Промяна на свойствата на елементи с увеличаване радиус атом фута (надолу от подгрупата) TH-Sec появява по-рязко, отколкото в големи подгрупи VII и VI групи. Първите два елемента (азот и фосфор) са типични неметали, арсен вече показва признаци на по-metallicity, е значително увеличен в сюр-ние и бисмут, които принадлежат на метали. Тези разлики се проявяват в свойствата на прости вещества образуват елементи и в свойствата на комплексни съединения, по-специално окиси или хидроокиси.

Химичните свойства на елементите, V-Agruppy

Само с такива активни метали като литий, калций, магнезий, азот реагира при нагряване до относително ниски температури. При повечето други елементи азот реагира при висока температура и в присъствието на катализатори. Е изследваните съединения с кислород, азот N2 О, NO, 2O 3. NO2 и 2O 5. От тях, директно взаимодействие на елементите (4000 ° С) NO оксид формира, което при охлаждане до по-лесно се окислява оксид (IV) NO2. оксиди въздух Азотни, образувани по време на атмосферни разряди. Те могат да бъдат получени също така чрез взаимодействие на сместа от азот с кислород на йонизиращо лъчение. Когато се разтваря във вода, азот и азот 2O 3 2O 5 анхидриди съответно получава HNO2 азотиста киселина и азотна киселина, HNO3. образуващи соли - нитрати и нитрити. Азот се свързва с водород само при висока температура и в присъствието на катализатор, при което се образува амоняк NH3. Освен амоняк, са известни и много други азотни съединения с водород, като хидразин Н2 N-NH2. диимид HN = NH, HN3 азотоводородна киселина (HN = N≡N), oktazon N8 H14 и други; Азотни повечето съединения с водород разпределени само под формата на органични производни. С халогена азот не взаимодейства директно, така че всички азотни халогениди получени само непряко, като азот флуорид NF3 - чрез взаимодействие с амоняк флуор. Обикновено, азотни халогениди - malostoykie съединение (с изключение NF3); по-устойчиви оксихалиди азот - NOF, NOCl, NOBr, NO2 F и NO2 Cl. С сяра се случва директно азотна връзка; азотен сяра N4 S4 е получен чрез взаимодействие на сяра с течен амоняк. Чрез взаимодействие с нажежаема кокс образува азот циано (CN) 2. Азот отопление с ацетилен С2 Н2 до 1500 ° С, може да се получи циановодород HCN. Взаимодействието на азот с метали при високи температури води до образуването на нитриди (например, Mg3 N2).

Под действието на конвенционален електрически разряди азот [налягане от 130-270 N / m 2 (1-2 mm Hg. CT.)] Или активни азот може да бъде образуван от разлагането на нитриди В, Ti, Mg и Са, както и електрически разряди във въздуха , смес от молекули и азотни атоми с повишено енергийно съдържание. За разлика молекулно активен азот се енергично взаимодейства с кислород, водород, сяра пара, фосфор и някои метали.

Азотът е част от много важни органични съединения (амини, амино, нитро, и други).

външен електронен конфигурация фосфорен атом 3s 3P 2 3; в съединенията най-типичните окисление 5, 3 и -3. Като азот, фосфор съединения, главно в Ковалентното на. Йонни съединения като фосфиди Na3 P, Са3 Р2. много малко. За разлика от азот, фосфор има 3D-орбитите свободни с относително ниска енергия, което води до възможността за увеличаване на броя на координация и образуването на донор-акцепторни връзки.

Фосфорът е химически активен, най-голямата активност има бял фосфор; червено и черно фосфор в химични реакции са много по пасивен. Окисляване на бял фосфор става чрез механизъм на верижна реакция. Окисляването на фосфор обикновено се придружава от хемилуминесценция. При изгарянето на фосфор в излишък кислородни форми оксиди (V) P4 Ø10 (или Р 2О 5), недостигът - главно оксид (III) О6 P4 (или Р2 О3). Спектроскопски доказано съществуването в Р4 О7 двойки. P4 O8. Р2 О6. PO и други фосфорни оксиди. Фосфорен оксид (V) е получен в мащаб изгаряне на елементарен фосфор промишлено в излишък от сух въздух. След хидратация P4 Ø10 произвежда орто (Н 3РО 4) и поли (Нп + 2 Pn O3n + 1) фосфорна киселина. В допълнение, фосфор форми фосфориста киселина Н 3РО 3. хипофосфорна киселина, Н4 Р2 О6, и хипофосфориста киселина, H3 РО2. и перкиселини: nadfosfornuyu Н4 Р2 О8 и mononadfosfornuyu H3 PO5. Са широко използвани сол на фосфорна киселина (фосфати), в по-малка степен - фосфити и хипофосфити.

