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 над гробищата например. Той е силно токсичен газ без миризма, макар че промишлено произведеният вони на чесън или на гниещо месо. От друга страна, Уолтър Уайт не би могъл да синтезира фосфин (Breaking Bad еп.1.сезон 1), за да убие Крейзи Ейт и Емилио, само като хвърли червен фосфор в сгорещена на котлона вода.

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 доста силна и се използва за пасивиране на метали или премахване на ръжда:

2H₃PO₄ + Fe₂O₃ → 2FePO₄ + 3 H₂O

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 може да бъде добит и от урина. 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, Антимон и Бисмут от VA група

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 както с конц. киселини, така и с основи. С металите образува арсениди, а с халогените халогениди. На въздуха арсенът лесно се окислява, затова на горното изображение е изолиран в стъклен съд. Галиевият арсенид е полупроводник, който широко се използва в електрониката.

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.