of 24 /24
Elementi pete grupe, ili kako se još nazivaju, elementi azotove grupe (pnitogeni) međusobno se znatnije razlikuju po osobinama. Azot i fosfor su nemetali koji pokazuju ponekad i blag metalni karakter. Arsen je metaloid ili nemetal, a sličan njemu je i antimon, mada više teži metalima, nego nemetalima. 15. група хемијских елемената је једна од 18 група у периодном систему елемената. У овој групи се налазе: азот фосфор арсен антимон бизмут унунпентијум (ека-бизмут) У овој групи се налазе два неметала два металоида и два слабиг метала. Сви елементи ове групе се јављају у природи сем унунпентијума који је вештачки добијен. У овој групи сви елементи су у чврстом агрегатном стању. Атомске масе ових елемената крећу се између 7 и 115. Ова група носи називе: азотова група хемијских елемената и VА група хемијских елемената Dobijanje Elementi grupe osim Uup dobro su zastupljeni u prirodi. Azot ima sopstveni ciklus kruženja u prirodi. Najviše ga ima u atmoferi (78%). Dobija se destilacijom tečnog vazduha.

Elementi Pete Grupe

Embed Size (px)

DESCRIPTION

Elementi petnaeste grupe

Text of Elementi Pete Grupe

Elementi pete grupe, ili kako se jo nazivaju, elementi azotove grupe (pnitogeni) meusobno se znatnije razlikuju po osobinama. Azot i fosfor su nemetali koji pokazuju ponekad i blag metalni karakter. Arsen je metaloid ili nemetal, a slian njemu je i antimon, mada vie tei metalima, nego nemetalima. 15. 18 . :

(-)

. . . 7 115. :

V

DobijanjeElementi grupe osim Uup dobro su zastupljeni u prirodi. Azot ima sopstveni ciklus kruenja u prirodi. Najvie ga ima u atmoferi (78%). Dobija se destilacijom tenog vazduha. Fosfor se u prirodi zbog reaktivnosti ne nalazi u slobodnom stanju. Dobija se iz minerala fosforita ija su najvea nalazita u severnoj africi, zagrevanjem u prisustvu koksa i kvarcnog peska na 1300-15000C. Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C -> P4 + 6CaSiO3 + 10CO Arsen dolazi u obliku oksida i sulfida (As2O3, As2S3, As2S2) kao i u obliku arsenopirita iz kog se i dobija zagrevanjem bez prisustva vazduha, a zatim sublimacijom.

4FeAsS -> 4FeS + As4 Antimon se dobija redukcijom stibita gvoem ili prenjem stibita, pa zatim redukcijom pomou koksa. Sb2S3 + 3Fe -> 3FeS + 2Sb

Sb2S3 + 5O2 -> Sb2O4 + 3SO2

Sb2O4 + 4C -> 2Sb + 4CO Rude bizmuta su sulfid, bizmutinit (Bi2S3) i oksid, bizmutit (Bi2O3) iz kojih se dobija ve opisanim procesima redukcije.

ReakcijeElementi pete grupe pokazuju znatne razlike u osobinama. Azot je pri normalnim uslovima inertan gas i s kiseonikom reaguje tek pri udaru groma. Fosfor, posebno beli je znatno reaktivniji. S kiseonikom gradi fosfor(V)oksid ili paljivim odabiranjem uslova fosfor(III)oksid. Reaguje i sa svim halogenima (gradi trovalentna jedinjenja). Fosforu je veoma slian arsen, koji reaguje gotovo identino s tim da u reakciji s fluorom moe biti i petovalentan. Antimon i bizmut se znatno razlikuju od fosfora i arsena. Ta razlika se ogleda ve u reakciji sa vodom. 2Sb + 3H2O -> Sb2O3 + 3H2 Reaguju sa halogenima i kiseonikom gradei trovalentna jedinjenja, a bizmut esto i petovalentna. U koncentrovanoj sumpornoj kiselini se "rastvaraju" uz izdvajanje SO2 i azotnoj kiselini, a u hlorovodoninoj uz prisustvo vazduha. 4Bi + 12HCl + 3O2 -> 4BiCl3 + 6H2O 2Bi + 6H2SO4 -> Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O Bizmut i antimon imaju veoma zanimljivu osobinu - slino vodi, oni se pri ovravanju rasteu.

