A nitrogéncsoport elemei

A nitrogéncsoport elemei a periódusos rendszer V. oszlopának 1. csoportját alkotják. Páratlan rendszámú elemek lévén csak egy vagy két izotópjuk van, a foszfor ( ), az arzén ( ) és a bizmut ( ) tiszta elem.

nitrogén foszfor arzén, antimon bizmut
Vegyérték-elektronok ns2p3
Stabil pi-átfedéseket, többszörös kötéseket azonban csak a viszonylag kis rádiuszú és a többiekénél lényegesen nagyobb EN-ú N-atomok tudnak egymás között kialakítani.
Halmazszerkezet N2 molekularácsos, standard állapotban gáz Sárga és vörös módosulat Sárga és szürke módosulat félfémek Szürke fémes, rétegrácsos
Oxidációs szám min.: –3 NH3 –3 és +5 +3 és +5 főként +3
max.: +5 HNO3      
Legfeljebb 4 vegyértékű! Lehetnek 5 vegyértékűek is!  

 

A fémes jellegnek rendszámuk növekedésével párhuzamos megjelenése és fokozódása elektronegativitásuk fokozatos csökkenésével kapcsolatos, ami vegyértékhéjuk konfigurációjával együtt, kötésük jellegét, molekula- illetve rácsszerkezetük kialakulását, típusát megszabja.

A molekuláris szerkezetű módosulatoknak, a nitrogénnek és a fehér foszfornak az olvadás- és a forráspontja alacsony, az atomráccsal rendelkező módosulatoké természetszerűleg magasabb.

Nitrogén

A nitrogén név "salétromképzőt" jelent (nitrum = salétrom)

Molekulaszerkezet

 

Fizikai tulajdonságok

 

Kémiai tulajdonságok

Reakciók:

Oxidációfoka vegyületeiben -3 és +5 között változhat.

Előfordulás

 

Előállítás

Laboratóriumban: az ammónium-nitrit tömény oldatának hevítésével, ugyanis hevítés hatására (kb. 80°C-on) nitrogénre és vízre bomlik:

NH4NO2 N2 + 2H2O

Iparban: a levegőből, a levegő cseppfolyósításával és a cseppfolyós levegő szakaszos lepárlásával történik.

 

Felhasználás


Foszfor

A foszfor a tiszta elemek közé tartozik, a természetes foszfor valamennyi atomja azonos tömegszámú ( ). Ismeretesek azonban más tömegszámú, mesterségesen előállított radioaktív foszforizotópok is (30P, 32P), amelyek biológiai folyamatok tanulmányozásánál, vagy gyógyászati szempontból nagy jelentőségűek.

 

Molekulaszerkezet

 

Fizikai tulajdonságok

A fehér- és a vörösfoszfor fizikai és kémiai tulajdonságai eltérő molekula- illetve atomrácsszerkezetük következtében igen jelentékenyen különböznek.

fehérfoszfor vörösfoszfor
Sárgásfehér, átlátszatlan kristályos anyag. Keletkezési körülményeitől függően színe világosabb-sötétebb ibolyásvörös.
Molekularácsos, ezért lágy, késsel vágható. Atomrácsos.
Olvadáspontja alacsony (44°C), ezért víz alatt könnyen megolvasztható. Sűrűsége a fehérfoszforénál nagyobb; olvadáspontja (589,5°C) sokkal magasabb, de csak nagyobb nyomáson olvasztható meg, mert alacsony nyomáson szublimál.
Kis mértékben már szobahőmérsékleten is párolog, ennek következtében jellemző, kellemetlen szaga van.
Vízben gyakorlatilag oldhatatlan, azt mégis jellemző „foszforszagúvá teszi”. Szervetlen és szerves oldószerekben egyaránt oldhatatlan.
Legjobb oldószere a szén-diszulfid (CS2), valamint jól oldódik egyes szerves oldószerekben is: benzolban, éterben, zsírokban, olajokban stb.

 

Kémiai tulajdonságok

Jelentős különbség van a két módosulat reakciókészségében is!

fehérfoszfor vörösfoszfor
Igen reakcióképes! Reakciókészsége lényegesen kisebb.
Rendkívül gyúlékony! A darabos foszfor gyulladási hőmérséklete kb. 60°C, ezért enyhe melegítéskor, vagy dörzsölés, napsütés hatására is lángra lobban. Égéskor difoszfor-pentoxid keletkezik:

4P + 5O2 2P2O5 (P4O10)
Gyulladási hőmérséklete lényegesen magasabb (kb. 400°C), ezért levegőn, szobahőmérsékleten nem oxidálódik, s így szabadon is eltartható!
A levegővel érintkező foszfor felülete és a belőle elillanó gőzök a foszfor gyulladási hőmérséklete alatt, szobahőmérsékleten is lassan oxidálódnak. Vízgőz jelenlétében a foszfor lassú oxidációját sötétben is jól látható foszforeszcencia kíséri (innen a név is). A lassú oxidációval difoszfor-trioxid keletkezik:

P4 + 3O2 P4O6
 
Gyúlékonysága és metastabilis volta miatt csak víz alatt, sötétben tartható el!  
Reakciók
Számos fémmel, félfémmel és nemfémes elemmel reagál (alkálifémek, antimon, kén). Reakciói eredményeként ugyanazok a vegyületek keletkeznek, mint a fehérfoszfor esetén!

