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.

Fosfor se u prirodi zbog reaktivnosti ne nalazi u slobodnom stanju. Dobija se iz minerala fosforita čija su najveća nalazišta 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 gvožđem ili prženjem stibita, pa zatim redukcijom pomoću 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 već opisanim procesima redukcije.

Reakcije

Elementi 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 pažljivim odabiranjem uslova fosfor(III)oksid. Reaguje i sa svim halogenima (gradi trovalentna jedinjenja). Fosforu je veoma sličan arsen, koji reaguje gotovo identično s tim da u reakciji s fluorom može biti i petovalentan.

Antimon i bizmut se znatno razlikuju od fosfora i arsena. Ta razlika se ogleda već u reakciji sa vodom.

2Sb + 3H2O -> Sb2O3 + 3H2

Reaguju sa halogenima i kiseonikom gradeći trovalentna jedinjenja, a bizmut često i petovalentna. U koncentrovanoj sumpornoj kiselini se "rastvaraju" uz izdvajanje SO2 i azotnoj kiselini, a u hlorovodoničnoj uz prisustvo vazduha.

4Bi + 12HCl + 3O2 -> 4BiCl3 + 6H2O

2Bi + 6H2SO4 -> Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Bizmut i antimon imaju veoma zanimljivu osobinu - slično vodi, oni se pri očvršćavanju rastežu.

Primena

Azot se koristi za dobijanje amonijaka, koji je polazna sirovina za mnoga jedinjenja. Fosfor se koristi za proizvodnju šibica. Arsen se koristi kao otrov, dodaje se olovu u puščanoj

sačmi da bi se stvrdnulo. Antimon ulazi u sastv legura od kojih je vrlo zanimljiva "štamparska" (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 širu primenu.

Jedinjenja

Petovalentni oksidi (N2O5, P2O5...) su anhidridi kiselina - azotne, fosforne...  Azotna kiselina je izuzetno jaka, fosforna slaba, a kiseline bizmuta i antimona su već amfoterne.

Hidridi ( NH3, PH3...) porastom atomske mase elementa postaju sve nestabilniji i postepeno gube bazni karakter, koji je izražen kod amonijaka, a kod arsina je već skoro potpuno nestao.

Trovalenti oksidi su takođe anhidridi kiselina, odnosno amfoternih jedinjenja, ili čak 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 hlorovodoničnom 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

otkriće: 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 poluprečnik: 65 pm

brzina zvuka (m/s): 353

jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol):

o N-H, 390

o N-N, 160

o N=N, 415

o N-Cl, 193

o C-N, 268

o N N, 946

izotopi:

1. N-14

zastupljenost u prirodi: 99,65%

raspad: stabilan

2. N-15

zastupljenost u prirodi: 0,35%

raspad: stabilan

3. Sintetisan je izotop azota - 13.

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

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, zagušljiv je. Pod normalnim tehnološkim uslovima ponaša se kao intertan gas. Prelazi u tečno stanje na -195 °C (1,013 bara).

Jedinjenja

Azot ulazi u sastav mnogih jedinjenja kao što su na primer: amonijak, azotna kiselina, nitrati, nitriti kao i u mnoga važna organska jedinjenja. Neophodan je za život na Zemlji. Ulazi u sastav biočestica kao što su aminokiseline, nukleinske kiseline...

Primena

Kao inertan gas u metalurgiji, hemijskoj industriji, industriji hrane i poljoprivredi

Za transport agresivnih materija

U tečnom agregatnom stanju za brzo hlađenje u industriji, proizvodnji hrane, medicini i veterini, u naučnotehničkim istraživanjima.

Za regulisanje kalorične vrednosti gorivih gasova

Za sintezne smese u hemijskoj industriji

Način proizvodnje i isporuke

Dobija se rektifikacijom tečnog vazduha na temperaturi ispod -185 °C.

U čeličnim sudovima - bocama, pod pritiskom od 150 bara. Boce su pojedinačne ili u baterijama - paletama sa zajedničkim ventilom za punjenje i pražnjenje, u baterijama sudova - boca trajno ugrađenim na transportno vozilo ili u tečnom agregatnom stanju specijalnim transportnim vozilima do rezervoara korisnika.