PrimenaAzot se koristi za dobijanje amonijaka, koji je polazna sirovina za mnoga jedinjenja. Fosfor se koristi za proizvodnju ibica. Arsen se koristi kao otrov, dodaje se olovu u puanoj

sami da bi se stvrdnulo. Antimon ulazi u sastv legura od kojih je vrlo zanimljiva "tamparska" (82% Pb, 15%Sb, 3%Sn). Bizmut se uoptrebljava za proizvodnju lako topljivih legura poput Wood-ovog metala (50%Bi, 25%Pb, 12,5%Sn, 12,5%Cd) koji se topi na samo 600C. Jedinjenja ovih elemenata imaju znatno iru primenu.

JedinjenjaPetovalentni oksidi (N2O5, P2O5...) su anhidridi kiselina - azotne, fosforne... Azotna kiselina je izuzetno jaka, fosforna slaba, a kiseline bizmuta i antimona su ve amfoterne. Hidridi ( NH3, PH3...) porastom atomske mase elementa postaju sve nestabilniji i postepeno gube bazni karakter, koji je izraen kod amonijaka, a kod arsina je ve skoro potpuno nestao. Trovalenti oksidi su takoe anhidridi kiselina, odnosno amfoternih jedinjenja, ili ak slabih baza (bizmut). Soli ovih elemenata mogu biti soli njihovih kiselina (sve soli azota, fosfora i arsena, soli bizmutove i antimonove kiseline) i soli sa drugim kiselinama (soli antimona i bizmuta sa sumpornom, azotnom hlorovodoninom kiselinom, organskim kiselinama...).

Azot

atomski broj: 7 Ar: 14,0067 grupa: 5 perioda: L blok: p

osobine: nemetal agregatno stanje: gasovito T.K: 77,36 K T.T: 63,15 K gustina: 0,00125g/cm3 elektronegativnost: 3,0 otkrie: D.Rutherford, 1772. lat. naziv: nitrogenium oksidaciona stanja: -3, +5, +3, +2, +4, +1, -2, -1 raspored elektrona po nivoima:2, 5 elektronska konfiguracija: [He]2s22p3 atomski poluprenik: 65 pm brzina zvuka (m/s): 353 jaina nekih kovalentnih veza (kJ/mol):o o o o o o

N-H, 390 N-N, 160 N=N, 415 N-Cl, 193 C-N, 268 N N, 946

izotopi: N-14

1.

zastupljenost u prirodi: 99,65% raspad: stabilan

2.

N-15

zastupljenost u prirodi: 0,35% raspad: stabilan

3.

Sintetisan je izotop azota - 13. na Zemlji iznosi

Azot (N, lat. nitrogenium) je nemetal VA grupe. Zastupljenost 14 15 0,0019 %. Stabilni izotopi su mu N i N. Osobine

Azot se u slobodnom obliku javlja u vidu N2. U tom molekulu 2 atoma azota su vezana trostrukom vezom. Pod normalnim uslovima je ugasovitom agregatnom stanju. Bez mirisa, nije otrovan, zaguljiv je. Pod normalnim tehnolokim uslovima ponaa se kao intertan gas. Prelazi u teno stanje na -195 C (1,013 bara). Jedinjenja Azot ulazi u sastav mnogih jedinjenja kao to su na primer: amonijak, azotna kiselina, nitrati, nitriti kao i u mnoga vana organska jedinjenja. Neophodan je za ivot na Zemlji. Ulazi u sastav bioestica kao to su aminokiseline, nukleinske kiseline... Primena

Kao inertan gas u metalurgiji, hemijskoj industriji, industriji hrane i poljoprivredi Za transport agresivnih materija U tenom agregatnom stanju za brzo hlaenje u industriji, proizvodnji hrane, medicini i veterini, u naunotehnikim istraivanjima. Za regulisanje kalorine vrednosti gorivih gasova Za sintezne smese u hemijskoj industriji Nain proizvodnje i isporuke

