Atšķirība starp slāpekli un fosforu

Slāpeklis pret fosforu
 

Slāpeklis un fosfors ir V grupas elementi periodiskajā tabulā. Ja tiem ir vienādi valences apvalka elektroni, tiem ir dažas līdzīgas īpašības, jo īpaši, veidojot savienojumus. Abiem ir ns² np³ valences apvalka elektronu konfigurācija.

Slāpeklis

Slāpeklis ir ceturtais bagātīgākais elements mūsu ķermenī. Tas ir periodiskās tabulas 15. grupā ar atomu numuru 7. Slāpeklis ir nemetāls, un tā elektronu konfigurācija ir 1s² 2s² 2p³. P orbitāle ir piepildīta līdz pusei, dodot slāpeklim iespēju uzņemt vēl trīs elektronus, lai panāktu stabilu cēlgāzes konfigurāciju. Tāpēc slāpeklis ir trīsvērtīgs. Divi slāpekļa atomi var veidot trīskāršu saiti starp tiem, sadalot trīs elektronus. Šī diatomītiskā molekula istabas temperatūrā atrodas gāzes fāzē un veido bezkrāsas, bez smaržas, bez garšas un inertu gāzi. Slāpeklis ir neuzliesmojoša gāze, tāpēc neatbalsta degšanu. Tas ir visaugstākais gāzu saturs zemes atmosfērā (apmēram 78%). Dabiski ir divi slāpekļa izotopi - N-14 un N-15. N-14 ir daudz izplatītāks, un tajā ir 99,6%. Ļoti zemā temperatūrā slāpeklis nonāk šķidrā stāvoklī. Pēc izskata tas ir līdzīgs ūdenim, bet blīvums ir zemāks par ūdeni.

Slāpeklis tiek plaši izmantots ķīmiskajā rūpniecībā, un tas ir būtisks komponents, kas nepieciešams dzīviem organismiem. Vissvarīgākais slāpekļa komerciālais lietojums ir tā izmantošana par izejvielu amonjaka, slāpekļskābes, urīnvielas un citu slāpekļa savienojumu ražošanai. Šie savienojumi var iekļauties mēslošanas līdzekļos, jo slāpeklis ir viens no galvenajiem elementiem, kas nepieciešams augu augšanai. Slāpekli izmanto arī tur, kur nepieciešama inerta vide, īpaši veicot ķīmiskas reakcijas. Šķidrais slāpeklis tiek izmantots lietu tūlītējai sasaldēšanai un kā dzesēšanas šķidrums dažādās ierīcēs (piemēram, datoros).

Fosfors

Fosfors ir 15^th Periodiskās tabulas elements ar simbolu P. Tas ir arī 15. grupā kopā ar slāpekli, un tā molekulmasa ir 31 g mol^-1.  Fosfora elektronu konfigurācija ir 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³. Tas ir daudzvērtīgs atoms un var veidot +3, +5 katjonus. Fosforam ir vairāki izotopi, bet P-31 ir izplatīts ar 100% pārpilnību. P-32 un P-33 izotopi ir radioaktīvi un var izdalīt tīras beta daļiņas. Fosfors ir ļoti reaģējošs, tāpēc nevar būt viens atoms. Dabā ir divas galvenās fosfora formas kā baltais fosfors un sarkanais fosfors. Baltajam fosforam ir četri P atomi, kas izvietoti tetraedriskā ģeometrijā. Baltais fosfors ir gaiši dzeltenā krāsā caurspīdīga cieta viela. Tas ir ļoti reaģējošs, kā arī ļoti toksisks. Sarkanais fosfors pastāv kā polimērs, un, karsējot balto fosforu, to var iegūt. Izņemot balto un sarkano fosforu, ir arī cits tips, kas pazīstams kā melnais fosfors, un tā struktūra ir līdzīga grafīta.