OSNOVE NEORGANSKE HEMIJE Elementi 15. grupe PSE

RASPROSTRANJENOST I DOBIJANJE

Azot (N), fosfor (P), arsen (As), antimon (Sb), bizmut (Bi)

Mc – moskovijum, nestabilni transaktinoid, ekstremno radioaktivan, najstabilniji izotop 290Mcima t1/2= 0.65 sec

Zapreminski udeo azota u Zemljinoj atmosferi je oko 78%.

Azot i fosfor su biogeni elementi.

Fosfor je u obliku kalcijum-fosfata (fosforit) prisutan u kostima (oko 60%) i zubima (oko 20%)

Zastupljenost u Zemljinoj kori: P (0.1%) > N (0.03%) > As > Sb > Bi (5x10-6%)

N: šalitra (KNO3), čilska šalitra (NaNO3); P: apatit (Ca5X(PO4)3, X=F-, Cl-, OH-,...); As:arsenopirit (FeAs2·FeS2), reaglar ili crveni arsenov blistavac (As4S4), auripigment (As2S3),arsenolit (As4O6); Sb: stibnit (Sb2S3); Bi: bizmit (Bi2O3) i bizmutinit (Bi2S3).

DOBIJANJE

Molekulski azot se industrijskidobija frakcionom destilacijom tečnog vazduha (Tk(N2)=-196˚C)

U laboratoriji se azot dobija: termalnim razlaganjem amonijum-nitrita: NH4NO2 → N2 + 2H2O

zagrevanjem vodenog rastvora zasićenog amonijum-hloridom i natrijum-nitritom: [NH4]+ + [NO2]

- → N2 + 2H2O

termolizom natrijum-azida: 2NaN3 → 2Na(l) + 3N2

Elementarni fosfor se dobija iz ruda sa velikim udelom kalcijum-fosfata zagrevanjem sa peskom ikoksom u električnoj peći: 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C → P4 + 6 CaSiO3 + 10CO, a dobijeni beli fosfor se čuva ispod vode.

Elementarni arsen se dobija termalnim razlaganjem arsenopirita u odsustvu vazduha

4FeAsS→ 4FeS + As4

Arsen se može dobiti i prženjem sulfidnih ruda, pri čemu prelazi u oksid, a zatim redukuje ugljenikom.

2As2S3 + 9O2 → As4O6 + 6SO2; As4O6 + 6C → As4 + 6CO

DOBIJANJE

Antimon se dobija topljenjem stibnita sa gvožđem: Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS

Antimon se može dobiti i prženjem stibnita, pri čemu prelazi u oksid, a zatim redukuje koksom:

2Sb2S3 + 10 O2 → Sb4O8 + 6SO2 ; Sb4O8 + 8C → 4Sb + 8CO

Bizmut se dobija kao sporedni proizvod pri rafinaciji Pb, Cu, Sn, Ag i Au.

Može se dobiti iz bizmutinita oksidacijom do oksida, pa redukcijom koksom, ili iz bizmitaredukcijom koksom.

Bi2S3 + 4.5 O2 → Bi2O3 + 3SO2 ; 2Bi2O3 + 3C → 4Bi + 3CO2

UPOTREBA

Elementarni azot se kao inertni gas upotrebljava za postizanje inertne atmosfere u industrijskim i laboratorijskim uslovima, dok se tečni azot koristi kao tečnost za hlađenje i brzo smrzavanje.

Velike količine azota se upotrebljavaju za sintezu amonijaka, koji je polzna sirovina za pravljenje svih ostalih jedinjenja azota.

Jedinjenja azota, poput azotne kiseline, imaju veliku primenu u industriji, soli se koriste kao veštačka đubriva, a upotrebljavaju se i u sintezi eksploziva (nitroglicerin i TNT).

UPOTREBA

Najveći deo belog fosfora se konvertuje u fosfornu kiselinu, okside, fosfor(III)-hlorid ili fosfor-oksihlorid.

Fosforna kiselina je veoma bitna u proizvodnji veštačkih đubriva, deterdženata i aditiva za hranu, a koristi se za uklanjanje rđe sa površine gvožđa i čelika.