Dobija se rektifikacijom tenog vazduha na temperaturi ispod -185 C. U elinim sudovima - bocama, pod pritiskom od 150 bara. Boce su pojedinane ili u baterijama - paletama sa zajednikim ventilom za punjenje i pranjenje, u baterijama sudova - boca trajno ugraenim na transportno vozilo ili u tenom agregatnom stanju specijalnim transportnim vozilima do rezervoara korisnika. Takoe se transportuje i skladiti u tenom stanju u vakuumom izolovanim trensportnim cisternama i rezervoarima na -195 C

Postupak i materijali

Upotreba azota pod pritiskom i tenog azota podleu posebnim propisima i merama zatite. Dozvoljena upotreba veine materijala za gasoviti azot. Za teni azot neophodna primena austenitnih elika, legura bakra i aluminijuma,teflona ...

Fosfor

atomski broj: 15 Ar: 30,97 grupa: 5 perioda: M blok: p osobine: nemetal (metaloid) agregatno stanje: vrsto T.K: 550 K T.T: 317 K gustina: 1,82(beli), 2,34(crveni) - 2,69 (crni)g/cm3 elektronegativnost: 2,1 otkrie: H. Brand, 1669. lat. naziv: phosphorus oksidaciona stanja: +5, -3, +3 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 5 elektronska konfiguracija: [Ne]3s23p3 atomski poluprenik: 100 pm

alotropske modifikacije:o o

beli, tetragonalni P4, reaktivan crveni,tetragonalni, Pn, zagrevanjem belog na 3000C bez vazduha, manje reaktivan crni, iz belog pod jakim pritiskom, nerastvoran u veini rastvaraa, metalni sjaj poput grafita

o

jaina nekih kovalentnih veza (kJ/mol):o o o o o

P-H, 328 P-O, 407 P-P, 209 P-Cl, 419 P=O, 560

izotopi: P-31

1.

zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan

2.

Sintetisani su izotopi fosfora atomskih masa 32 i 33.

Fosfor (P, lat. phosphorus, nosilac svetlosti) je hemijski element koji ima simbol P i atomski broj 15.[1] On je vievalentan nemetal iz VA grupe. U prirodi se esto nalazi u neorganskom fosfatnom kamenju. Zbog velike reaktivnosti, fosfor se ne nalazi slobodan u prirodi. Jedna njegova alotropska modifikacija, beli fosfor, emituje bledo svetlucanje u prisustvu kiseonika (otuda grki naziv). Fosfor je sastavni deo nukleinskih kiselina - DNK (dezoksiribonukleinske kiseline) i RNK (ribonukleinske kiseline) i esencijalan element za sve elije, pa se zato svrstava u biogene elemente. Najznaajnija industrijska upotreba fosfornih hemikalija je za pravljenje ubriva. Fosforne smee se koriste i gasovima, pirotehnici, pesticidima, pastama za zube i deterdentima. Karakteristike i alotropi u eksplozivima, nervnim

Fosfor se moe pronai u vie alotropskih modifikacija, najee kao beli, crveni i crni. Beli fosfor (4) sastoji se iz 4 atoma rasporeena u temena tetraedra, to uzrokuje nestabilnost. Sastoji se iz est veza. Beli fosfor je ut, sjajan i transparentan, a zato se ponekad jo naziva i uti fosfor. Sija zeleno u mraku (u prisustvu kiseonika); jako je zapaljiv i piroforian u prisustvu vazduha, kao i otrovan. Miris njegovog sagorevanja je karakteristian - nalik belom luku. Uzorci ovakvog fosfora su najee obavijeni belim oksidom fosfora, koji se sastoji od P4O10 jedinica u kojima su atomi fosfora rasporeeni u temena tetraedra, dok su atomi kiseonika umetnuti izmeu njih i na njihovim vertikalama. Beli fosfor nije rastvorljiv u vodi ali jeste u ugljen-disulfidu.

Prikaz molekula belog fosfora Beo alotrop moe se napraviti koristei razliite metode. U metodi sa kalijum fosfatom, koji se za tu svrhu dobija iz fosfornog kamenja i greje se u penici sa ugljenikom i silicijumom. Elementarni fosfor se onda oslobaa kao para i moe se sakupiti koristei fosfornu kiselinu (H3PO4). Taj proces je slian prvoj Brantovojsintezi fosfora i kalcijumfosfata u mokrai.