Takođe se transportuje i skladišti u tečnom stanju u vakuumom izolovanim trensportnim cisternama i rezervoarima na -195 °C

Postupak i materijali

Upotreba azota pod pritiskom i tečnog azota podležu posebnim propisima i merama zaštite.

Dozvoljena upotreba većine materijala za gasoviti azot. Za tečni azot neophodna primena austenitnih čelika, legura bakra i aluminijuma,teflona ...

Fosfor

atomski broj: 15

Ar: 30,97

grupa: 5

perioda: M

blok: p

osobine: nemetal (metaloid)

agregatno stanje: čvrsto

T.K: 550 K

T.T: 317 K

gustina: 1,82(beli), 2,34(crveni) - 2,69 (crni)g/cm3

elektronegativnost: 2,1

otkriće: H. Brand, 1669.

lat. naziv: phosphorus

oksidaciona stanja: +5, -3, +3

raspored elektrona po nivoima:2, 8, 5

elektronska konfiguracija: [Ne]3s23p3

atomski poluprečnik: 100 pm

alotropske modifikacije:

o beli, tetragonalni P4, reaktivan

o crveni,tetragonalni, Pn, zagrevanjem belog na 3000C bez vazduha, manje reaktivan

o crni, iz belog pod jakim pritiskom, nerastvoran u većini rastvarača, metalni sjaj poput grafita

jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol):

o P-H, 328

o P-O, 407

o P-P, 209

o P-Cl, 419

o P=O, 560

izotopi:

1. P-31

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 viševalentan nemetal iz VA grupe. U prirodi se često 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 grčki naziv).

Fosfor je sastavni deo nukleinskih kiselina - DNK (dezoksiribonukleinske kiseline) i RNK (ribonukleinske kiseline) i esencijalan element za sve ćelije, pa se zato svrstava u biogene elemente. Najznačajnija industrijska upotreba fosfornih hemikalija je za pravljenje đubriva.

Fosforne smeše se koriste i u eksplozivima, nervnim gasovima, pirotehnici, pesticidima, pastama za zube i deterdžentima.

Karakteristike i alotropi

Fosfor se može pronaći u više alotropskih modifikacija, najčešće kao beli, crveni i crni. Beli fosfor (Р4) sastoji se iz 4 atoma raspoređena u temena tetraedra, što uzrokuje nestabilnost. Sastoji se iz šest veza. Beli fosfor je žut, sjajan i transparentan, a zato se ponekad još naziva i žuti fosfor. Sija zeleno u mraku (u prisustvu kiseonika); jako je zapaljiv i piroforičan u prisustvu vazduha, kao i otrovan. Miris njegovog sagorevanja je karakterističan - nalik belom luku. Uzorci ovakvog fosfora su najčešće obavijeni belim oksidom fosfora, koji se sastoji od P4O10 jedinica u kojima su atomi fosfora raspoređeni u temena tetraedra, dok su atomi kiseonika umetnuti između njih i na njihovim vertikalama. Beli fosfor nije rastvorljiv u vodi ali jeste u ugljen-disulfidu.

Prikaz molekula belog fosfora

Beo alotrop može se napraviti koristeći različite metode. U metodi sa kalijum fosfatom, koji se za tu svrhu dobija iz fosfornog kamenja i greje se u pećnici sa ugljenikom i silicijumom. Elementarni fosfor se onda oslobađa kao para i može se sakupiti koristeći fosfornu kiselinu (H3PO4). Taj proces je sličan prvoj Brantovojsintezi fosfora i kalcijum-fosfata u mokraći.

Prikaz molekula crvenog fosfora

Crveni fosfor se može dobiti zagrevanjem belog fosfora na 250°C ili izlaganjem belog fosfora sunčevim zracima. Fosfor nakon toga dobija amorfan raspored atoma što uzrokuje veću stabilnost. Dalje zagrevanje će uzrokovati kristalizaciju. Crveni fosfor gori na 240°C, dok beli gori na 30°C. Hitorf je 1865. otkrio da se dobija purpurasti oblik fosfora (Hitorfov fosfor) kada se fosfor kristališe topljenim olovom.