Halogénekkel tűztünemény közben egyesül:

Hidrogénnel foszfor-hidrogén (PH3)
Fémekkel és félfémekkel foszfidokká vegyül.
Oxigénnel szembeni nagy reakciókészsége miatt erősen redukáló hatású.
Erős lúgokban foszfor-hidrogén és hipofoszfit képződése közben oldódik, diszproporcionálódik:

P4 + 3KOH + 3H2O PH3 + 3KH2PO2
Erős méreg! A bőr zsírrétegében is oldódik. Ugyancsak mérgezőek a foszfor gőzei, valamint a lassú oxidációkor keletkező átmeneti termékek és általában a 3-as oxidációfokú vegyületei! Gyakorlatilag nem mérgező, mert nem oldható (nem szívódik fel) és mert közönséges hőfokon nem oxidálódik.
Nem mérgezőek általában a +5 oxidációfokú vegyületek, sőt az életfolyamatokban nagy szerepet játszanak

 

Oxidációfok

A foszfor elektronegativitása közepes értékű (2,1), ezért fémekkel és nemfémekkel egyaránt kovalens kötésekkel vegyül, ami fémekkel alkotott vegyületei (foszfidok) esetében atomrácsot, nemfémekkel (halogének, oxigén) molekulavegyületeket eredményez.
Oxidációfoka -3 és +5 között változik, többnyire -3 vagy +3 és +5. Vegyületei közül a +5 oxidációfokúak a legállandóbbak.

 

Előfordulás

 

Ipari alkalmazás


Nitrogénvegyületek

nitridek oxigéntartalmú vegyületek
sószerű kovalens  
  • Nem tisztán ionvegyületek

  • Li3N, Ca3N2 stb.

  • Vízzel azonnal hidrolizálnak

    Ca3N2 + 6H2O 3Ca(OH)2 + 2NH3
  • NH3-H2N—NH2

    (hidrazin)
  • Pozitív oxidációs szám.
Tulajdonképpen az ammóniából, mint „savból” származó sónak tekinthetők a nitridek.  


Ammónia

Molekula

 

Fizikai tulajdonságok

 

Kémiai tulajdonságai

 

Előfordulás

 

Előállítás

Laboratóriumban:

Iparban:

 

Felhasználás

Sói

Oxigéntartalmú nitrogénvegyületek

N oxidációs száma oxidok oxosavak sóik
+1
(formális)

N2O dinitrogén-oxid

N=N=O

  • színtelen gáz

  • vízben gyakorlatilag nem oldódik

  • altatószer
   
+2

NO nitrogén-monoxid

N O

  • színtelen gáz

  • vízben gyakorlatilag nem oldódik

  • igen reakcióképes:

    2NO + O2 2NO2

    (levegőn közönséges körülmények között azonnal megbarnul)

  • dimerizációra képes (N2O4)

  • komplexképző
   
+3

N2O3 dinitrogén-trioxid

  • csak alacsony hőmérsékleten stabilis

  • égszínkék folyadék

  • elbomlik –10°C felett

    N2O3 NO2 +NO

  • a vízzel reakcióba lép

    N2O3 + H2O 2HNO2

    a salétromossav anhidridje

HNO2 salétromossav

  • csak híg vizes oldatban létezik

  • gyenge sav

  • bomlékony
    3HNO2 HNO3 + 2NO + H2O (diszproporció)

  • redukáló hatás: (a KMnO4-et, közben nitráttá oxidálódik)

  • oxidáló hatás: (I, H2S-t, közben NO-á redukálódik)

Nitritek

  • stabilabbak, kevésbé bomlékonyak, mint a salétromossav
    (az alkáli-nitritek a nitrátoknál is stabilabbak)

    NaNO3 NaNO2 +
+4

NO2 nitrogén-dioxid

  • vörösbarna, jellegzetes szagú gáz

  • szerkezetéből következően dimerizálódik, elszíntelenedik, további hűtéssel színtelen folyadékhoz jutunk:

    2NO2 N2O4

  • a vízzel kémiai reakcióba lép:

    2NO2 + H2O HNO2 + HNO3

    a salétromossav és a salétromsav vegyes anhidridje

    N2O4 dinitrogén-tetraoxid O2N—NO2
   
+5

N2O5 dinitrogén-pentaoxid

  • fehér, kristályos

  • szilárd állapotban ionrácsos:

    nitril , nitrát

  • gőzében molekulák:

    O2N—O—NO2

  • vízzel könnyen reakcióba lép

    N2O5 + H2O 2HNO3

    a salétromsav anhidridje

HNO3 salétromsav

  • színtelen folyadék

  • a vízzel korlátlanul elegyedik (H-kötés)

  • fény hatására bomlik

    2HNO3 2NO2 + H2O +

    (sötét üvegben tárolják)

  • erős sav

  • erős oxidálószer (választóvíz), az Au és a Pl kivételével a pozitív redoxpotenciálú fémeket is oldja; egyes fémek felületét passziválja

  • híg vizes oldata a negatív potenciálú fémekkel H-t fejleszt

  • a szerves vegyületek közül az aromásokat nitrálja (xantoprotein próba)

  • alkoholokkal nitrátésztereket ad, nitroglicerin, robbanóanyagok stb.

Nitrátok

  • a salétromsavnál stabilabbak, de hevítés hatására bomlanak

    2KNO3 2KNO2 + O2

  • tipikus ionvegyületek ezért jól oldódnak vízben

    NaNO3 chilei salétrom

    KNO3 kálisalétrom

    AgNO3 lápisz

- feladatok -

- archívum -

- vissza a tematikához -