Фосфорът е директно свързан с всички халогени да освободят големи количества топлина и трихалиди за образуване на (RH3 където X -. Халоген) петохлорид (RH5) и оксихалиди (например, ROH3). Когато кондензиран фосфор със сяра под 100 ° С за образуването на твърди разтвори на базата на фосфор и сяра, и над 100 ° С екзотермичната реакция на образуване на сулфиди kristallichicheskih P4 S3. P4 S5. P4 S7. P4 S10. от които само P4 S5 при температура над 200 ° С се разлага до Р4 S3 и Р4 S7. и останалите стопява без разлагане. Известни фосфорни oxysulfides: P2 О3 S2. Р2 O2 S3. P4 O4 S3. P6 Ø10 S5 и P4 O4 S3. Фосфор сравнение с азот по-малко способни да образуват съединения с водород. Фосфин фосфин PH3 и Р2 Н4 дифосфин може да се получи само индиректно. Фосфор съединения с азотни нитриди известни PN, Р2 N3. P3 N5 - трудно, химически устойчив материал, получен чрез пропускане на азот пара с фосфор чрез електрическа дъга; полимерен fosfonitrilgalogenidy - (PNX2) п (например, polifosfonitrilhlorid), получен пентахалиди реакция с амоняк при различни условия; amidoimidofosfaty - съединения обикновено полимерен, съдържащ, заедно с Р-О-Р връзки P-NH-P връзка.

Фосфор образува многобройни органофосфорно съединение.

външен електронен конфигурация 3d арсен атом 10 2 4s 4P 3. В съединения арсен е степента на окисление 5, 3 и -3. Грей Арсен много по-малко химически активен от фосфор. При нагряване на въздуха над 400 ° С арсен свети, образуващ AS2 О3. С халогена арсен се свързва директно; при нормални условия AsF5 - газ; AsF3. AsCl3. AsBr3 - лесно летливи безцветна течност; AsI3 и AS2 I4 - червени кристали. При нагряване с серен арсен сулфиди се получават: оранжево-червен AS4 S4 и лимонено жълто AS2 S3. Бледо жълт сулфид се утаява AS2 S5 чрез преминаване Н2 S в охладен с лед разтвор на арсен киселина (или негови соли) в димяща солна киселина: 2H3 AsO4 + 5H2 S = AS2 S5 + 8H2 О; около 500 ° С се разлага до AS2 S3 и сяра. Всички арсен сулфиди са неразтворими във вода и разредени киселини. Силни окислители (смес от HNO3 + HCI, солна киселина + KClO3) се превръща в смес от H3 AsO4 и H 2SO 4. Сулфидният AS2 S3 лесно разтворими сулфиди и полисулфиди амониев и соли на алкални метали, които киселина - H3 AsS3 tiomyshyakovistoy и tiomyshyakovoy H3 AsS4. С кислород дава арсен оксид: оксид, арсен (III) AS2 О3 - арсенова анхидрид и арсен оксид (V) AS2 О5 - арсенов анхидрид. Първият от тях е оформен чрез действието на кислород на арсен или сулфиди, например 2As2 S3 + 9O2 = 2As2 3 + 6SO2. AS2 О3 пари се кондензират в безцветна стъкловидна маса, която с течение на времето става непрозрачен поради образуването на малки кристали на кубичен система, плътност 3,865 гр / см 3. плътност на парата съответства на формула AS4 О6; над 1800 ° С пара се състои от AS2 О3. В 100 г вода се разтваря 2,1 грама AS2 3 (при 25 ° С). Арсенът оксид (III) - съединение amfoter-позиция, с преобладаване на киселинни свойства. Известни соли (arsenites) съответните киселини ortomyshyakovistoy H3 AsO3 и metamyshyakovistoy HAsO2; киселини самите не са получени. Водоразтворимият arsenites само алкални метали и амониеви. AS2 О3 и arsenites обикновено редуктори (например, AS2 3 + 2I2 + 5H2 О = 4Hi + 2H3 AsO4), но може да бъде окисление (например, AS2 3 + 3C = 2As + ВРС).