Prikaz molekula crnog fosfora

Crni fosfor ima rombičnu kristalnu rešetku i najmanje je reaktivan; sastoji se iz šestočlanih prstenova koji su međusobno povezani. Svaki atom je spojen sa ostala tri. Noviji metod sinteze crnog fosfora pojavio se koristeći metalne soli kao katalizatore.

Sjaj

Sjaj fosfora je bila atrakcija za vreme njegovog otkrića 1669. godine, ali mehanizam kojim je sijao nije opisan sve do 1974. godine. Znalo se još 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 - trošenju kiseonika pri toj reakciji. U 18. veku se znalo da čist kiseonik nije odgovoran za svetljenje fosfora, već da postoji raspon parcijalnih pritisaka na kojima se to zbiva. Zagrevanje se moglo primeniti da bi se postigao odgovarajući pritisak.

Godine 1947, sjaj su opisali R. Dž. Ci i A. J. Kan. Reakcija sa kiseonikom se zbiva na površini tečnog ili čvrstog fosfora, formirajući kratkotrajne molekule HPO i P2O2, koji oboje emituju vidljivu svetlost. Reakcija je spora, pa on sija duže vremena čak 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 slučaju hemoluminescencija), a ne fosforescencija (ponovno emitovanje svetla koje je prethodno palo na njega).

Primena

Koncentrovana fosforna kiselina, koja sadrži oko 70% do 75% P2O5 (fosfor(V)-oksida) je veoma bitna za poljoprivredu, tj. proizvodnju đubriva. Ali zbog velike upotrebe, dovelo je do povećanja 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 deterdženata (a u nekim je zabranjen)

fosforna kiselina se koristi u gaziranim pićima.

fosfor se koristi za pravljenje organskih smeša, preko fosfor hlorida i P4S3 i P4S10. Te smeše su plastifikanti, vatro-otporne supstance i pesticidi.

fosfor je bitan u pravljenju čelika i fosfor bronze (Cu3P)

beli fosfor se koristi za vojne svrhe (dimne bombe)

crveni fosfor je bitan za pravljenje plamena šibice. Kod šibica, crveni fosfor je prisutan na hrapavoj površini, a ne u glavi šibice.

32P i 33Р 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 ključni element za sve oblike života. PO4-3 je bitan jer gradi DNK i RNK. Ćelije

koriste adenozin trifosfat (ATP) za prenos energije. Skoro svaki ćelijski proces koristi ATP. Fosfolipidigrade ćelijske membrane. Soli kalcijum fosfata koriste životinje da bi ojačale njihove kosti. Fosfora u čoveku ima oko 1 kilogram (3/4 su u kostima i zubima kao apatit). Prosečan čovek dnevno pojede 1-3 grama fosfora u obliku fosfata. Bitan je za zemljište kao makromineral.

Dostupnost fosfora u ekosistemima povećava rast organizama. Dok u vodenim ekosistemima puno fosfora može biti problematično (cvetanje vode).

Cvetanje vode

Otkriće

Fosfor je otkrio nemački alhemičar Henig Brand 1669. godine iz preparata mokraće koja je imala rastvorene fosfate iz normalnog metabolizma. Brand je hteo da destiluje neke soli isparivanjem mokraće, a dobio je beo materijal koji je svetleo u tami i goreo uz briljantni plamen. Prvi put je fosfor korišten u komercijalne svrhe u industriji šibica, u 19. veku.

Rasprostranjenost

Zbog reaktivnosti sa vazduhom i mnogim kiseoničnim jedinjenjima, fosfor se ne nalazi elementaran u prirodi ali ga ima puno u mnogim drugim oblicima. Fosforni kamen, koji se

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

Rudnik apatita u Rusiji

Mere predostrožnosti

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

Fluorofosfatni estri su najjači toksini. Mnogi pesticidi su napravljeni od fosfora (herbicidi, insekticidi, fungicidi..). Mnogi neorganski fosfati su relativno neotrovni i esencijalni nutricijenti. Za okruženje su opasni u prevelikim količinama, uzrokuju cvetanje algi. Beli fosfor treba da se čuva stalno pod vodom, jer je zapaljiv. Crveni fosfor nije toliko zapaljiv ali treba biti pažljiv sa njim jer se vraća u beli fosfor na nekim rasponima temperatura, jer onda emituje veoma otrovne gasove koji se sastoje iz fosfor oksida kada se zagreju. U problemu izloženosti elementarnom fosforu se predlagalo ispiranje sa dvoprocentnim bakar sulfatom, ali je ono ukinuto jer je on otrovan i može da šteti bubrezima. Sada se preporučuje bikarbonatni rastvor da neutrališe fosfornu kiselinu.

