В подгрупата са елементите N, P, As, Sb, Bi. Съответният най-външен електронен слой съдържа пет електрона, дадени по подравнища ns2np3 (n-номера на периода). Това са p-елементи. Електроните са свързани помежду си и в нормално състояние елементите са тривалентни. При възбуждане един s-електрон може да премине в d-подравнището (без азота) и да се получи конфигурацията ns1np3nd1, тоест да се явят в пета валентност. Притежават изразена електороакцепторна функция, която намалява в реда N-Bi за сметка на електроннодонорната, тоест изпъква металният характер. При N и P в съединенията им връзката е предимно ковалентна, която преминава в йонна. Хидроокисите от киселини преминават в амфотерни.
Азот
N=14,008; Z=7.
Среща се свободен в атмосферата - 78,04 об. % или 75,51 мас. % и свързан като NaNO3 (чилска селитра), малки количества в почвата и в живата материя (белтъка).
Получава се технически от втечнения въздух при фракционната му дестилация и лабораторно най-често по реакцията NH4NO2=N2+2H2O при сгряване на водните разтвори на амониевия нитрит.
Безцветен, без миризма и вкус, практически неразтворим във водата газ с температура на кипене - 195,8 градуса по Целзий и температура на топене -210 градуса по Целзий. Твърдият азот дава полиморфна форма, на която спектърът съвпада с този на северното сияние. Ковалентната връзка е много здрава (170 kcal за грам-мол азот). Химично не е много активен, но реагира при сгряване с редица метали до нитриди - Mg3N2. Известни са и неметални нитриди - PN, AsN и други, които се получават по косвен начин. Реагира с кислорода до NO при високи температури, с CaC2 до CaCN2, с CaSi до CaSiN2 и прочие. Известен е и атомен азот, получаван от N2 при тихи електрични изпразвания или облъчване с алфа лъчи. Той е много по-реакционноспособен, отколкото N2. Реагира при обикновена температура с S, Hg, Na и други до нитриди.
Употребява се за получаване на NH3, в електроламповата промишленост като инертен газ при преливане на големи количества бензин от едно място на друго, за съхраняване на ценни картини, за напомпване на автогуми да се избегне окисляването на каучука от кислорода при високо налягане и прочие.
Амоняк (NH3)
Познати са няколко водородни съединения на азота, но важен е амонякът. Следи се намират във въздуха. Спектрално е доказан в атмосферата на Юпитер и Сатурн.
Получава се лабораторно при процеса 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O+2NH3, а технически при коксуването на каменните въглища, но най-вече, като се използва синтезата N2+3H2=2NH3+22,1 kcal. За да се ускори процесът у увеличи добивът на амоняк, работи се при високо налягане (от 300 атмосфери до 1000 атмосфери), висока температура (около 500 градуса по Целзий) и катализатор (желязо активизирано с Al2O3 и K2O или Na2O). Необходимият азот се получава от въздуха, а водородът при процеса H2O+C=CO+H2 при подходяща висока температура и катализатор (конверсия на CO). За отстранението на CO и CO2 има развити съответни методи.
Безцветен, с остра задушлива миризма, по-лек от въздуха с температура на кипене -33,4 градуса по Целзий и температура на топене -77,7 градуса по Целзий, газ. Като течност разтваря редица соли, алкални метали и някои неметали. Отчасти молекулите му са асоциирани (NH3), благодарение на водородните връзки. Солевите му разтвори са електропроводими. Разтваря се във водата - 1 обем вода 700 обема NH3, като се получава около 25% разтвор, наричан обикновено само амоняк или пък амониев хидроокис. Разтворът има алкална реакция поради процеса
NH3+H2O⇔NH4OH⇔NH4++OH-.
Реакциите, в които амонякът участва, са:
-
а) С повишаване на валентността на азота. Тук NH3 се явява редуктор. В зависимост от условията повишаването на валентността може да отиде до различни валентни стъпала. Той гори в чист кислород - 4NH3+3O2=6H2O+2N2. Редуцира много метални окиси PbO, NiO, CuO, CoO, реагира с хлора, брома и прочие.
-
б) На заместване на водородните атоми. Ако един водороден атом е заместен с метален атом или киселинен остатък, получават се амиди (NaNH2, CH3CONH2 и прочие), а при два атома - имиди (Na2NH и други), при три - нитриди (Na3N и прочие). При останалите случаи се получават съответно при един заместен водороден атом - аминосъединения (NH2OH, NH2NH2 и прочие), при два водорода - иминосъединения (NHCl2 и други), при три водорода - нитролосъединения (N(SO3H)3) нитросулфонена киселина и прочие (или пък например NCl3-азотен трихлорид, NBr3-азотен трибромид и прочие).
- в) На присъединяване. Тук спадат съединения, аналогични на кристалохидратите, наречени амиакати (амониакати) - CrCl3.6NH3, CaCl2.8NH3 и други. Те имат комплексен характер.
- г) Основни свойства. NH4OH се смята за слаба основа, но всъщност тя не е толкова слаба, тъй като солите й не са значително хидролизирани. В солите фигурира йонът NH4+, непознат в свободно състояние. При опит да се получи, разлага се на 2NH4=2NH3+H2. Но е позната амониевата амалгама, аналогична на калиевата, натриевата и прочие. В своите химични отнасяния амониевият йон е близък до този на алкалните метали. Всички NH4-соли при сгряване се разлагат, като се получават различни продукти, според природата на солта. Всички амониеви соли, по принцип, под действието на алкално действащи вещества отделят амоняк.
Важни амониеви соли са:
Амониев хлорид (NH4Cl). В практиката се нарича нишадър. Безцветни, нехигроскопични, със силно солено-кисел вкус, кристали. При сгряване на открито не се стопява, а се разлага - NH4Cl=NH3+HCl. Много разтворим, ендотермично, във вода. Разтваря се в глицерин и други органични разтворители. Употребява се при галваничните елементи, при калайдисването, в медицината и прочие. При калайдисването ролята на NH4Cl е да превърне нелетливия метален окис в летлив хлорид, като по такъв начин се получава чиста метална повърхност, върху които калаят се отлага качествено. Процесите при медта са NH4Cl=NH3+HCl и CuO+2HCl=CuCl2+H2O.
Амониев сулфат ((NH4)2SO4)). Безцветна кристална маса, много разтворима във вода. Не е хигроскопичен. Употребява се като изкуствен тор и в противопожарната техника - дърво пропито с (NH4)2SO4 не гори с пламък, а само се овъглява.
Амониев нитрат (NH4NO3). Амониева селитра. Безцветни кристали, отчасти хигроскопичнии, много разтворими във вода, при силно изразен ендотермичен ефект. При сгряване дава N2O (райски газз). Дава доста полиморфни форми. Употребява се масово като изкуствен тор, в експлозивната техника и прочие.
Амониев карбонат ((NH4)2CO3). Наричан в домакинството амониум или "амониева сода". Безцветна кристална маса, силно миришеща на амоняк поради хидролизата от влагата на въздуха. Употребява се в лекарството за бухване на тестени изделия, тъй като към 60 градуса по Целзий се разлага бързо, като дава газови продукти - (NH4)2CO3=2NH3+CO2+H2O.
Азотът дава голям брой окиси - N2O, NO, N2O3, NO2(N2O4), N2O5 и NO3(N2O6). Всички са ендотермични съединения. Над сгрята мед се разлагат до азот.
Азотна киселина. Анхидритът й е N2O5, бели кристали. В земната кора се среща солта й NaNO3 (чилската селитра). Получава се технически, предимно при окислението на NH3 (700-800 градуса по Целзий) при катализатор платина - родий 4NH3+5O2=4NO+6H2O. Полученият NO се доокислява до NO2, който с водата при подходящи условия дава HNO3.
Безцветна, димяща на въздуха, миришеща на азотни окиси киселина. Относителна плътност 1,53, температура на топене -41,3 градуса по Целзий. Кипи при 86 градуса по Целзий с частично разлагане. Продажната HNO3 е около 68%. Рядко се среща 95% (димяща азотна киселина), кафяво оцветена от разтворения в нея кафяв NO2. При обикновена, а с по-голяма скорост, при по-висока температура и при облъчване се разлага - 4HNO3=2H2O+4NO2+O2. Едноосновна силна киселина. Солите - нитратите са много разтворими във вода и при сгряване при немного високи температури се разлагат. Действа окислително, при което в зависимост от условията се редуцира до NO, NO2 или до NH3. Окислява S до H2SO4 до H3PO4 и прочие. Разтваря почти всички метали (без Au и Pt), без да се получава водород. причината е за металите преди водорода в електроафинитетния ред, че атомният водород се окислява до вода, а за металите след водорода металът се окислява до окис, който се разтваря в излишъка киселина. Например за метал преди водорода - Mg+2HNO3=Mg(NO3)2+2H; HNO3+3H=NO+2H2O; 3CuO+6HNO3=3Cu(NO3)2+3H2O. Някои метали (Fe, Al, Co и други), пир киселина - метал се прекъсва. Върху органичните вещества действа или нитриращо C6H6+HNO3=C6H5NO2+H2O или пъкестерифициращо в нитробензол, а във втория - глицеринов естер на азотната киселина, неправилно наричат нитроглицерин.
Употребява се в органичния синтез в експлозивната техника, в промишлеността за изкуствени торове, в металната техника и други.
Фосфор
P=30,97; Z=15.
Среща се изключително в свързано състояние - минералите Ca3(PO4)2 фосфорит, Ca3(PO4)2.CaF2(Cl2) апатит и други. Влиза в състава на белтъците. При животните е главно включен в нервната и мозъчната тъкан. Изгражда костната система под формата на Ca3(PO4)2.
Получава се Ca3(PO4)2+3SiO2+5C=P2+5CO+3CaSiO3 при висока температура. Фосфорните пари се улавят под вода.
И тук, както при въглерода, не може да се говори определено за свойствата на фосфора поради полиморфните му форми, различаващи се много по свойства. Важен е белият и червеният фосфор. По-съществени разлики са следните: белият-бледожълт, относителна плътност 1,83, температура на топене 44 градуса по Целзий, самозапалва се на въздуха, свети на тъмно, отровен (0,05 грама смъртна доза за човека), реакционноспособен, разтваря се в Cs2, не се пази под вода и прочие. Познати са още виолетовият и металният фосфор.
Светенето на фосфора се дължи на много сложния механизъм на окислението му при обикновена температура, който се променя при промяна на условията. В чист кислород не свети, въпреки че окислението протича с много по-голяма скорост, отколкото оставен на въздуха.
За противоотрова при отравяне с фосфор се пие разтвор на син камък (CuSO4), който образува с фосфора неотровния за организма меден фосфид Cu3P2. В малки количества (под смъртната доза) действа благотворно и укрепващо върху организма.
За обикновени условия стабилната модификация е червеният фосфор. Съединенията на фосфора с металите са фосфидите. В частност цинковият фосфид Zn3P2 е най-добрата отрова срещу мишки и плъхове, но е много отровен и за човека. Реагира и с много неметали - халогенните елементи и прочие.
Белият фосфор се употребява във фармацевтичната промишленост, за димни завеси, за запалителни бомби и прочие, а червеният - най-вече в кибритената промишленост.
С водорода дава доста голям брой фосфороводороди. Важни са фосфидът PH3 и дифосфинът P2H4. Първият е газ, вторият е течност, които се самозапалват на въздуха. Получават се понякога в блата и гробища, и определят така наречените блуждаещи огньове.
Двуфосфорен петоокис (двуфосфорен пентаоксид, P2O5)
Получава се Ca3(PO4)2+3H2SO4=2H3PO4+3CaSO4.
Представлява безцветна кристална маса със състав H3PO4.1/2H2O. Търговската е сироповидна - 85-90% течност. При нагряване преминва в пирофосфорната киселина H4P2O7 и накрая в метафосфорна киселина HPO3. Солите на H3PO4 са фосфатите. Очевидно H3PO4 е ортофосфорна киселина. Дава кисели и нормални соли. Слаба киселина. Нормалните, разтворими във вода, се хидролизират. На тежките метали фосфатите са малко разтворими. Токсичността на киселините и на съответните соли расте от орто към метаформите. Дори се смята, че H3PO4 не е отровна и в някои страни се употребява за подкиселяване на безалкохолните напитки. Фосфатите намират голямо приложение в селското стопанство - суперфосфатът Ca(H2PO4)2+CaSO4, преципитатът CaHPO4, амофосът (NH4)2HPO4 и други, освен това при омекотяването на твърдата вода и прочие.
Арсен (As=74,91; Z=33)
Среща се като аурипигмент As2S3, реалгар As4S4, арсенопирит FeAsS и други. Дава няколко полиморфни форми - сив (αAs), чер (βAs) и жълт (γAs) арсен. Стабилната модификация е сивият арсен, провежда тока. Жълтият като аналог на белия фосфор свети на тъмно. Реагира с металите и неметалит при подходящи високи температури. С металите дава арсениди. Явява се в -3+3 и +5 валентност. При сгряване сивият арсен сублимира. Важно съединение е арсеникът (мишеморка) As2O3. Бял, отровен прах.
Арсенът, както и неговите съединения, са отровни. Парите на арсена, както и на много негови съединения миришат на чесън. Намират приложение в медицината, селското стопанство и други. В малки дози, поеман вътрешно, арсенът действа благоприятно - увеличава червените кръвни телца, увеличава се работоспособността и прочие.
Антимон (Sb=121,76; Z=51)
Среща се в земната кора като антимонит Sb2S3 и други. Сивобял с метален блясък. Стабилната полиморфна форма е сивият метален Sb. Известен е така нареченият експлозивен антимон, получаван при електролизата на SbCl3. Той има аморфен строеж. Антимонът реагира с много неметали и метали при подходящи условия. С металите дава антимониди. Явява се в -3, +3, +5 валентност. Употребява се за печатарската сплав, разни лагерни сплави, бабити и прочие.
Бисмут (Bi=209; Z=83)
Среща се най-често като бисмутин Bi2S3 и други. Червеникав, крехък с блясък елемент. Реагира с неметалите и металите - с последните изгражда бисмутини. Както при водата, и тук при температурата на стапяне на твърдата фаза плава над течната. Употребява се най-вече за нискотопими сплави - на Розе, температура на топене 96 градуса по Целзий, на Липовиц - 70 градуса по Целзий, на Вуд - 65 градуса по Целзий, на Д'Арсе 45 градуса по Целзий и прочие. Металите, които участват при тези сплави, са Bi, Sn, Hg в някои случаи. Намират приложение за отливки и в противопожарната техника за алармиране и прочие.
Общо за тези три елемента следва да се подчертае, че всички са топло- и електропроводими, металният характер се засилва в реда As-Bi, намират се след водорода в електроафинитетния ред и реагират само с окислително действащи киселини.