Penteelid, VA Lämmastik (nitrogen, typpi), fosfor, arseen, antimon, vismut N P As Sb Bi Z 7 15 33 51 83 A r 14.00674 30.97376 74.9216 121.76(1) 208.9804 El. neg. 3.0 2.1 2.0 1.9 1.9 T s, C 210.1 44.2 817 630.6 271 T k, C 195.8 277 614 subl. 1587 1560 T kr, C 146.9 721 1427 ρ 0, g/cm 3 0.00125 (N 2, g) Elektronkonfiguratsioon 1.82 (valge) 2.2-2.4 (punane) 1.97 (kollane) 5.73 (hall) N [He]2s 2 2p 3 Sb [Kr]5s 2 4d 10 5p 3 6.69 9.79 P [Ne]3s 2 3p 3 Bi [Xe]6s 2 4f 14 5d 10 6p 3 As [Ar]4s 2 3d 10 4p 3 Leidumine, omadused Lämmstik lihtainena õhus (78.1 mahu%), valkude koostises, looduses põhimineraalideks NaNO 3 ja KNO 3 (tšiili ja india salpeeter). Seotakse õhust teatud bakterite poolt (näit. mügarbakterid ristikheina juurtes) Värvuseta, lõhnata, vees vähelahustuv gaas; keemiliselt inertne. Taimede oluline toiteelement. Isotoobid looduses 14 N (99.63%) ja 15 N. Fosfor üsna levinud element, leidub ainult ühenditena fluorapatiit Ca 5 (PO 4 ) 3 F ning fosforiit Ca 3 (PO 4 ) 2. Oluline roll elusorganismides hüdroksüülapatiit Ca 5 (PO 4 ) 3 OH on luustiku põhikomponent, närvi- ja ajurakkudes, ainevahetusprotsessid. Taimede oluline toiteelement. Looduses vaid üks isotoop 31 P. Fosfori tähtsamad allotroopsed erimid on valge, punane ja must fosfor. Valge fosfor P 4 tahke, pehme, kollakas aine, tetraeedrilise molekulvõrega, st 44.1 C. Pimedas helenduv (aeglane oksüdatsioon), võib süttida. Seetõttu säilitatakse vees. Väga mürgine ja sööbiva toimega. Punane fosfor kõrgpolümeerne aine, keemiliselt vähemaktiivne, pole mürgine, st 585-610 C. Sublimeerub temperatuuril 417 C. Must fosfor grafiiditaolise struktuuriga, pooljuhi omadustega. KKY3153 Anorgaaniline keemia
~300 C 220 C valge punane must fosfor inertne kk. fosfor 10 9 Pa fosfor As, Sb, Bi looduses vähelevinud, leiduvad sulfiidsete või oksiidsete maakidena. As on puhtal kujul vahataoline kollase värvusega või hallikas metalse läikega poolmetall. Sb on rabe, sädelev, hõbehalli värvusega poolmetall. As, Sb ja nende ühendid on mürgised. Bi on kergsulav (st 271.3 C) habras, hõbevalge metall. Suure elektritakistuse ja väikese soojusjuhtivusega. Sulamisel maht kahaneb. Saamine N 2 saadakse veeldatud õhu fraktsioneerival destillatsioonil, laboris NH 4 NO 2 või NaN 3 lagundamisel kontrollitud tingimustel 2NaN 3 300 C 2Na + 3N 2 NH 4 NO 2 N 2 + 2H 2 O Fosforit saadakse apatiidi termilisel töötlemisel koksi ja liivaga elektriahjus 1500 C juures (väga energiamahukas protsess): 2Ca 3 (PO 4 ) 2 + 6SiO 2 + 10C (1500 C) 6CaSiO 3 + 10CO + P 4 As, Sb ja Bi saadakse sulfiidsete maakide särdamisel ja tekkivate oksiidide taandamisel koksiga 2Sb 2 O 3 +3C 4Sb + 3CO 2 Lämmastiku ja fosfori elektronkonfiguratsioon, kolmikside N 2 molekulis: A.Trikkel, 2001