Eksplozija fosfora

Izuzetak oktetnom pravilu

Prosta Luisova struktura za trigonalan bipiramidalan PCl5 molekul koji se sadrži od 5 kovalentnih veza iplicira hipervalentan molekul sa desetovalentnim elektronimašto je suprotnost oktetnom pravilu. Dva elektrona koja odgovaraju nevezanoj molekularnoj orbitali nisu uključena zato što je orbitala lokalizovana na dva atoma hlora i ona ne prilaže verovatnoći da je elektron prisutan na atomu fosfora.

Radioaktivni izotopi

Radioaktivni izotopi fosfora su: 32P i 33Р.

Arsen

atomski broj: 33

Ar: 74,92

grupa: 5

perioda: N

blok: p

osobine: nemetal (metaloid)

agregatno stanje: čvrsto

T.K: 887 K

T.T: 1090 K

gustina: 5,73g/cm3

elektronegativnost: 2,0

otkriće:  A. Magna, 1250.

lat. naziv: arsenicum

oksidaciona stanja: +3, -3, +5

raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 5

elektronska konfiguracija: [Ar]4s23d104p3

atomski poluprečnik: 115 pm

alotropske modifikacije:

o sivi (alfa), ima metalni sjaj, do 8000C As4, As2 preko 1700, reaktivan

o žuti (beta),heksagonalni (As6), dobija se hlađenjem arsenvodonika, nestabilan na sobnoj temperaturi (prelazi u sivi), nema metalni sjaj, manje reaktivan

o crni (amformi), dobija se sublimacijom arsena bez prisustva vazduha, iznad 3600 prelazi u stabilniji sivi

jačina nekih kovalentnih veza (kJ/mol):

o As-H, 245

o As-O, 477

o As-As, 348

o As-Cl, 293

o As-C, 200

izotopi:

1. As-75

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 četiri izotopa: 73, 74, 75 i 76, od kojih je postojan samo 75.

Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 2,5 ppm (engl. parts per million) u obliku nekoliko minerala od kojih je najrasprostranjeniji arsenopirit koji se često nalazi i u ležištima pirita.

Njegova jedinjenja su bila poznata još u antičko doba. U čistom obliku prvi ga je izdvojio alhemičar Albert Veliki u XII-om veku, mada na to otkriće pretenduju i stariji arapski alhemičari i kineski narodni lekari.

Sigurno najpoznatije jedinjenje arsena je vrlo toksičan As2O3. Netoksične soli arsen(V) su sastojci pesticida, kao i dodaci staklu dajući mu zelenkastu boju.

prirodan arsen

Biološki značaj - nekoliko enzima koji su neophodni za život sadrže arsen. Arsen je jedan od mikroelemenata i njegova minimalna dnevna količina 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 unošenjem velikih količina one se nagomilavaju u organizmu i redukuju se do toksičnih 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. Čist arsen se dodaje nekim legurama čelika, a i dodaje se silicijumu u električnoj industriji.

Arsen gradi dva oksida:

Arsen (III)-oksid (As2O3) - Poznatiji je i po nazivu arsenik. Industrijski je najvažnije jedinjenje arsena. Dobija se prženjem neke arsenove rude, najčešće arsenopirita:

Ima odlike bezbojne staklaste mase koja stajanjem postaje neprozirna. Jak je otrov, ali se i u malim količinama upotrebljava kao lek. U vezi sa njim su osnovane neke spekulacije u vezi sa smrću Napoleona Bonaparte. Kisele i bazne osobine ovog oksida su slabo izražene.Arsenatna kiselina, koja se gradi dejstvom vode na arsen (III)-oksid, pokazuje slabo kiselu reakciju. Prema tome, arsen (III)-oksid jeamfoteran oksid, ali sa jače izraženim kiselim osobinama.

