уз присуство угљеника у електролучној пећи.[15]

Арсен

[уреди | уреди извор]

Арсен се добија загревањем минерала арсенопирита уз присуство кисеоника. Ово ствара As4O6, из којег се угљеничном редукцијом добија арсен. Метални арсен је могуће добити и загрејавањем арсенопирита на 650 до 700 °C без кисеоника.[16]

Антимон

[уреди | уреди извор]

Код сулфидних руда, начин на који се производи антимон зависи од количине антимона у сировој руди. Ако руда садржи 25% до 45% антимона по маси, тада се сирови антимон производи топљењем руде у високој пећи. Ако руда садржи 45% до 60% тежински антимона, антимон се добија загревањем руде, што је такође познато као ликвидација. Руде са више од 60 % мас. антимона хемијски се премештају гвозденим струготинама из растопљене руде, што резултира нечистим металом.

Ако оксидна руда антимона садржи мање од 30 % мас. aнтимона, руда се редукује у високој пећи. Ако руда садржи приближно 50 % мас. aнтимона, руда се уместо тога редукује у ревербераторној пећи.

Руде антимона са мешаним сулфидима и оксидима се топе у високој пећи.[17]

Бизмут

[уреди | уреди извор]

Минерали бизмута се јављају у природи, посебно у облику сулфида и оксида, али је економичније произвести бизмут као нуспродукт топљења руда олова или, као у Кини, руда волфрама и цинка.[18]

Московијум

[уреди | уреди извор]

Може се произвести неколико атома московијума појединачном применом акцелератора честица испаљивањем снопа јона калцијума-48 на америциум док се језгра не стопе.[19]

Примена

[уреди | уреди извор]
  • Течни азот користи се као криогена течност.[12]
  • Азот, главни састојак амонијака, кључан је за живот биљака.[12]
  • Фосфор се користи за израду шибица и експлозива.[12]
  • Фосфатна ђубрива су кључан део узгоја биљака.[12]
  • Арсен се у прошлости користио за израду зелене боје, али открићем његове токсичности, престао се користити за израду боје.[12]
  • Арсен се у органским једињењима понекад користи у храни за кокошке.[12]
  • Легуре антимона и олова користе се у изради неких метака.[12]
  • Prosečni čovek (70 kg) у телу садржи 1,8 kg азота, 480 грама фосфора, 7 mg арсена, 2 mg антимона и мање од 500 микрограма бизмута.[20]

Отровност

[уреди | уреди извор]

Азот није отрован, али удисање чистог азота узрокује гушење.[21] Мехурићи азота у крви узрокују декомпресијску болест. Многа једињења азота, попут азотног цијанида или разних експлозива веома су опасна.[20]

Бели фосфор, алотропска модификација фосфора, веома је отрован, смртна доза је 1 милиграм по килограму телесне тежине.[12] Бели је фосфор веома запаљив. Нека органска једињења фосфора могу блокирати одређене ензиме људског тела, што може довести до смрти.[20]

Елементарни арсен је отрован, као и многа његова неорганска једињења; међутим, нека органска једињења арсена могу убрзати раст кокошака.[12] Смртна доза арсена за одраслог човека је 200 милиграма.[20]

Антимон је благо токсичан.[21] У већим дозама, антимон узрокује повраћање,[12] након чега се жртва привидно опорави, али умре након пар дана. Антимон се веже на ензиме, и тешко га је уклонити из тела. Стибин, SbH3 је знатно токсичнији од чистог антимона.[20]

Бизмут није токсичан, али превелика конзумација може оштетити јетру.[20] Конзумација топљивих бизмутових соли може зацрнити зубно месо.[12]

