VA група (Пета главна подгрупа) – 15 група на ПС

VA група включва химичните елементи: азот (N), фосфор (P), арсен (As), антимон (Sb) и бисмут (Bi). Наименованието на азота произхожда от гръцки и означава „безжизнен“. Названието на фосфора също има гръцки произход и означава „носещ светлина“.

Името на арсеника се свързва както с персийското „зарник“ така и с гръцкото „арсеникос“ (ἀρσενικός). Антимонът е познат толкова отдавна, че има наименования на много древни езици. Названието антимон се датира някъде преди около 500 години. Бисмутът води наименованието си от немски (Wismut или Wiсsmuth) и означава бял метал.

Азот – VA група

При обикновени условия азотът е газ (N₂) без цвят и миризма, който съствалява 2/3 от атмосферата на нашата планета. Освен това е разпространен под формата на химични съединения (главно соли) в земната кора и във водоемите. Накрая, но не на последно място, азотните атоми са част от много органични молекули, като едни от най-важните са аминокиселините изграждащи живите организми на Земята и нуклеиновите киселини – носители на наследствената информация.

Химични свойства на азот

Химически азотът е типичен неметал, който образува киселинни оксиди и киселини. Той е отличен окислител, чиято електроотрицателност е трета по големина след флуора и кислорода. При обикновени условия реагира с алкални, а при по-високи температури и с алкалоземни метали, в резултат на което се получават нитриди:

6Li + N₂ → 2Li₃N – реакцията протича при леко нагряване и може да бъде видяна в Youtube. Степента на окисление на азота е -3.

3Mg + N₂ → Mg₃N₂ – запален магнезий не реагира в охладен азот, но продължава да гори в азотна атмосфера при стайна температура (може да бъде видяна в Youtube), до получаването на жълт магнезиев нитрид.

Берилиев нитрид се получава при температури над 1100ºС.

С водорода реакцията протича при повишени температура и налягане, в резултат на което се получава съединението амоняк. Тя може да се ускори многократно ако се внесе като катализатор желязо. Амонякът се използва в множество съвременни производства:

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Взаимодействието с кислород протича при висока температура около 2000ºС, при което се получава азотен оксид. Реакцията няма промишлено приложение:

N₂ + O₂ → 2NO

Веднъж попаднал в кислородна атмосфера, азотният оксид продължва да се окислява до азотен диоксид. Реакцията е интересна, защото се смесват два безцветни газа, а се получава жълто-кафяв азотен диоксид:

2NO + 2O₂ → 2NO₂  (може да бъде видяна в Youtube)

Трети вид оксид, който образува азотът е диазотният оксид. Той е известен под названието „райски газ“. В тези три оксида е видимо, че азотният атом проявява +2, +4 и +1 степени на окисление. Ако към този букет от оксиди добавим и диазотен триоксид (+3), диазотен тетраоксид (+4) и диазотен пентаоксид (+5), се вижда какво разнообразие от степени на окисление може да притежава този химичен елемент.

Азотът не взаимодейства директно с халогенните елементи, а съединенията му с тях се получават индиректно.

Оксокиселини на азота

Оксокиселините на азота, според нарастване на кислородното си съдържание са съответно хипоазотиста (H₂N₂O₂), азотиста (HNO₂) и азотна киселина (HNO₃). (За перазотна киселина нямаме достоверен източник на информация, заради което ще я прескочим засега). Хипоазотистата киселина не се получава директно от оксид, за разлика от другите две:

N₂O₃ + H₂O ↔ 2HNO₂

N₂O₅+ H₂O ↔ 2HNO₃

Получаване и употреба на азот

Лабораторно азот може да се получи при термичното разлагане на натриев азид при 300ºС. Подобна реакция в миналото се е използвала за активиране на въздушните възглавници в автомобилите:

2NaN₃ → 2Na + 3N₂

Азотът като просто вещество не е толко полезен, колкото неговите химични съединения. Той обаче се използва в качеството си на суровина за тяхното получаване. Нитратите, които са азотни кислородсъдържащи соли, играят голяма роля при развитието на растенията и затова се използват като селскостопански торове. Протеините, които са съединения изградени от аминокиселини, служат за храна както на човека, така и на животните в скотовъдните ферми. Съществуват и азотфиксиращи бактерии, които могат да улавят азот дирекно от атмосферата.