PCl3 i POCl3 se koriste u mnogim organskim sintezama i za sintezu organo-fosfornih jedinjenja.

Crveni fosfor koristi se za stvaranje dima i za proizvodnju šibica – vrh drvceta premazanog parafinom se umače u smešu KClO3, malo sumpora, lepka i filera, dok je deo površine kutije šibica pokriven smešom smrvljenog stakla, crvenog fosfora (oko 50%), lepka i filera.

Prilikom trenja, dolazi do konverzije male količine crvenog fosfora u beli, koji se spontano pali na vazduhu, pali se sumpor, što dovodi do dekompozicije kalijum-hlorata na KCl i kiseonik, koji omogućuje gorenje.

Miris danas korišćenih šibica potiče od sumpor(IV)-oksida.

UPOTREBA

Arsen i sva njegova jedinjenja su izuzetnotoksični.

Elementarni arsen se u malim količinama dodajeolovu pri izradi sačme, mnogo veću primenu imajujedinjenja arsena u industriji kože, stakla i pesticida(sve manje zbog izražene toksičnosti).

Koristi se kao dopirajući element upoluprovodnicima.

Parisko zeleno - bakar-acetoarsenit

UPOTREBA

Antimon je manje toksičan, njegovo jedinjenjekalijum-antimon-tartarat koristi se kao sredstvo zapovraćanje i u tretmanu nekih bolesti (šistozomijaza ilišmanijaza).

Sulfid antimona se koristi u proizvodnji boja,lepkova, plastike i zapaljivih sredstava, a sulfid zafotoelektronska kola i elektrofotografske materijale.

Bizmut se uporebljava za legure za lemljenje (sakalajem i srebrom), a neka njegova jedinjenja, poputbizmut-oksihlorida se koriste u industriji („pearlwhite“).

FIZIČKE OSOBINE I REAKTIVNOST

Duž grupe raste metalni karakter kao i stabilnost nižih oksidacionih stanja.

Valetna elektronska konfiguracija: ns2np3

Ona upućuje na to da bi sparivanjem tri nesparena elektrona sa drugim atomom (pri čemu bi nastale 1σ i2 π veze) nastao stabilan dvoatomni molekul, međutim to je slučaj samo kod azota i to je omogućenonjegovim malim radijusom, dok ostali elementi ove grupe homonuklearne dvoatomne molekule grade samona veoma visokim temperaturama.

Zbog takve stukture, elementarni azot je na sobnoj temperaturi stabilan nereaktivan gas sa niskom tačkomključanja.

Jednostruka i dvoguba veza između atoma azota je znatno slabija nego kod ugljenika (odbijanjeslobodnih elektronskih parova) i on pokazuje vrlo malu i ograničenu sposobnost katenacije.

Uprkos tome što ima 5 valentnih elektrona azot ne može formirati 5 veza, jer je jako malo i ne možesmestiti 5 atoma oko sebe i ne poseduje prazne d orbitale (kao ostali elementi grupe).

On može donirati svoj elektronski par i formirati dativnu ili koordinacionu kovalentnu vezu (gde obaelektrona koja čine vezu potiču sa istog atoma), kao kod amonijum jona NH4

+

FIZIČKE OSOBNE I REAKTIVNOST

Izolovano je čak 12 kristalnih i amorfnih formi fosfora.

Kao standardna forma fosfora definisan je tetraedarski molekul P4 , gde je svaki atom fosforapod uglom od 60˚.

Kako tri p orbitale međusobno zaklapaju ugao od 90˚, ovde se one samo delimičnopoklapaju, što za posledicu ima veliku reaktivnost i nestabilnost ove alotropske modifikacije, kojase naziva beli fosfor.

Stabilnija alotropska modifikacija crveni fosfor ima strukturu lančano povezanih tetraedara.

Antidot kod trovanja belim fosforom je rastvor bakar-sulfata, koji gradi nerastvorni bakar-fosfid:

P4 + 3Cu2+ + 6 H2O → Cu3P2 + 2 H3PO3 + 6H+

FIZIČKE OSOBINE I REAKTIVNOST

Hittorf-ov ili ljubičasti fosfor ima lančanu strukturu.