Kasutamine Lämmastik NH 3 tootmine (väetised, HNO 3, lõhkeained) inertgaasina vedel N 2 jahutusagent, toiduainete külmutamine ja transport, kosmeetika Fosfor H 3 PO 4 saamine (fosforväetised, pesemisvahendid, toiduainetetööstuses) punane fosfor tikukarbi süütepinna koostises fosfororgaanilised ühendid mürkkemikaalid põllumajanduses Arseen sulamite koostises (pronksid) laser- ja pooljuhttehnikas meditsiinis Antimon Pb sulamites (tõstab kõvadust - trükitina), laagrimetall babiit (Sn, Cu Sb) pooljuhttehnikas, infrapuna-andurites kuumus- ja tulekindlate värvide, emailide, koostises klaasi ja portselanitööstuses Vismut kergsulavad sulamid (Woodi sulam Bi, Pb, Sn, Cd st 68 C) meditsiinis Lämmastiku peamised oksüdatsiooniastmed ühendites -III 0 (I) II III IV V sageli paralleelselt NH 3 (g) NH 4 + soolad NH 4 Cl N 2 (g) N 2 O(g) ehk V III N N O NO(g) HNO 2 nitritid, NO 2 KNO 2 NO 2 (g) HNO 3 nitraadid, NO 3 KNO 3 redutseerijad nitritid enamasti redutseerijad üsna tugevad oksüdeerijad, eriti konts. HNO 3 Mõnedes ühendites esineb ka oa II ja I N -II 2H 4 diasaan (triv. hüdrasiin) N -I H 2 OH hüdroksüülamiin N 2 H + 5 - diasaaniumsoolad [NH 3 OH] + - hüdroksüülammooniumsoolad KKY3153 Anorgaaniline keemia
Ammoniaagi derivaatidena (vesiniku asendus metallidega) võib käsitleda järgmisi ühendeid: NaN -III H 2 - amiidid Na 2 N -III H - imiidid kõigis lämmastiku oa III Na 3 N -III - nitriidid Fosfori peamised oksüdatsiooniastmed III 0 III V fosfiidid Mg 3 P 2 fosfaan PH 3 PH 4 + soolad fosfoonium-soolad redutseerijad P 4 valge, P punane ja must fosfor P 2 O 3 H 3 PO 3 fosforishape PO 3 3 fosfitid redutseerijad P 4 O 10 H 3 PO 4 fosforhape PO 4 3 fosfaadid (HPO 3 ) n metafosforhapped n-metafosfaadid H n+2 P n O 3n+1 polüfosforhapped polüfosfaadid Lihtainete omadused N 2 molekul on kõrge dissotsiatsioonienergiaga (940 kj/mol), aatomite vahel on kolmikside. Seetõttu on lämmastik inertne aine, mis ei reageeri tavatingimustel vee, hapniku, halogeenide, hapete ega alustega. Ühendeid saadakse eritingimustel elektrilahendused, kõrge rõhk, katalüüs, kus N N sidemed katkevad (NH 3 süntees kõrgrõhul) N 2 + 3H 2 2NH 3 (100-1000 atm, 400-500 C, Fe kat.) P 4 molekulis on P-P sideenergia ~200 kj/mol, side katkeb kergesti ja valge fosfor on keemiliselt aktiivne. Õhus süttib: P 4 (s) + 5O 2 (g) P 4 O 10 (s) Fosfor reageerib toatemperatuuril energiliselt ka halogeenidega ja soojendamisel väävliga P 4 (s) + 6Br 2 (g) 4PBr 3 (l) P 4 (s) + 6I 2 (g) 4PI 3 (g) Metallidega kuumutamisel moodustab fosfor fosfiide 6Zn + P 4 2 Zn 3 P 2 A.Trikkel, 2001
Alustega ja mitteoksüdeerivate hapetega fosfor ei reageeri. As, Sb ja Bi reageerivad hapnikuga, halogeenidega, väävliga; Sb ja Bi reageerivad hõõguvpunaselt ka aeglaselt veeauruga 4As(s) + 5O 2 (g) As 4 O 10 (s) 2Sb(s) + 3Cl 2 (g) 2SbCl 3 (s) 2Sb(s) + 3H 2 O(g) Sb 2 O 3 (s) + 3H 2 (g) Vastavalt metalliliste omaduste kasvule, reageerivad As Sb ja Bi lämmastikhappega erinevalt: 3As + 5HNO 3(konts.) + 2H 2 O 3H 3 AsO 4 + 5NO 3Sb + 5HNO 3(konts.) 