Азотната киселина и амоняка са изходни суровини за множество различни по вид органични и неорганични синтези. Течният азот се използва за охлаждане и замразяване при много ниски температури.

Фосфор – VA група

Фосфорът е неметал от VA група, който съществува под няколко алотропни форми, но за целите на тази публикация ще разгледаме само белия и червения фосфор, а останалите ще са обект на специализиран материал посветен само на този химичен елемент.

Белият фосфор кипи при температура 280ºС и в газово агрегатно състояние до температура 800ºС образува молекули с тетраедрична форма (P₄), в които атомите са свързани с изкривени, подобни на банани химични връзки. В процеса на кондензация на парите или кристализация на стопилката се образуват кристалите на α-формата, от които после се формират хексагоните на β-формата на белия фосфор. Той може да се съхранява във вода, защото не се разтваря вътре и не реагира с нея.

От друга страна, оставен на въздуха, изпаренията на белия фосфор фосфорисцират и се окисляват. Въпреки това Баскервилското куче не може да се намаже с него, защото при температури над 35ºС той реагира енергично с кислорода от въздуха, като в резултат на това се самовъзпламенява, а освен всичко друго е и силно токсичен.

Червеният фосфор е полимерна алотропна форма, в която връзката между два фосфорни атома в тетраедрите на P₄ е разкъсана и молекулите се свързват помежду си.

Полимеризацията се извършва в безкислородна среда, като се нагрява бял фосфор при температура около 250ºС. Съществуват различни разновидности на червения фосфор в зависимост от това при какви условия се получават. Липсата на „банановите връзки“ му пречи самоволно да се запалва.

P₄ молекулите се образуват, защото са по-стабилни от P₂ молекулите.

Химични свойства

В кислородна среда фосфорът изгаря буйно и реакцията е известна под названието „фосфорно слънце“, като белият се самозапалва, а червеният трябва да е запален преди да се внесе.

P₄ + 5O₂ → P₄O₁₀

С халогени фосфорът взаимодейства с различна интензивност. Например с хлор изгаря с бял пламък при обикновени условия и се образува фосфорен пентахлорид:

P₄ + 10Cl₂ → 4PCl₅

PCl₅ ↔ PCl₃ + Cl₂

Фосфинът, който представлява фосфорен хидрид, може да бъде получен индиректно, защото фосфорът и водородът не реагират пряко:

3KOH + P_{4 (бял)} + 3H₂O → 3KH₂PO₂ + PH₃   (индустриално)

4H₃PO₃ → PH₃ + 3H₃PO₄  (лабораторно)

Фосфин може да се отделя при процесите на гниене и когато нощно време се самозапали, тогава се наблюдават блуждаещи огньове, например над гробищата. Той е силно токсичен газ без миризма, макар че промишлено произведеният вони на чесън или на гниещо месо.

От друга страна в сериите Breaking Bad (еп.1.сезон 1), Уолтър Уайт не би могъл да синтезира фосфин само като хвърли червен фосфор в сгорещената на котлона вода, с цел да убие Крейзи Ейт и Емилио .