Prikaz molekula crvenog fosfora Crveni fosfor se moe dobiti zagrevanjem belog fosfora na 250C ili izlaganjem belog fosfora sunevim zracima. Fosfor nakon toga dobija amorfan raspored atoma to uzrokuje veu stabilnost. Dalje zagrevanje e uzrokovati kristalizaciju. Crveni fosfor gori na 240C, dok beli gori na 30C. Hitorf je 1865. otkrio da se dobija purpurasti oblik fosfora (Hitorfov fosfor) kada se fosfor kristalie topljenim olovom.

Prikaz molekula crnog fosfora Crni fosfor ima rombinu kristalnu reetku i najmanje je reaktivan; sastoji se iz estolanih prstenova koji su meusobno povezani. Svaki atom je spojen sa ostala tri. Noviji metod sinteze crnog fosfora pojavio se koristei metalne soli kao katalizatore.

Sjaj Sjaj fosfora je bila atrakcija za vreme njegovog otkria 1669. godine, ali mehanizam kojim je sijao nije opisan sve do 1974. godine. Znalo se jo pre da ako bi stavili fosfor u teglu, sijao bi, dok bi nakon kratkog vremena prestao. Robert Bojl je u 1680-im pripisao to iscrpljivanju kiseonika - troenju kiseonika pri toj reakciji. U 18. veku se znalo da ist kiseonik nije odgovoran za svetljenje fosfora, ve da postoji raspon parcijalnih pritisaka na kojima se to zbiva. Zagrevanje se moglo primeniti da bi se postigao odgovarajui pritisak. Godine 1947, sjaj su opisali R. D. Ci i A. J. Kan. Reakcija sa kiseonikom se zbiva na povrini tenog ili vrstog fosfora, formirajui kratkotrajne molekule HPO i P2O2, koji oboje emituju vidljivu svetlost. Reakcija je spora, pa on sija due vremena ak i u zatvorenoj tegli. Iako je termin fosforescentnost potekao od fosfora, reakcija koja daje fosforu sjaj zove se luminescencija (sija na osnovu sopstvene reakcije; u ovom sluaju hemoluminescencija), a ne fosforescencija (ponovno emitovanje svetla koje je prethodno palo na njega). Primena

Koncentrovana fosforna kiselina, koja sadri oko 70% do 75% P2O5 (fosfor(V)-oksida) je veoma bitna za poljoprivredu, tj. proizvodnju ubriva. Ali zbog velike upotrebe, dovelo je do poveanja pravljenja fosfata u drugoj polovini 20. veka. pravljenje specijalnih stakala koje se koriste za natrijumske lampe kalcijum fosfat u pravljenju finog porcelana u nekim zemljama natrijum tripolifosfat dobijen iz f. kiseline se koristi u pravljenju deterdenata (a u nekim je zabranjen) fosforna kiselina se koristi u gaziranim piima.

fosfor se koristi za pravljenje organskih smea, preko fosfor hlorida i P4S3 i P4S10. Te smee su plastifikanti, vatro-otporne supstance i pesticidi. fosfor je bitan u pravljenju elika i fosfor bronze (Cu3P) beli fosfor se koristi za vojne svrhe (dimne bombe) crveni fosfor je bitan za pravljenje plamena ibice. Kod ibica, crveni fosfor je prisutan na hrapavoj povrini, a ne u glavi ibice.32

P i 33 se koriste kao indikatori radioaktivnosti u biohemijskim laboratorijama

crveni fosfor se koristi kao dramski efekt. Kad se zapali on stvara gust beli dim koji nije otrovan. Fosfor kao biogeni element

Fosfor je kljuni element za sve oblike ivota. PO4-3 je bitan jer gradi DNK i RNK. elije koriste adenozin trifosfat (ATP) za prenos energije. Skoro svaki elijski proces koristi ATP. Fosfolipidigrade elijske membrane. Soli kalcijum fosfata koriste ivotinje da bi ojaale njihove kosti. Fosfora u oveku ima oko 1 kilogram (3/4 su u kostima i zubi ma kao apatit). Prosean ovek dnevno pojede 1-3 grama fosfora u obliku fosfata. Bitan je za zemljite kao makromineral. Dostupnost fosfora u ekosistemima poveava rast organizama. Dok u vodenim ekosistemima puno fosfora moe biti problematino (cvetanje vode).

Cvetanje vode

Otkrie Fosfor je otkrio nemaki alhemiar Henig Brand 1669. godine iz preparata mokrae koja je imala rastvorene fosfate iz normalnog metabolizma. Brand je hteo da destiluje neke soli isparivanjem mokrae, a dobio je beo materijal koji je svetleo u tami i goreo uz briljantni plamen. Prvi put je fosfor koriten u komercijalne svrhe u industriji ibica, u 19. veku. Rasprostranjenost Zbog reaktivnosti sa vazduhom i mnogim kiseoninim jedinjenjima, fosfor se ne nalazi elementaran u prirodi ali ga ima puno u mnogim drugim oblicima. Fosforni kamen, koji se

delimino sadri od apatita je bitan komercijalan izvor ovog elementa. Velika izvorita apatita se nalaze u Kini, Rusiji, Maroku, Floridi, Ajdahu, Juti i na drugim mestima..

Rudnik apatita u Rusiji

Mere predostronosti

Organske smee fosfora sa raznim materijalima su rasprostranjene od kojih su mnoge otrovne.

Fluorofosfatni estri su najjai toksini. Mnogi pesticidi su napravljeni od fosfora (herbicidi, insekticidi, fungicidi..). Mnogi neorganski fosfati su relativno neotrovni i esencijalni nutricijenti. Za okruenje su opasni u prevelikim koliinama, uzrokuju cvetanje algi. Beli fosfor treba da se uva stalno pod vodom, jer je zapaljiv. Crveni fosfor nije toliko zapaljiv ali treba biti paljiv sa njim jer se vraa u beli fosfor na nekim rasponima temperatura, jer onda emituje veoma otrovne gasove koji se sastoje iz fosfor oksida kada se zagreju. U problemu izloenosti elementarnom fosforu se predlagalo ispiranje sa dvoprocentnim bakar sulfatom, ali je ono ukinuto jer je on otrovan i moe da teti bubrezima. Sada se preporuuje bikarbonatni rastvor da neutralie fosfornu kiselinu.

Eksplozija fosfora Izuzetak oktetnom pravilu Prosta Luisova struktura za trigonalan bipiramidalan PCl5 molekul koji se sadri od 5 kovalentnih veza iplicira hipervalentan molekul sa desetovalentnim elektronimato je suprotnost oktetnom pravilu. Dva elektrona koja odgovaraju nevezanoj molekularnoj orbitali nisu ukljuena zato to je orbitala lokalizovana na dva atoma hlora i ona ne prilae verovatnoi da je elektron prisutan na atomu fosfora. Radioaktivni izotopi Radioaktivni izotopi fosfora su: 32P i 33.

Arsen

atomski broj: 33 Ar: 74,92 grupa: 5

perioda: N blok: p osobine: nemetal (metaloid) agregatno stanje: vrsto T.K: 887 K T.T: 1090 K gustina: 5,73g/cm3 elektronegativnost: 2,0 otkrie: A. Magna, 1250. lat. naziv: arsenicum oksidaciona stanja: +3, -3, +5 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 5 elektronska konfiguracija: [Ar]4s23d104p3 atomski poluprenik: 115 pm alotropske modifikacije:o o

sivi (alfa), ima metalni sjaj, do 8000C As4, As2 preko 1700, reaktivan uti (beta),heksagonalni (As6), dobija se hlaenjem arsenvodonika, nestabilan na sobnoj temperaturi (prelazi u sivi), nema metalni sjaj, manje reaktivan crni (amformi), dobija se sublimacijom arsena bez prisustva vazduha, iznad 3600 prelazi u stabilniji sivi

o

jaina nekih kovalentnih veza (kJ/mol):o o o o o

As-H, 245 As-O, 477 As-As, 348 As-Cl, 293 As-C, 200

izotopi: As-75

1.

zastupljenost u prirodi: 100% raspad: stabilan

2.

