15. grupa hemijskih elemenata

Sa Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigacija, traži

Elementi 15. grupe periodnog sistema elemenata su:

Elementi ove grupe, kao i elementi 14. grupe, imaju dosta različite osobine; od nemetala dušika i fosfora, preko polumetala (arsen i antimon) do metala (bizmut). Zanimljivo je da su tri posljednja tri elementa ove grupe (arsen, antimon i bizmut) bili poznati mnogo prije dušika i fosfora, koji su izolovani u 18. i 17. vijeku, respektivno. Međutim, ta otkrića, koja su načinili alhemisti iz 15. vijeka, su zaboravljena.[1]

Elementi[uredi | uredi izvor]

Dušik i fosfor su tipični nemetali i daju okside kiselog karaktera. Arsen i antimon su polumetali i njihovi oksidi su amfoternog karaktera, dok je bizmut tipični metal i daje samo bazične okside. Konfiguracija posljednjeg energetskog nivoa elemenata ove grupe je ns2np3. Porastom atomskog broja pravilno raste atomski radijus, opada elektronegativnost i ionizacijski potencijal (opada nemetalni karakter).

Dušik[uredi | uredi izvor]

Glavna stranica: Dušik

Dušik (nitrogen) je sastavni dio Zemljine atmosfere. Sačinjava je oko 78,1% (volumenski) te je najrasprostranjeniji element na Zemlji. Uspješno je izoliran iz zraka tek 1772. godine od strane grupe naučnika Rutherforda, Cavendisha i Scheelea, koji su neovisno izdvojili komponente zraka (kisik, dušik i ugljen dioksid).

Dušik se u prirodi nalazi kao dvoatomski gas, što znači da su dva atoma dušika spojena međusobno trostrukom vezom, koja je neuobičajeno snažna. Ova stabilnost molekule je u mnogome doprinijela da je dušik dosta nereaktivan (inertan) gas. Do nedavno (1999) se smatralo da se dušik može samostalno (bez drugih elemenata) pojaviti samo u formi N2 ili kao ion N3-. Međutim, otkriven je dušik kao petovalentni ion N5+ u vidu N5+[AsF6]-.[2] Tečni dušik (na temperaturi od -196,15 oC) se često upotrebljava kao praktično rashladno sredstvo koje je pogodno za proučavanje reakcija superprovodljivosti, rashlađivanje destilacionih frakcija i u mnoge druge svrhe.

Fosfor[uredi | uredi izvor]

Glavna stranica: Fosfor

Fosfor je prvi izolirao H. Brandt 1669. godine iz urina. Dao mu je ime fosfor (grč. phos - svjetlost i phoros - davati), pošto je svijetlio u mraku u prisustvu kisika. Fosfor ima mnogo alotropskih modifikacija. Najčešći je bijeli fosfor, koji se javlja u dvije modifikacije: α-P4 (kubični) i β-P4 (heksagonalni). Kondenzacijom tečnog i gasovitog fosfora (oba sadrže tetraedarsku P4 molekulu) daje α-formu, koja se polahko pretvara u β-formu na temperaturama iznad -76,9 oC. Tokom spore oksidacije na zraku, α-P4 emitira žuto-zelenu svjetlost, fosforescenciju koja je poznata još i antičkih vremena. Bijeli fosfor koji se nekad upotrebljavao u proizvodnji šibica je veoma otrovan te je zamjenjen drugim materijalima, naročito crvenim fosforom i P4S3. Bijeli fosfor se zbog velike reaktivnosti mora držati pod vodom. Zagrijavanje bijelog fosfora bez prisustva kisika daje amorfni crveni fosfor koji postoji u niz alotropskih modifikacija. Postoji i tzv. crni fosfor koji se dobija iz bijelog fosfora zagrijavanjem na veoma visokoj temperaturi.

Ostali elementi[uredi | uredi izvor]

Glavna stranica: Arsen
Glavna stranica: Antimon
Glavna stranica: Bizmut

Arsen, antimon i bizmut također egzistiraju u raznim alotropskim varijantama. Najstabilniji alotrop arsena je sivi (alfa) arsen, koji je sličan romboedarskom fosforu. U formi gasa, arsen postoji i u tetragonskoj varijanti kao As4. Antimon i bizmut također imaju slične alfa forme. Sva tri elementa imaju djelimično metalne osobine, međutim veoma su slabi provodnici. Arsen, kao najbolji provodnik u ovoj grupi ima gotovo 20 puta veći električni otpor od bakra. Bizmut je najteži element u prirodi koji ima stabilno jezgro, koje nije radioaktivno.

Element Energija ionizacije (kJ/mol) Afinitet prema elektronu (kJ/mol) Tačka topljenja oC Tačka ključanja oC Elektronegativnost
N 1402 -7 -210 -195,8 3,066
P 1012 72 44a 280,5 2,053
As 947 78 b b 2,211
Sb 834 103 631 1587 1,984
Bi 703 91 271 1564 2,01c

a alfa-P4
b sublimira na 615 oC
c približna vrijednost

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Gary L. Miessler, Donald A. Tarr: Inorganic chemistry, 3. izdanje, Pearson Prentice Hall, Northfield, Minnesota, str.272-274
  2. ^ K.O. Christe, W.W. Wilson, J.A. Sheehy i J.A. Boartz: Angew. Chem., Int. Ed., 1999, 38, 2004.


Commons logo
U Wikimedijinom spremniku se nalazi još materijala vezanih uz: