QUÍMICA INORGÁNICAUnidad VI: GRUPO DEL

NITROGENO

UNIDAD VI GRUPO DEL NITROGENO. Propiedades generales. Estudio comparativo. Ocurrencia y obtención. NITROGENO. Estados de oxidación. Compuestos binarios. Hidruros, en especial amoníaco. Oxidos. Estructuras. Oxoácidos. Características. FOSFORO, ARSENICO Y BISMUTO. Formas elementales. Reacciones de los elementos. Hidruros. Haluros. Oxidos y oxoácidos, en especial del fósforo.

BIBLIOGRAFIA GENERAL• Atkins, P. ; Jones, L. (2006). “Principios de Química. Los caminos del descubrimiento”. Editorial Médica PANAMERICANA S. A. Argentina.• Atkins, P. ; Jones, L. (1998).”Química. Moléculas. Materia. Cambio”. Omega S.A. Barcelona. España.• Brown, T.; LeMay, H.; Bursten, B. (1998) ”Química la Ciencia Central”. Prentice Hall Hispanoamericana S.A. México.• Geoff Rayner-Canham.(2000) Química Inorgánica Descriptiva. Prentice-Hall.•Caterine E. Housecroft, A. G. Sharpe. (2006)., Química Inorgánica, Prentice -Hall, 2ª ed.• Petrucci, R. Harwood, W.(1999) Química General. Principios y Aplicaciones Modernas. Editorial Prentice Hall Iberia. • Whitten, K.W.; Gailey, K.D.; Davis, R.E.(1992) QuímicaGeneral. 3ra. Edición. México. Mc Graw-Hill Interamericana.• Shriver, D.F.; Atkins P.W.; Langford C.H. (1998) “Química Inorgánica” .Volumen I. Editorial Reverté S.A. • http://www.uv.es/~borrasj/docencia/apuntes/• http://www.uclm.es/profesorado/afantinolo/Docencia/Inorganica/

http://www.uclm.es/profesorado/afantinolo/

UCLM: universidad de Castilla-La Mancha

http://www.uclm.es/profesorado/afantinolo/Docencia/index.htm

N 2s2 2p3

P, As, Sb, Bi ns2 np3 nd0

•Evolución del carácter metálico

•Estados de oxidación

Efecto del par inerte : a medida que descendemos en el

grupo disminuye la tendencia a formar compuestos con

su mayor estado de oxidación

NITROGENO

Características físicas

• El elemento nitrógeno se presenta libre en la

naturaleza en forma molecular: el dinitrógeno,

gas incoloro e inodoro.

• Es el elemento libre más abundante en la Tierra.

Su abundante presencia en la atmósfera (80%)

actúa como diluyente inerte del altamente

reactivo oxígeno.

• Es un gas inerte.

• No es muy soluble en el agua.

Presencia en la naturaleza

• • Justamente debido a su inercia química, el

nitrógeno existe en la atmósfera en estado

elemental y en gran cantidad (80%).

• • En la Litosfera se encuentra combinado

formando sales oxigenadas: NaNO3 , KNO3

(nitrato de Chile)

Estados de oxidación del nitrógeno

Diagrama de Frost del N

Cualquier especie situada por encima de la línea que une dos especies contiguas DISMUTA

Cualquier especie situada por debajo de la línea que une dos especies contiguas es ESTABLE

• TEVx y z

2 2 1 1 11 s 2 s 2p 2p 2p

Estructura electrónica:

Reactividadmuy inerte químicamente, causas

• energía de enlace triple, 942 kJ mol-1.

• la ausencia de orbitales d

• la molécula es apolar.

reacciona con los metales ligeros

electropositivos formando nitruros iónicos:

N2 (g) + Mg (s) Mg3 N2 (s)

Compuestos binarios

HIDRUROS• los hidruros se preparan con mayor

dificultad

• su estabilidad disminuye

• su carácter reductor aumenta

• su capacidad de actuar como bases de

Lewis disminuye

Compuesto

NH3 -78 -33

PH3 -133 -88

AsH3 -106 -57

SbH3 -99 -17

C Tfusión C Tebullición

AMONIACO

Estructura de Lewis GE :tetraédrica GM : piramidal

Características físicas:- gas incoloro de un fuerte y característico olor

menos denso que el aire.

-muy soluble en agua

NH3 (g) NH3 (ac)

NH3 (ac) + H2O () NH4+ (ac) + OH – (ac)

OBTENCION DE AMONIACO

iniciador

3 2 2 24 NH 3 O 2 N 6 H O

3 2 2

3 4

2 NH 3 Cl N 6 HCl

HCl NH NH Cl

3 2 32 NH 3 Cl 3 HCl NCl

Reactividad

Redox

- con el oxígeno del aire

- con Cl2

Pt (750-900 C)3 2 24 NH 5 O 4 NO 6 H O

con exceso

de NH3

con exceso

de Cl2

- -53 2 b4

NH H O NH OH K 1,8. 10

3 3 3 3: NH BF F B : NH

3 4 HCl (g) NH (g) NH Cl (s)

4

223 3Cu (ac) 4 NH (ac) Cu NH (ac)

base débil, de Bronsted – Lowry :

base de Lewis

con el HCl

iones complejos

Otros hidruros de nitrógenoHidracina H2NNH2

El estado de oxidación del N es (-2)

Hidroxilamina, NH2OHEl estado de oxidación del nitrógeno es (-1)

•Azida de hidrógeno HN3También conocido con el nombre de ácido

hidrazoico.

Su sal derivada más importante es la azida

de sodio: Na(HN3)

Uso actual: construcción de los air-bags de

los automóviles

Ejercicio:

Realizar las estructuras de

Lewis correspondientes.

Óxidos del nitrógeno

OXOÁCIDOS Y OXOSALES DE NITRÓGENO

Ejercicio:

Realizar las estructuras de Lewis

correspondientes de todos los

oxoácidos.

HNO3

El ácido nítrico fumante es “HNO3+ NO2”

El orden de enlace N-O es intermedio entre sencillo y doble.

Propiedades ácidas

HNO3

m=2 es un ácido fuerte según Regla

de Pauling

3K 10a

Propiedades redox:Es un agente oxidante enérgico.

Disuelve a la mayor parte de los metales.

Cuando reacciona con ellos se puede reducir a

N(+IV): NO2, N(+III): HNO2, N(+II): NO o

incluso N(-III): NH4+ según se emplee diluido o

concentrado y cuál sea el agente reductor.

• Con Cu

• Con Zn

Acido nítrico diluido

3 Cu(s) +8 HNO3 (ac) 2 NO(g) + 4H2O + 3Cu(NO3)2(ac)

Incoloro azul

Acido nítrico concentrado

Cu(s) +4 HNO3 (ac) 2 NO2 (g) + 2H2O + Cu(NO3)2(ac)

pardo azul

Acido nítrico diluido

4 Zn(s) +10 HNO3 (ac) NH4NO3 (g) + 3H2O + 4 Zn(NO3)2(ac)

Incoloro

Acción del HNO3 diluido sobre el Cu

Dispositivo al finalizar el ensayo

FÓSFORO

Alotropía en el fósforo

P(negro) (rojo) P (blanco)P C 1200- 200C 300

4

Hidruros del P

Fosfina

Halogenuros de fósforo

Oxoácidos del P

4 6 (P O )

4 10 (P O )

Ejercicio:

Realizar las estructuras de Lewis

correspondientes al ácido fosfórico,

ácido fosforoso y ácido hipofosforoso

Neutralización y titulación del H3PO4

Realizar el mismo ensayo en tres erlenmeyers

Calculo de la N como ácido diprótico

Calculo de la N como ácido monoprótico

Oxoácidos condensados sencillos

I) Los ácidos fosfóricos condensados o ácidos

polifosfóricos (no existen al estado libre)

Polifosfatos

n = 2 se tiene el anión P2O74- difosfato

n = 3 P3O105- trifosfato

Tienen estructura lineal

n = 4 ion tetrafosfato

64 13

(P O )

II) Los ácidos metapolifosfóricos

(HPO3)n n = 3 a 7

n = 3 ; (HPO3)3 = H3P3O9

ácido metatrifosfórico

n = 4 ; (HPO3)4 = H4P4O12

ácido metatetrafosfórico

Los aniones metapolifosfatos tienen la característica de

poseer estructuras cíclicas, es decir cerradas en las

cuales siguen existiendo enlaces P–O–P.

(P3O9)3- : anión metatrifosfato