Sintetisani su izotopi arsena atomskih masa 73 i 74.

Arsen (As, lat. arsenium) je metaloid VA, grupe.[1] Ima etiri izotopa: 73, 74, 75 i 76, od kojih je postojan samo 75. Zastupljen je u zemljinoj kori u koliini od 2,5 ppm (engl. parts per million) u obliku nekoliko minerala od kojih je najrasprostranjeniji arsenopirit koji se esto nalazi i u leitima pirita. Njegova jedinjenja su bila poznata jo u antiko doba. U istom obliku prvi ga je izdvojio alhemiar Albert Veliki u XII-om veku, mada na to otkrie pretenduju i stariji arapski alhemiari i kineski narodni lekari. Sigurno najpoznatije jedinjenje arsena je vrlo toksian As2O3. Netoksine soli arsen(V) su sastojci pesticida, kao i dodaci staklu dajui mu zelenkastu boju.

prirodan arsen Bioloki znaaj - nekoliko enzima koji su neophodni za ivot sadre arsen. Arsen je jedan od mikroelemenata i njegova minimalna dnevna koliina je veoma niska 0,04 miligrama. Soli arsen(III) su veoma otrovne i izazivaju rak. Smrtonosna doza iznosi 50 miligrama. Soli arsen(V) su neotrovne ali imaju jako baktericidno dejstvo. Ipak unoenjem velikih koliina one se nagomilavaju u organizmu i redukuju se do toksinih soli arsen(III). Arsen poseduje dve alotropske modifikacije: prva modifikacija- alfa je krh metal, koji burno reaguje sa vodom. Druga modifikacija- beta je zlatne boje, mnogo manje reaktivna od alfa modifikacije. ist arsen se dodaje nekim legurama elika, a i dodaje se silicijumu u elektrinoj industriji.

Arsen gradi dva oksida: Arsen (III)-oksid (As2O3) - Poznatiji je i po nazivu arsenik. Industrijski je najvanije jedinjenje arsena. Dobija se prenjem neke arsenove rude, najee arsenopirita:

Ima odlike bezbojne staklaste mase koja stajanjem postaje neprozirna. Jak je otrov, ali se i u malim koliinama upotrebljava kao lek. U vezi sa njim su osnovane neke spekulacije u vezi sa smru Napoleona Bonaparte. Kisele i bazne osobine ovog oksida su slabo izraene.Arsenatna kiselina, koja se gradi dejstvom vode na arsen (III)-oksid, pokazuje slabo kiselu reakciju. Prema tome, arsen (III)-oksid jeamfoteran oksid, ali sa jae izraenim kiselim osobinama. Arsen (V)-oksid (As2O5) - Dobija se kada se arsenikovoj kiselini oduzme voda. Kada se arsenatna kiselina zagreva 2 sata na oko 210C dobija se ovaj arsenov oksid kao bela, staklasta vrsta supstanca koja se rasplinjuje: Pri zagrevanju, raspada se na arsen (III)-oksid i oslobaa se kiseonik. Lako je rastvoran u vodi, stvarajui arsenatnu kiselinu. Poznato je nekoliko arsenata od kojih industrijski znaaj ima kalcijum-arsenat (Ca3(AsO4)2), koji su upotrebljava za unitavanje tetoina i natrijum arsenat, Na2HAsO412 H2O koji se upotrebljava pri tampanju pamunog platna. Arsenitna kiselina (H3AsO3) - Gradi molekul piramidijalnog grupama vezanim za arsen. Slaba je kiselina. Opasnija je u svom anhidridu. oblika sa OH

Arsenatna kiselina (H3AsO4) - Bezbojna slaba kiselina. Industrijske svrhe ove kiseline su veoma ograniene zbog njene otrovnosti. Ima ulogu u oblaganju nekih drva i za neke pesticide. Koriena je i protiv tripanozome, uzronika bolesti spavanja. Ova upotreba nije bila veoma praktina zbog velike koliine potrebne za dezinfikaciju, koja bi odala toksine posledice.