Арсенът оксид (V) се получава чрез нагряване на арсен киселина H3 AsO4 (200 ° С). Той е безцветен, около 500 ° С се разлага до AS2 О3 и O2. Арсен киселина се получава чрез действието на концентрирана HNO3 при Както или AS2 О3. сол арсен киселина (арсенат) са неразтворими във вода, с изключение на соли на алкални метали и амониеви соли. Известни соли, киселини, отговорни ortomyshyakovoy H3 AsO4. metamyshyakovoy HAsO3 и piromyshyakovoy Н4 AS2 О7; Последните две киселини не са получени в свободно състояние. Когато легиращи метали арсен предимно образува съединения (arsenides).

На външната електронна конфигурация атоми 2 Sb 5s 5р 3. съединения проявяват окислението на предимно 5, 3 и -3. Химически антимон maloaktivna. Във въздуха не се окислява до температурата на топене. С азот и водород не реагира. Въглероден слабо разтворим в стопен антимон. Метални активно взаимодейства с хлор и други халогени, образувайки антимонови халиди. Взаимодейства с кислород при температура над 630 ° С, за да се образува Sb2 О3. Когато кондензиран с серни произведени сулфиди на антимон, също така взаимодейства с фосфор и арсен. Антимон е стабилен по отношение на вода и разредени киселини. Концентрирана солна киселина и сярна киселина бавно се разтваря до образуване антимонов хлорид и SbCl3 сулфат Sb2 (SO4) 3; концентрирана азотна киселина се окислява до по-висока антимонов оксид формира като хидратни съединения UN2 xSb2 О5 · О. практически интерес са умерено разтворима сол на antimonic киселина - антимонати (MeSbO3 · 3H2 O, където Me - Na, К) сол не се изолира metasurmyanistoy киселина - metaantimonity (MeSbO2 · 3H2 О), като редуциращи свойства. Антимон е свързан към метала, образувайки antimonides.

Бисмут е стабилен в сух въздух, мокро се наблюдава повърхността окисление. При температура над 1000 ° С се изгаря, за да образуват синкав пламък Bi2 О3 оксид. Сред Бисмут напрежение е между водород и медта, така че в разредена сярна киселина и солна киселина не е разтворим; разтваряне в концентрирана сярна и азотна киселини, с разпределение е SO2 и съответния азотен оксид.

Бисмут показва валентността на 2, 3 и 5. Съединенията с ниски валентните бисмут са основни, по-висока - киселина. От съединенията, съдържащи кислород има най-голяма стойност Бисмут оксид Bi2 О3. когато загрява до промени жълт цвят на червено-кафяв. Bi2 О3 се използва за получаване на бисмутни соли. В разредени разтвори на бисмутни соли се хидролизира. Хлорид BiCl3 хидролизиран оксихлорид утаяване BiOCl, нитрат Bi (NO3) 3 - утаяване с основна сол BiONO3 · BiOOH. Способността на бисмутни соли да хидролизират се използва за неговото пречистване. Съединение 5-валентна бисмут получава трудно; те са силни окислители. Сол KViO3 (съответстващи анхидрид Bi2 О5) е оформен като кафяво-червен преципитат на платинов анод в електролизата на кипящ разтвор на КОН в смес от калиев хлорид и се суспендира Bi2 О3. Бисмут свързва лесно с халогени и сяра. Под действието на киселини на бисмут сплав с магнезиев се образува bismuthine (vismutisty водород) BiH3; За разлика от арсин AsH3. bismuthine - нестабилно съединение в чиста форма (без излишък водород) не се получава. При някои метали (олово, кадмий, калай) Бисмутовите форми евтектични ниска точка на топене; с натрий, калий, магнезий и калций - интерметални съединение с точка на топене по същество над температурата на топене на изходните компоненти. Тъй като алуминиев топи, хром, бисмут и желязо не са реагирали.