Lämmastiku ja fosfori erinevus

Lämmastik vs fosfor
 

Lämmastik ja fosfor on perioodilise tabeli V rühma elemendid. Neil on samad valentskestaga elektronid, millel on ühendite valmistamisel mõned sarnased omadused. Mõlemal on ns² np³ valentskestuse elektronide konfiguratsioon.

Lämmastik

Lämmastik on meie kehades neljas rikkalikum element. See on perioodilise tabeli rühmas 15 aatomnumbriga 7. Lämmastik on mittemetall ja selle elektronide konfiguratsioon on 1 s² 2 s² 2p³. P orbitaal on poolenisti täidetud, mis annab lämmastikule võime võtta veel kolm elektroni stabiilse väärisgaasi konfiguratsiooni saavutamiseks. Seetõttu on lämmastik kolmevalentne. Kaks lämmastikuaatomit võivad moodustada nende vahel kolmiksideme, milles kõigil on kolm elektroni. See kobediatomiitmolekul on toatemperatuuril gaasifaasis ja moodustab värvitu, lõhnatu, maitsetu, inertse gaasi. Lämmastik on mittesüttiv gaas, seetõttu ei toeta põlemist. See on maakera atmosfääris kõige rohkem gaasi (umbes 78%). Looduslikult on lämmastiku kaks isotoopi, N-14 ja N-15. N-14 on rikkalikum, sisaldades 99,6%. Väga madalatel temperatuuridel läheb lämmastik vedelasse olekusse. Välimuselt on see sarnane veega, kuid tihedus on väiksem kui vesi.

Lämmastikku kasutatakse keemiatööstuses laialdaselt ja see on elusorganismide jaoks vajalik komponent. Lämmastiku kõige olulisem kaubanduslik kasutamine on selle kasutamine ammoniaagi, lämmastikhappe, karbamiidi ja muude lämmastikuühendite tootmiseks. Need ühendid võivad sisalduda väetistes, kuna lämmastik on üks peamisi elemente, mida taimede kasvatamiseks vaja on. Lämmastikku kasutatakse ka inertses keskkonnas, eriti keemiliste reaktsioonide korral. Vedel lämmastikku kasutatakse asjade kiireks külmutamiseks ja jahutusvedelikuna erinevates seadmetes (nt arvutites).

Fosfor

Fosfor on 15^th Perioodilise tabeli element sümboliga P. See kuulub koos lämmastikuga rühma 15 ja selle molekulmass on 31 g mol^-1.  Fosfori elektronkonfiguratsioon on 1 s² 2 s² 2p⁶ 3 s² 3p³. See on mitmevalentne aatom ja võib moodustada +3, +5 katiooni. Fosforil on mitmeid isotoope, kuid P-31 on levinud 100% -lise arvukusega. P-32 ja P-33 isotoobid on radioaktiivsed ja võivad eraldada puhtaid beetaosakesi. Fosfor on väga reageeriv, seetõttu ei saa see esineda ühe aatomina. Looduses on kaks peamist fosforit: valge fosfor ja punane fosfor. Valgel fosforil on neli P-aatomit, mis on paigutatud tetraeedrisse. Valge fosfor on kahvatukollase värvusega läbipaistev tahke aine. See on väga reageeriv ja ka väga mürgine. Punane fosfor eksisteerib polümeerina ja valge fosfori kuumutamisel võib seda saada. Peale valge ja punase fosfori on veel üks tüüp, mida tuntakse musta fosforina, ja selle struktuur sarnaneb grafiidiga.