Antimon

atomski broj: 51 Ar: 121,75 grupa: 5

perioda: O blok: p osobine: amforan element (slab metal) agregatno stanje: vrsto T.K: 1860 K T.T: 904 K gustina: 6,7g/cm3 elektronegativnost: 1,9 otkrie: poznat od davnina lat. naziv: stibium oksidaciona stanja: +3, +5 (ponekad -3) raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 18, 5 elektronska konfiguracija: [Kr]5s24d105p3 atomski poluprenik: 145 pm alotropske modifikacije:o

Alotropske modifikacije antimona su sline arsenovim. Siva ima metalni sjaj i stabilna je, a uta je nestabilna.

izotopi: Sb-121

1.

zastupljenost u prirodi: 57% raspad: stabilan

2.

Sb-123

zastupljenost u prirodi: 43% raspad: stabilan

3.

Sintetisan je izotop antimona atomske mase 125.

Antimon (Sb, lat. stibium) je element iz grupe metaloida. Rude antimona su: antimonit (Sb2S3) i ulmanit (NiSbS). Primena: Koristi se za proizvodnju tamparskih legura.

Ununpentijum

atomski broj: 115 Ar: 288 grupa: 5 perioda: P blok: p osobine: metal agregatno stanje: vrsto T.K: ? K T.T: ? K gustina: ?g/cm3 elektronegativnost: ? otkrie: Dubna, 2004. lat. naziv: ununpentijum oksidaciona stanja: ? raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 32, 18, 5 elektronska konfiguracija: [Rn]7s25f146d107p3 atomski poluprenik: ? pm izotopi:

Ununpentijum (Uup) - je verovatno slab metal. Ime je privremeno dato od IUPACa. 1. februara 2004. godine tim sastavljen od ruskih naunika sa Instituta za ispitivanje atoma i amerikih naunika iz Lawrence Livermore National Laboratory je uspeo da dobije etiri atoma ununpentijuma.

Bizmut

atomski broj: 83 Ar: 208,98 grupa: 5 perioda: P blok: p osobine: metal (amfoteran element) agregatno stanje: vrsto T.K: 1873 K T.T: 545 K gustina: 9,8g/cm3 elektronegativnost: 2,0 otkrie: poznat od davnina lat. naziv: bismuthum oksidaciona stanja: +1 do +5 raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 18, 5 elektronska konfiguracija: [Xe]6s24f145d106p3 atomski poluprenik: 160 pm izotopi: 1. Bi-209

zastupljenost u prirodi: 100% raspad: alfa

vreme poluraspada: 1,9 * 1019 godina raspada se na: Tl-205

2. Sintetisani su izotopi bizmuta atomskih masa 207 i 208. Bizmut (Bi, lat. bismutum) je metal [VA grupe.[1] Ime je dobio po nemakoj rei Wismut Zastupljenost: bizmut je zastupljen u zemljinoj kori u koliini od 0,048 ppm (engl. parts per million). Najvaniji minerali bizmuta su:

bizmutin Bi2S3 bizmutit (BiO)2CO3

Ove rude se najee javljaju kao sporedni proizvod kod dobijanja olova i bakra.[2] Bizmut ima 35 izotopa ije se atomske mase nalaze izmeu 190-215. Postojan je samo izotop 209, koji predstavlja skoro 100% izotopskog sastava bizmuta. U prirodi se javlja i izotop 210 (oko 50 ppm prirodnog sastava izotopa), koji je radioaktivan. Bizmut je poznat jo od XV veka. Korien je u Nemakoj kao dodatak legurama. Osnovna namena bizmuta je za dodavanje niskotopljivim rudama. Neka njegova kompleksna jedinjenja imaju primenu kao katalizatori. Bi2O3 koji je ruiaste boje koristi se u kozmetikoj industriji. Bioloki znaaj - nema. Nalazi se u kostima i u krvi ali tamo niemu ne slui. Njegove soli kao i oksidi su neotrovne. ist bizmut je krh metal. Ne reaguje sa kiseonikom iz vazduha, kao ni sa vodom. Rastvara se u koncentrovanoj azotnoj kiselini.