Najstabilniji alotrop je crni fosfor koji se dobija zagrevanjem belog fosfora na visokom pritisku, i on je poizgledu i osobinama sličan grafitu, a ima strukturu nabranih šestočlanih prstenova.

Arsen se javlja u dve alotropske modifikacije, nestabilnoj žutoj (As4) i stabilnijoj sivoj, koja ima slojevitustrukturu i pokazuje neobično svojstvo da mu se topljenjem smanjuje zapremina, a očvršćavanjem povećava.

Antimon ima tri alotropa: žuti (Sb4), sivi metalni (slojevita sa udelom

metalne veze) i eksplozivni (amorfni).

Bizmut ima jednu stabilnu strukuturu, koja odgovara sivom antimonu.

HIDRIDI Svi članovi grupe grade trihidride, pri čemu je BiH3 (bizmutan) nestabilan i o njemu se malo zna.

NH3 – amonijak (azan), PH3 – fosfin (fosfan), AsH3 – arsin (arsan), SbH3 – stibin (stiban)

Amonijak je jedno od najpoznatijih i najvažnijih jedinjenja azota i u laboratoriji se dobija: delovanjem vode na nitride Li ili Mg: Li3N + 3H2O → NH3 + 3LiOH

zagrevanjem amonijum soli sa bazama: 2NH4Cl + Ca(OH)2 → 2NH3 + CaCl2 + 2H2O

redukcijom nitrata ili nitrita u alkalnim rastvorima sa Zn ili Al: NO3- + 4Zn + 6H2O + 7OH- → NH3+ 4[Zn(OH)4]

2-

U industriji se amonijak dobija Haber-Bošovim postupkom koji se temelji na optimizaciji hemijske ravnoteže: N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g), t=500 °C, p=20MPa, Fe katalizator

Amonijak ima višu tačku ključanja u odnosu na ostale trihidride zbog vodonične veze, koja takođe za posledicu ima to da je amonijak veoma dobar rastvarač i da je dobro rastvoran u vodi: NH3 + H2O ↔NH4

++ OH-

Postoji veliki broj amonijum soli, a zbog svoje veličine (slične Rb+) može zameniti jone alkalnih metala u kristalnoj rešetki njihovih soli.

HIDRIDI

Fosfin je veoma otrovan gas bez boje, mirisa na trulu ribu.

Zbog smanjenog jonskog karaktera veze, mnogo je manje rastvoran u vodi i slabija je baza od amonijaka, jak redukcioni agens, sagorevanjem daje fosfornu kiselinu.

Arsin je veoma otrovan gas, bez boje, mirisa na beli luk, mnogo manje bazan od amonijaka.

Dobija se redukcijom rastvornih jedinjenja arsena sa nekim jakim redukcionim sredstvima.

Zagrevanjem se trenutno raspada na elementarni arsen, što je osnova osetljive metode za njegovo dokazivanje.

Jako je redukciono sredstvo, sagorevanjem daje arsen (III)-oksid i vodu.

Stibin je veoma otrovan, ali nepostojan, brzo se raspada na metalni antimon i vodonik.

HIDRIDI

Od hidridi tipa E2H4 (hidrazin, difosfan i diarsan), najvažniji je hidrazin N2H4

Hidrazin je bezbojna tečnost koja se meša sa vodom i organskim rastvaračima, toksičan je i njegove pare formiraju eksplozivne smeše sa vazduhom, stabilan je na sobnoj temperaturi.

Primenjuje se u poljoprivrednoj i plastičnoj industriji i za uklanjanje kiseonika iz industrijske vode (dajući azot i vodu).

Danas se sve više upotrebljava kao raketno gorivo, jer je reakcija N2H4+2O2→N2+2H2O(g)

veoma egzotermna i praćena velikim povećanjem zapremine.

Dobija se industrijski delimičnom oksidacijom amonijaka (Rasching-ova reakcija).

U zavisnosti sa čim reaguje, može se ponašati i kao oksidaciono i kao redukciono sredstvo, mada brže reaguje kao redukciono sredstvo i kao takav se češće koristi.

HIDRIDI

Hidroksilamin, NH2OH je slabija baza od amoniaka, može delovati kao oksidaciono i redukcionosredstvo, ali se zbog brzine reakcije uglavnom koristi za redukciju.

Dobija se redukcijom azotovih jedinjenja sa pozitivnim oksidacionim stanjem azota, poput nitrita ilinitratne kiseline.

Čist kristalan hidroksilamin se može dobiti, ali je nestabilan, pa se uglavnom čuva kao hidroksilamonijumsoli, koje gradi sa kiselinama, najčešće hidroksilamin-hidrohlorid NH2OH∙HCl

Važan je reagens u organskoj sintezi.

Hloramin, NH2Cl, je nestabilna, eksplozivna supstanca, i od tog jedinjenja potiče miris vode koja sadržiazotnu materiju, a sterilisana je upotrebom Cl2 .

Može se dobiti reakcijom amonijaka sa hlorom, a sa dimetilaminom daje raketno gorivo 1,1-dimetilhidrazin

NH2Cl + 2 Me2NH → Me2NNH2 + [Me2NH2]Cl (Me=CH3)

HIDRIDI

Azidna kiselina, HN3, formalno ima azot sa stepenom oksidacije -1/3.

To je bezbojna tečnost i slaba kiselina, ali veoma otrovna i eksplozivna, kao i njene soli, jer reakcijom uvek oslobađa veliku količinu gasa: 2HN3 → 3N2 + H2

Zbog toga se njena so, olovo-azid, Pb(N3)2 koristi u tehnici eksploziva kao detonator, a natrijum-azid NaN3 u automobilskoj industriji za izradu vazdušnih jastuka („air bag“), jer i pri najmanjem udaru oslobađa tačno proračunatu količinu gasa.

Azidna grupa N3-, slično kao i radikal CN∙, iako u mnogo manjem opsegu, pokazuje sličnost

sa halogenima, pa je to još jedan pseudohalogen, iako jedinjenje analogno X2, formule N6 još uvek nije sintetisano i izolovano.

H H

NITRIDI, FOSFIDI, ARSENIDI, ANTIMONIDI I BIZMUTIDI

Klasifikacija nitrida se vrši prema vezi koja postoji između azota i metala:

soni nitridi (alkalnih metala, zemnoalkalnih metala i aluminijuma)

kovalentni nitridi (13. i 14. grupe)

intersticijalni nitridi (d-elemenata)

pernitridi zemnoalkalnih metala (sadrže N22- jon i poznati su za Sr i Ba (SrN2 i BaN2), poseduju N=N fragment)

Metalni fosfidi uglavnom se sintetišu zagrevanjem metala sa crvenim fosforom.

Arsenidi, antimonidi i bizmutidi se takođe dobijaju direktnom sintezom elemenata i njihova klasifikacija (kao i za fosfide) nije jednostavna.

HALIDI

Od trihalida halida azota, proučeni su NF3 i NCl3, mogu se sintetisati direktno iz elemenata.

Azot (III)-fluorid je stabilniji, to je bezbojan gas, otporan na dejstvo kiselina i baza

Azot(III)-hlorid je žuta uljasta tečnost, a njegova manja stabilnost i eksplozivnost je posledica razlike u jačini veze N-F i N-Cl.

NCl3 se koristi za beljenje, jer hidrolizom daje HClO: NCl3+ H2O → NH3 + HClO

Azot fluoridi N2F4 i N2F2 su eksplozivni: NF3 + Cu → N2F4 + CuF2

2N2F4 + 2AlCl3 → trans-N2F2 + 3Cl2 + N2 + 2AlF3 → (373K) → cis-N2F2

cis- izomer je termodinamički stabilniji, ali mnogo reaktivniji.

Oksofluoridi i oksohloridi azota FNO, ClNO, BrNO, FNO2, ClNO2 dobijaju se u reakciji odgovarajućihoksida sa halogenidima.

FNO sa jakim oksidacionim agensima formira F3NO, azot(V)-oksofluorid

HALIDI

Poznata su sva 4 trihalida fosfora (PF3, PCl3, PBr3 i PI3), kao i mešoviti halidi PF2Cl, PFCl2, PF2Br iPFBr2.

Svi se mogu dobiti sintezom iz elemenata pod kontrolisanim uslovima i imaju trigonalno piramidalnustrukturu sa atomom fosfora na vrhu.

Najvažniji je fosfor(III)-hlorid, koji se koristi kao agens za hlorovanje.

Hidrolizom daje fosfitnu i hloridnu kiselinu, pa treba biti oprezan pri radu sa njim.

Za razliku od azota, fosfor ima praznu d orbitalu, što mu omogućuje sp3d hibridizaciju i građenjepentahalida sa fluorom, hlorom i bromom.

Mogu se dobiti direktnom sintezom elemenata, ili jedni iz drugih sa odgovarajućim halogenom.

Imaju trigonalno-bipiramidalnu strukturu i hidrolizom daju fosforil(V)-halid i halogenvodonik.

PX5 + H2O → POX3 + HX

Od nižih halida, najznačajniji je P2I4

HALIDI

Arsen gradi sva četiri trihalida, pri čemu se samo AsF3 ne dobija direktnom sintezom iz elemnata: As2O3 + 3H2SO4 + 3CaF2 → 2AsF3 + 3CaSO4 + 3H2O

Jedini stabilni pentahalid arsena je AsF5, bezbojni gas trigonalno-bipiramidalne strukture.

Antimon takođe gradi sva četiri trihalida, koji se dobijaju dejstvom halogenvodonične kiseline na antimon(III)-oksid.

Sa viškom fluora i hlora, SbF3 i SbCl3 grade odgovarajuće pentahalide, koji su jaki fluorujući i hlorujući agensi.

Kombinacijom elemenata na visokoj temperaturi bizmut formira sva četiri trihalida, koji, s obzirom na porast metalnog karaktera duž grupe, imaju značajno veći udeo jonske veze.

Jedini poznati pentahalid je BiF5

OKSIDI AZOTA

Azot (I)-oksid ili azot-suboksid ili diazot-monoksid, N2O („gas smejavac“), dobija seuglavnom termalnom dekompozicijom amonijum-nitrata: NH4NO3 → N2O + 2H2O

Azot (II)-oksid ili azot-monoksid, NO, je bezbojan, otrovan gas, koji je termički stabilan, štoje neočekivano, uzevši u obzir da ima neparan broj elektrona.

Može se dobiti direktnim spajanjem elemenata, ali je reakcija veoma endotermna ireverzibilna, pa se laboratorijski dobija redukcijom azotne kiseline bakrom ili živom.

Uprkos tome što je radikal, dimerizuje tek na veoma niskim temaraturama, pa je u čvrstomstanju dijamagnetičan.

Azot (III)-oksid ili diazot-trioksid N2O3 je kiseli anhidrid azotaste kiseline (HNO2) i dobijase kao tamnoplava tečnost u reakciji 2NO + N2O4 ↔ 2N2O3 ,veoma je nestabilan i lakopodleže disproporciji na azot(II)- i azot(IV)- oksid.

OKSIDI AZOTA

Azot(IV)-oksid, postoji u ravnoteži N2O4 ↔ 2NO2, i to je veoma toksičan zagušujući žuto-smeđi gas.

U čvrstom stanju je bezbojna dijamagnetna supstanca što ukazuje na prisustvo samo N2O4, dok sa porastom temperature disosuje na radikal NO2 , koji je žuto-smeđi zagušujući i toksičan gas.

U laboratoriji se može dobiti redukcijom koncentrovane azotne kiselina bakrom,a u industriji se dobija oksidovanjem NO kiseonikom iz vazduha.

N2O4 je jako oksidaciono sredstvo i u reakciji sa vodom, kao i NO2 daje smešu 1:1 azotne i azotaste kiseline.

U koncentrovanoj sumpornoj kiselini daje nitrozil (NO +) i nitril (NO2+) katjone.