Arsen (V)-oksid (As2O5) - Dobija se kada se arsenikovoj kiselini oduzme voda. Kada se arsenatna kiselina zagreva 2 sata na oko 210°C dobija se ovaj arsenov oksid kao bela, staklasta čvrsta supstanca koja se rasplinjuje:

Pri zagrevanju, raspada se na arsen (III)-oksid i oslobađa se kiseonik. Lako je rastvoran u vodi, stvarajući arsenatnu kiselinu. Poznato je nekoliko arsenata od kojih industrijski značaj ima kalcijum-arsenat (Ca3(AsO4)2), koji su upotrebljava za uništavanje štetočina i natrijum arsenat, Na2HAsO4•12 H2O koji se upotrebljava pri štampanju pamučnog platna.

Arsenitna kiselina (H3AsO3) - Gradi molekul piramidijalnog oblika sa OH grupama vezanim za arsen. Slaba je kiselina. Opasnija je u svom anhidridu.

Arsenatna kiselina (H3AsO4) - Bezbojna slaba kiselina. Industrijske svrhe ove kiseline su veoma ograničene zbog njene otrovnosti. Ima ulogu u oblaganju nekih drva i za neke pesticide. Korišćena je i protiv tripanozome, uzročnika bolesti spavanja. Ova upotreba nije bila veoma praktična zbog velike količine potrebne za dezinfikaciju, koja bi odala toksične posledice.

Antimon

atomski broj: 51

Ar: 121,75

grupa: 5

perioda: O

blok: p

osobine: amforan element (slab metal)

agregatno stanje: čvrsto

T.K: 1860 K

T.T: 904 K

gustina: 6,7g/cm3

elektronegativnost: 1,9

otkriće: 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 poluprečnik: 145 pm

alotropske modifikacije:

o Alotropske modifikacije antimona su slične arsenovim. Siva ima metalni sjaj i stabilna je, a žuta je nestabilna.

izotopi:

1. Sb-121

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 štamparskih legura.

Ununpentijum

atomski broj: 115

Ar: 288

grupa: 5

perioda: P

blok: p

osobine: metal

agregatno stanje: čvrsto

T.K: ? K

T.T: ? K

gustina: ?g/cm3

elektronegativnost: ?

otkriće: Dubna, 2004.

lat. naziv: ununpentijum

oksidaciona stanja: ?

raspored elektrona po nivoima:2, 8, 18, 32, 32, 18, 5

elektronska konfiguracija: [Rn]7s25f146d107p3

atomski poluprečnik: ? pm

izotopi:

Ununpentijum (Uup) - je verovatno slab metal. Ime je privremeno dato od IUPACa.

1. februara 2004. godine tim sastavljen od ruskih naučnika sa Instituta za ispitivanje atoma i američkih naučnika iz Lawrence Livermore National Laboratory je uspeo da dobije četiri atoma ununpentijuma.

Bizmut

atomski broj: 83

Ar: 208,98

grupa: 5

perioda: P

blok: p

osobine: metal (amfoteran element)

agregatno stanje: čvrsto

T.K: 1873 K

T.T: 545 K

gustina: 9,8g/cm3

elektronegativnost: 2,0

otkriće: 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 poluprečnik: 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 nemačkoj reči Wismut

Zastupljenost: bizmut je zastupljen u zemljinoj kori u količini od 0,048 ppm (engl. parts per million). Najvažniji minerali bizmuta su:

bizmutin Bi2S3

bizmutit (BiO)2CO3

Ove rude se najčešće javljaju kao sporedni proizvod kod dobijanja olova i bakra.[2]

Bizmut ima 35 izotopa čije se atomske mase nalaze između 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 još od XV veka. Korišćen je u Nemačkoj kao dodatak legurama.

Osnovna namena bizmuta je za dodavanje niskotopljivim rudama. Neka njegova kompleksna jedinjenja imaju primenu kao katalizatori.

Bi2O3 koji je ružičaste boje koristi se u kozmetičkoj industriji. Biološki značaj - nema. Nalazi se u kostima i u krvi ali tamo ničemu ne služi. Njegove soli kao i oksidi su neotrovne.

Čist bizmut je krh metal. Ne reaguje sa kiseonikom iz vazduha, kao ni sa vodom. Rastvara se u koncentrovanoj azotnoj kiselini.