Фосфорът има множество киселини, които се различават по състав и структура. В тази публикация ще споменем единствено ортофосфорната, която е по-популярна само като фосфорна киселина. Тя е безцветно кристално вещество, което се разтваря във вода. Дисоциира се като триосновна киселина, която освен всичко друго е и сравнително силна и се използва за пасивиране на метали или премахване на ръжда:

2H₃PO₄ + Fe₂O₃ → 2FePO₄ + 3H₂O

Фосфорната киселина се използва и като регулатор на киселинността в редица газирани напитки като кока-кола и пепси под сигнатурата E338. В промишлени количества се синтезира от фосфор, въздух и водни пари:

P₄O₁₀ + пара (6H₂O) → 4H₃PO₄

Получаване и употреба на фосфор

Промишлено фосфор се получава от неговите съединения и минерали, но е възможно да бъде добит и от урина. От минералите, флуороапатитът може да се използва като прекурсор за получаване на фосфор. Той се редуцира от въглерод в присъствието на силициев диоксид:

4Ca₅(PO₄)₃F + 21SiO₂ + 30C → 20CaSiO₃ + 30CO + SiF₄ + 6P₂

Фосфатите са фосфорни съединения (соли), които се срещат в природата (по дъното на водоемите) и са необходими на живите организми. За наторяване на растителните култури в селското стопанство се произвеждат фосфорни (фосфатни) торове, а животните си набавят фосфор чрез храната.

В клетките на живите организми, главният преносител на енергия е аденозинтрифосфат (АТФ), а клетъчните мембрани са изградени от фосфолипиди. Зъбите и костите на човека са зависими от редовните доставки на фосфорни съединения, за които рибата като храна е доста добър източник. Накрая нека да не забравяме, че фосфорният кибрит е магическата кутия, която може да пренесе огън навсякъде, където е необходим.

Арсен

Арсенът като представител на VA група на Периодичната система си е спечелил репутацията на любимата отрова на отровителите. Той е тежък метал и смъртта от него е също така тежка и мъчителна. Добрата страна е, че жервите на отравяне могат да бъдат лесно диагностицирани дори и постмортем. Той остава в косата и костите, а след кремация и в пепелта, което би следвало да обезкуражи всеки отовител.

Арсенът има стабилна сива алотропна форма и неустойчива жълта. Въпреки че е тежък метал (металоид), няма ясно изразени метални свойства като ковкост и изтегливост, а химически притежава амфотерен характер.

Той реагира с конц. киселини, които са силни окислители, като азотна киселина и сярна киселина:

As + 5HNO₃ (гореща конц.) → H₃AsO₄ + 5NO₂ + H₂O

4As + 6H₂SO₄ (гореща конц.) → As₄O₆ + 6SO₂ + 6H₂O

Арсенът взаимодейства и с алкални основи:

2As + 6NaOH → 2Na₃AsO₃ + 3H₂↑

С металите образува бинарни съединения наречени арсениди. Например с натрия при температури между 200 и 450°С дава натриев арсенид:

As + 3Na → Na₃As

Галиевият арсенид и индиевият арсенид са полупроводници, които широко се използват в електрониката.

С халогените арсенът образува халогениди:

2As + 3Cl₂ → 2AsCl₃

На въздуха арсенът лесно се окислява, затова на горното изображение е изолиран в стъклен съд.

4As + 3O₂ → 2As₂O₃

Антимон и Бисмут – последните представители на VA група

Антимонът също е токсичен тежък метал (металоид) и свойствата му са доста сходни с тези на арсена. За разлика обаче от него, не се окислява на стайна температура и не реагира с разредени основи.

Алотропните форми на антимона са четири – една стабилна метална и три нестабилни: жълта, черна и експлозивна (сребристобял). В природата най-често срещаният източник на антимон е минералът стибнит (Sb₂S₃), който не рядко е наричан антимонит.

Бисмутът е сребристобял метал (металоид), който притежава известна пластичност. Той реагира с оксокиселини при определени специфични условия. Може да взаимодейства както с кислород, така и със сяра, което се вижда и от факта, че най-разпространените му минерали са бисмита (Bi₂О₃) и бисмутита (Bi₂S₃). Той както и предните два елемента се използва в полупроводниковата техника.