OKSIDI I OKSOKISELINE AZOTA

Azot (V)-oksid ili diazot-pentoksid, N2O5, je kiseli anhidrid azotne kiseline i dobija se njenom dehidratacijom, a sa vodom reaguje burno.

To je bezbojna kristalna supstanca, koja sublimuje na 32 ˚C, pare su nestabilne i razlažu se:

2N2O5 →4NO2 + O2

Hiponitritna ili hipoazotasta kiselina, H2N2O, je slaba kiselina, ne dobija se reakcijom oksidasa vodom, već redukcijom nitratani ili nitrita u rastvoru, odakle se može istaložiti u obliku soli(najčešće Ag2N2O2).

Dejstvom kiselina na njene soli se može dobiti čvrsta kiselina, koja je nestabilna, čakeksplozivna i brzo se razlaže: H2N2O2 → N2O + H2O

Može postojati u cis- i trans- formi, pri čemu je trans- stabilnija.

OKSOKISELINE AZOTA

Nitritna ili azotasta kiselina, HNO2, je slaba kiselina i može se napraviti samo u rastvorima in situ.

Može se dobiti rastvaranjem N2O3 u baznim rastvorima ili najčešće, delovanjem kiseline na njene soli, nitrite.

NO2- jon ima izrazitu tendenciju da se ponaša kao ligand u rastvorima i da gradi

kompleksne soli ili preko donor atoma O, kada se naziva nitrito, ili preko donor atoma N, kada se naziva nitro.

Deluje kao oksidacioni i redukciono sredstvo, a jakim oksidacionim agensima (poput kalijum-permanganata) se može oksidovati do azotne ili nitratne kiseline.

Nitratna ili azotna kiselina, HNO3 , je veoma jaka kiselina i oksidacioni agens, koji je pored amonijaka najvažnije komercijalno jedinjenja azota i proizvodi se u velikim količinama.

OKSOKISELINE AZOTA Nitratna kiselina se industrijski dobija Ostwald-ovim procesom, koji se odigrava u dve faze: 1. faza: Zagrevanje gasovitog amonijaka sa kiseonikom uz prisustvo katalizatora (na bazi Pt), čime se dobija

azot(II)-oksid i voda. Ova reakcija je jako egzotermna, pa se koristi i kao izvor toplote u ovom procesu:

4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)

2. faza: Dobijeni NO se hladi i oksiduje kiseonikom do NO, koji se rastvara u prisutnoj vodi dajući razblaženuazotnu kiselinu. Deo NO nastao disproporcijom NO se opet koristi.

2NO(g) + O2(g) → 2NO2 (g)

3NO2(g) + H2O(l) → 2HNO3(aq) + NO(g)

Problem se može javiti u fazi jedan, kada se amonijak raspada na elementarni azot, što se smanjuje minimalnimkontaktom sa katalizatorom.

Krajnji proizvod je približno 63% azotna kiselina, koja se može ukoncentrovati do oko 69%, jer formiraazeotropnu smešu.

100% azotna kiselina se dobija teško, destilacijom azotne i koncentrovane sumporne kiseline (koja sakupljavodu).

Nije stabilna, na sobnoj temperaturi se disproporcioniše, pa se naziva i pušljiva azotna kiselina:

4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2

OKSOKISELINE AZOTA

Sa vodom se meša u svim odnosima i jedna je od najjačih neorganskih kiselina koja je potpunodisosovana u rastvoru.

Smeša azotne i sumporne kiseline se koristi u organskoj sintezi kao smeša za nitrovanje.

Delovanjem nitratne kiseline na metale, njihove okside, hidrokside i karbonate, nastaju dobro rastvorninitrati.

Kalaj, arsen i nekoliko d-metala se konvertuju do oksida.

Samo Mg, Mn i Zn imaju sposobost oslobađanja vodonika iz veoma razblažene azotne kiseline.

Al, Fe, Cr se dobro rastvaraju u razblaćenoj azotnoj kiselini, dok u koncentrovanoj pasiviziraju.