3HSbO 3 + 5NO + H 2 O (xsb 2 O 5 yh 2 O) Bi + 4HNO 3(lahjend.) Bi(NO 3 ) 3 + NO + 2H 2 O Lämmastik ( III) ühendid Na 3 N Mg 3 N 2 AlN Si 3 N 4 P 3 N 5 S 4 N 4 Cl 3 N aluselised happelised Aluselised nitriidid on keemiliselt aktiivsed, tahked kristalsed ained Na 3 N + 3H 2 O 3NaOH + NH 3 Halogeenide nitriidid on ebapüsivad ühendid, lagunevad sageli plahvatusega. Veega annavad happeid Cl 3 N + 3H 2 O 3HClO + NH 3 d-elementide nitriidid Me x N y on väga kõvad, keemiliselt ja termiliselt väga püsivad, ei lahustu vee, hapete ega aluste toimel. NH 3 ehk H 3 N ammoniaak. Terava, lämmatava lõhnaga gaas (st -77.8 C, kt -33.4 C), lahustub hästi vees. NH 3 molekul on tugevalt polaarne ja ta on elektronpaari doonor. Vedel NH 3 on hea ioniseeriv lahusti, vesilahuses on ta nõrk alus NH 3 H 2 O (triv. nuuskpiiritus) NH 3 H 2 O NH 4 + + OH Paljude d-metallide katioonidega tekivad ammoniaagilahuses ammiinkompleksid AgCl + 2NH 3 H 2 O [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O (sade lahustub) CuSO 4 + 4NH 3 H 2 O [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 + 4H 2 O (sinine värvus) Ammoniaagil on redutseerivad omadused, ta oksüdeerub vaba lämmastikuni: KKY3153 Anorgaaniline keemia
4NH 3 + 3O 2 2N 2 + 6H 2 O 8NH 3 + 3Cl 2 N 2 + 6NH 4 Cl NH 4 + ioonid tekivad hõlpsalt ammoniaagi reaktsioonides hapetega. NH 4 + soolad on vees hästilahustuvad, tugevad elektrolüüdid. NH 3 + HCl NH 4 Cl NH 4 Cl ammooniumkloriid (triv. salmiaak) metallipindade puhastamine tinatamisel, elektrolüüt kuivelemendis NH 4 NO 3 väetis, lõhkesegude komponent (ammonaal, segu Al pulbriga) (NH 4 ) 2 HPO 4 väetis; NH 4 HCO 3 kergitusaine (CO 2, NH 3, H 2 O ) Lämmastik (III) ühendid NF 3 N 2 O 3 HNO 2 lämmastikushape NO 2 soolad - nitritid N(III) binaarsed ühendid on happeliste omadustega, suhteliselt ebapüsivad. HNO 2 on saadud vaid vesilahustes, nõrk hape (K h = 4.5 10 4 ). Tema soolad nitritid on püsivamad ja sõltuvalt tingimustest võivad olla nii oksüdeerijad kui redutseerijad. 5NO 2 + 2MnO 4 + 6H + red-ja 5NO 3 + 2Mn 2+ + 3H 2 O 2I + 2NO 2 + 4H + I 2 + 2NO + 2H 2 O o-ja Lämmastik (V) ühendid Tuleks vaadata kui N + iooni neljakovalentseid ühendeid (vt. elektronstruktuur), kus üks s-elektron on läinud teise elemendi (näit. HNO 3 puhul hapniku) aatomistruktuuri. Keemilise sideme teke HNO 3 molekulis: A.Trikkel, 2001
N 2 O 5 HNO 3 lämmastikhape NO 3 soolad - nitraadid N 2 O 5 valge kristalliline aine, laguneb kuumutamisel plahvatusega HNO 3 lämmastikhape. Värvuseta vedelik, tihedus 1.5 g/cm 3, tugev oksüdeerija, vesilahuses tugev hape, seismisel laguneb aeglaselt (eralduva NO 2 tõttu kollaka varjundiga) 4HNO 3 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O Toodetakse ammoniaagist O 2, Pt O 2 H 2 O NH 3 NO NO 2 HNO 3 Oksüdeerib mittemetallid vastavateks hapeteks, metallid kõrgeima oa-ga nitraatideks. Konts. happe puhul redutseerub ise sageli NO 2 -KS, lahja happe puhul tekivad NO, N 2 või isegi NH 4 NO 3. HNO 3 reaktsioonid (NB! HNO 3 reaktsioonides ei eraldu kunagi H 2 ): konts. hape lahja hape aktiivne metall: N 2 O(g) NH 4 NO 3 väheaktiivne metall: NO 2 (g) NO mittemetall ja S 2-, I -, Cl - NO, NO 2 (g) NO konts. happega ei reageeri: passiveeruvad: Au, Pt Al, Fe, Cr Cu + 4HNO 3(konts.) Cu(NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O 3Cu + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) 2 + 2NO + 4H 2 O 3CuS + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) 2 + 3S + 2NO + 4H 2 O Konts. HNO 3 ja HCl segu vahekorras 1:3 nimet. kuningveeks. HNO 3 + 3HCl NOCl + 2Cl + 2H 2 O väga tugevad o-jad Kuningvesi reageerib isegi kulla ja plaatinaga vastavate klorokomplekside tekke tõttu: Au + 3Cl AuCl 3 AuCl 3 + Cl [AuCl 4 ] Lämmastikhappe soolad nitraadid on vees hästi lahustuvad, kõrgemal temperatuuril ja ka vesilahustes oksüdeerijad. Kasut. lõhkeinete tootmises. KNO 3 segu väävli ja söega nimet. mustaks püssirohuks: 2KNO 3 (s) + 3C(s) + S(s) N 2 (g) + 3CO 2 (g) + K 2 S(s) Nitraadid on olulised lämmastikväetised (tähtsaimad KNO 3 ja NH 4 NO 3 ). KKY3153 Anorgaaniline keemia
Orgaanilisi ühendeid, mille koostisse kuulub rühm -NO 2 nimet. nitroühenditeks. C 6 H 5 NO 2 nitrobenseen, C 3 H 5 -(ONO 2 ) 3 trinitroglütseriin (dünamiidi komponent). Nitroühendid on plahvatusohtlikud. Muud lämmastikuühendid Diasaan e. hüdrasiin NH 2 -NH 2 on ammoniaagi derivaat, milles üks H aatom on asendatud aminorühmaga. (-NH 2 ). Diasaan on peroksiiditaoline ühend N-N sidemega nn. "pernitriid" Terava lõhnaga, värvitu väga mürgine vedelik. Kasut. org. sünteesides. Vesilahused leeliselise reaktsiooniga. N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH Hüdroksüülamiin NH 2 OH on valge kristalne aine. Lahustub hästi vees, vesilahuses nõrk alus, moodustab hüdroksüülammooniumisoolasid: NH 2 OH + H 2 O [NH 3 OH] + + OH [NH 3 OH]Cl - hüdroksüülammooniumkloriid N 2 O (N V N III O) värvuseta, nõrga lõhnaga gaas, veega ei reageeri, kuumutamisel laguneb lihtaineteks. Tekib ammooniumnitraadi kuumutamisel NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O Tuntud naerugaasina avaldab sissehingamisel narkootilist toimet, kasutatakse üldnarkoosiks Trinitriidid (asiidid, N 3.ehk N V N 2 ) on plahvatusohtlikud ühendid, sageli plahvatavad löögist. Pb(N 3 ) 2 pliiasiid, kasut. detonaatorites. Ioonilised asiidid on püsivamad. NO lämmastik(ii)oksiid. Värvuseta mürgine gaas, veega ei reageeri, oksüdeerub kergesti NO 2 -ks. Looduses tekib atmosfääris äikese ajal. Vaheprodukt HNO 3 sünteesil, eraldub paljudes HNO 3 reaktsioonides. NO 2 - lämmastik(iv)oksiid. Pruun mürgine gaas, tugev oksüdeerija moodustab tasakaalse süsteemi 2NO 2 N 2 O 4 Veega reageerimisel tekib kaks hapet, lämmastikushape aga laguneb kiiresti HNO 3 ja NO tekkega (HNO 3 tootmise viimane staadium): 2NO 2 + H 2 O HNO 3 + HNO 2 3HNO 2 HNO 3 + 2NO + H 2 O NO 2 on keemiliselt aktiivne, temas põlevad intensiivselt C, S ja P. A.Trikkel, 2001