Референце

[уреди | уреди извор]
  1. ^ Međunarodna unija za čistu i primenjenu hemiju (2005). Nomenclature of Inorganic Chemistry (IUPAC Recommendations 2005). Cambridge (UK): Royal Society of Chemistry – International Union of Pure and Applied Chemistry. ISBN 0-85404-438-8. p. 51. Electronic version.
  2. ^ Connelly, NG; Damhus, T, ур. (2005). „section IR-3.5: Elements in the periodic table” (PDF). Nomenclature of Inorganic Chemistry: IUPAC Recommendations 2005. Cambridge, United Kingdom: RSC Publishing. стр. 51. ISBN 978-0-85404-438-2. Архивирано из оригинала (PDF) 19. 04. 2018. г. Приступљено 05. 06. 2021. 
  3. ^ Fluck, E (1988). „New notations in the periodic table” (PDF). Pure and Applied Chemistry. 60 (3): 431—6. S2CID 96704008. doi:10.1351/pac198860030431. 
  4. ^ Adachi, S., ур. (2005). Properties of Group-IV, III-V and II-VI Semiconductors. Wiley Series in Materials for Electronic & Optoelectronic Applications. 15. Hoboken, New Jersey: John Wiley & Sons. Bibcode:2005pgii.book.....A. ISBN 978-0470090329. 
  5. ^ "Pnicogen – Molecule of the Month". University of Bristol
  6. ^ а б Boudreaux, Kevin A. "Group 5A — The Pnictogens" Архивирано на сајту Wayback Machine (8. август 2016). Department of Chemistry, Angelo State University, Texas
  7. ^ Greenwood, N.N.; Earnshaw, A. (1997). Chemistry of the Elements (2nd изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. стр. 423. ISBN 0-7506-3365-4. 
  8. ^ Jerzembeck W, Bürger H, Constantin L, Margulès L, Demaison J, Breidung J, Thiel W (2002). „Bismuthine BiH3: Fact or Fiction? High-Resolution Infrared, Millimeter-Wave, and Ab Initio Studies”. Angew. Chem. Int. Ed. 41 (14): 2550—2552. PMID 12203530. doi:10.1002/1521-3773(20020715)41:14<2550::AID-ANIE2550>3.0.CO;2-B. 
  9. ^ Scott, Thomas; Eagleson, Mary (1994). Concise encyclopedia chemistryНеопходна слободна регистрација. Walter de Gruyter. стр. 136. ISBN 978-3-11-011451-5. 
  10. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. стр. 561—563. ISBN 0080379419. 
  11. ^ Keller, O. L. Jr.; C. W. Nestor, Jr. (1974). „Predicted properties of the superheavy elements. III. Element 115, Eka-bismuth” (PDF). Journal of Physical Chemistry. 78 (19): 1945. doi:10.1021/j100612a015. 
  12. ^ а б в г д ђ е ж з и ј к л Gray, Theodore (2010). The Elements. 
  13. ^ Jackson, Mark (2001), Periodic Table Advanced, ISBN 1572225424 
  14. ^ а б Sanderson, R. Thomas (1. 2. 2019). „Nitrogen: chemical element”. Encyclopædia Britannica. 
  15. ^ „Phosphorus: chemical element”. Encyclopædia Britannica. 11. 10. 2019. 
  16. ^ "arsenic (As) | chemical element". Encyclopædia Britannica.
  17. ^ Butterman, C.; Carlin, Jr., J.F. (2003). Mineral Commodity Profiles: Antimony. United States Geological Survey.
  18. ^ Bell, Terence. „Metal Profile: Bismuth”. About.com. Архивирано из оригинала 5. 7. 2012. г. 
  19. ^ Oganessian, Yu Ts; Utyonkov, V K (9. 3. 2015). „Superheavy Element Research”. Reports on Progress in Physics. 78 (3): 3. PMID 25746203. doi:10.1088/0034-4885/78/3/036301. 
  20. ^ а б в г д ђ Emsley, John (2011), Nature's Building Blocks, ISBN 978-0-19-960563-7 
  21. ^ а б Kean, Sam (2011), The Disappearing Spoon 
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=15._група_хемијских_елемената&oldid=27837198”