Plemeniti metali, Cu, Ag, Au, Ir, Rh,... koji se u naponskom nizu nalaze iza vodonika prilikom reakcije saazotnom kiselinom oslobađaju NO!

3Cu + 8HNO3 → Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

OKSIDI FOSFORA, ARSENA, ANTIMONA I BIZMUTA

Formiraju okside u oksidacionom stanju +3 i +5 (opštih formula E2O3/E4O6 i E2O5/E4O10).

Svi se (osim As2O5) mogu dobiti sagorevanjem elemenata sa dovoljnom količinom kiseonikai njihova stabilnost duž grupe opada.

Svi E2O5 su kiseli, P4O6 je kiseo, As4O6 i Sb4O6 su amfoterni, a Bi2O3 je bazan.

Oksidi fosfora P4O7 , P4O8 i P4O9 sadrže različit broj kiseonika na atomima fosfora, takoda imaju smeša P(III) i P(V) atoma.

OKSOKISELINE FOSFORA

Hipofosfitna ili hipofosforasta kiselina ima P sa stepenom oksidacije +1. To je bela kristalna supstanca, umereno jaka monoprotična kiselina u rastvorima.

Fosfinična kiselina, kao i njene soli su redukcioni agensi.

Fosfitna ili fosforasta kiselina, H2PHO3 nastaje delovanjem vode na fosfor(III)- oksid i zagrevanjem se razlaže na fosfin i fosfatnu kiselinu.

Hipodifosforična kiselina, H4P2O6 je nestabilna tetraprotonska kiselina, koja se može dobiti reakcijom crvenog fosfora sa vodonik peroksidom u koncentrovanom natrijum-hidroksidu.

OKSOKISELINE FOSFORA

Fosfatna ili fosforna kiselina, H3PO4 je jaka, trobazna kiselina, koja se dobija delovanjemvode na fosfor(V)-oksid.

Veoma je stabilna i nema oksidaciona svojstva, osim na visokoj temperaturi.

Sa bazama, metalima i metalnim oksidima može graditi dihidrogenfosfate (sadrže H2PO4-

jon, hidrogenfosfate (sadrže HPO42- jon) i fosfate (sadrži PO4

3- jon).

Naziva se još i ortofosforna kiselina i njenim zagrevanjem se mogu stvoriti polimeri, poputdifosforne (H4P2O7) i trifosforne kiseline (H5P3O10).

Difosforna ili pirofosforna kiselina je jača od fosforne.

OKSOKISELINE I SOLI ARSENA, ANTIMONA I BIZMUTA

Arsenitna ili arsenasta kiselina, H3AsO3, je slaba triprotonska kiselina, nastaje rastvaranjem arsen(III)-oksida, mada nije izolovana u čistom stanju.

Pokazuje i slabije izražena bazna svojstva (u prisustvu jakih kiselina), pa se može napisati i kao As(OH)3.

Može delovati i kao oksidaciono i kao redukciono sredstvo.

Arsenatna ili arsenova kiselina, H3AsO4, je relativno slaba triprotična kiselina, koja se dobija oksidacijom jedinjenja arsena(III) oksidacionim sredstvima (obično azotnom kiselinom) ili zagrevanjem arsen(V)-oksida u vodi.

Daje tri tipa soli, dihidrogenarsenate, hidrogenarsenate i arsenate.

Oksokiseline antimona i bizmuta nisu izolovane, mada je poznato nekoliko soli, koje su bolje opisane kao mešoviti oksidi, nego kao soli kiselina.

SULFIDI I SELENIDI Fosfor gradi nekoliko sulfida opšte formule P4Sx, od kojih se smao neki mogu dobiti direktnomkombinacijom elemenata i koriste se u industrijišibica.

Fosfor gradi dva selenida, formula P2Se5 iP4Se10

Sulfidi As, Sb i Bi su u prirodi prisutni kao rude.

Laboratorijski se mogu dobiti uvođenjemvodonik-sulfida u rastvore koje sadržeodgovarajuće +3 ili +5 jone ili jedinjenja.

Njihovi selenidi nisu poznati i ispitani.