Lämmastik vs fosfor
Lämmastik ja fosfor on perioodilisuse tabeli V rühma elemendid. Kuna neil on samad valentskihi elektronid, on neil sarnased omadused, eriti ühendite valmistamisel. Mõlemal on ns2 np3 valentskihi elektronide konfiguratsioon.
Lämmastik
Lämmastik on meie kehas sisalduselt neljas element. See on perioodilisuse tabeli rühmas 15 aatomnumbriga 7. Lämmastik on mittemetall ja selle elektronkonfiguratsioon on 1s2 2s22p3 P-orbitaal on pooleldi täidetud, andes lämmastikule võime võtta vastu veel kolm elektroni, et saavutada stabiilne väärisgaasi konfiguratsioon. Seetõttu on lämmastik kolmevalentne. Kaks lämmastikuaatomit võivad moodustada nende vahel kolmiksideme, millest kumbki moodustab kolm elektroni. See kaheaatomiline molekul on toatemperatuuril gaasifaasis ja moodustab värvitu, lõhnatu, maitsetu inertse gaasi. Lämmastik on mittesüttiv gaas, seetõttu ei toeta see põlemist. See on kõrgeima gaasisisaldusega maakera atmosfääris (umbes 78%). Loomulikult on lämmastikus kaks isotoopi, N-14 ja N-15. N-14 on rikkalikum, arvukusega 99,6%. Väga madalatel temperatuuridel läheb lämmastik vedelasse olekusse. Välimuselt sarnaneb see veele, kuid tihedus on väiksem kui vees.
Lämmastikku kasutatakse laialdaselt keemiatööstuses ja see on elusorganismide jaoks vajalik komponent. Lämmastiku kõige olulisem kaubanduslik kasutusala on selle kasutamine ammoniaagi, lämmastikhappe, uurea ja muude lämmastikuühendite tootmise toorainena. Need ühendid võivad sisalduda väetistes, kuna lämmastik on üks peamisi taimede kasvuks vajalikke elemente. Lämmastikku kasutatakse ka seal, kus on vaja inertset keskkonda, eriti keemiliste reaktsioonide läbiviimisel. Vedelat lämmastikku kasutatakse asjade koheseks külmutamiseks ja jahutusvedelikuna erinevates seadmetes (nt arvutites).
Fosfor
Fosfor on perioodilisuse tabeli 15. th element sümboliga P. Samuti kuulub see rühma 15 koos lämmastikuga ja selle molekulmass on 31 g mol -1 Fosfori elektronkonfiguratsioon on 1s2 2s2 2p63s2 3p3 See on mitmevalentne aatom ja võib moodustada +3, +5 katiooni. Fosforil on mitu isotoopi, kuid P-31 on levinud 100% arvukusega. P-32 ja P-33 isotoobid on radioaktiivsed ja võivad eraldada puhtaid beetaosakesi. Fosfor on väga reaktiivne, seetõttu ei saa seda esineda ühe aatomina. Looduses on kaks peamist fosforivormi: valge fosfor ja punane fosfor. Valgel fosforil on neli P-aatomit, mis on paigutatud tetraeedrilise geomeetriaga. Valge fosfor on kahvatukollast värvi läbipaistev tahke aine. See on väga reaktiivne ja väga mürgine. Punane fosfor eksisteerib polümeerina ja valge fosfori kuumutamisel saab seda saada. Peale valge ja punase fosfori on veel üks tüüp, mida nimetatakse mustaks fosforiks ja mille struktuur on sarnane grafiidiga.
Mis vahe on lämmastikul ja fosforil?
• Lämmastiku aatomarv on 7 ja fosfori puhul 15.
• Lämmastik on teises perioodis, samas kui fosfor on kolmandas perioodis.
• Looduslikult esineb lämmastik kaheaatomilise gaasina, fosforit aga tahkes olekus.
• Fosfor on võimeline moodustama sidemeid, kuni selle valentskestas on rohkem kui oktett. Kuid lämmastik moodustab sidemeid, kuni oktett on täidetud.
