Familia VA – Grupo 15
Equipo: Los
átomos
Propiedades generales
Únicamente
conforman el
0.35 % de la
masa de la
corteza
terrestre.
Es habitual encontrarlos
como óxidos o sulfuros,
en ocasiones como
nativos.
El carácter
metálico se
incrementa según
se desciende en el
grupo.
Poseen estado de
oxidación –3 frente a
los electropositivos, y
+3 y +5 frente a los
electronegativos.
Configuración
electrónica:
ns2 np3 .
El potencial de ionización es
elevado, ya que es una estructura
electrónica relativamente estable.
Propiedades generales
Los hidruros de los
elementos de este grupo
son agentes reductores
muy efectivos.
No reaccionan
con el agua o
con los ácidos
no oxidantes.
El fósforo,
arsénico y
antimonio, así
como sus
compuestos,
son tóxicos.
Reaccionan con ácidos oxidantes con
excepción del nitrógeno.
18/10/12
Número
Atómico
Electronegatividad
Elemento
Afinidad
electrónica
eV
Radio
atómico
pm
Radio
Iónico
pm
1a
Energía
de
Ionización
eV
Punto
de
fusión
ºC
1atm
Punto de
ebullición
ºC 1atm
Densi
dad
g/cm3
N
7
3.04
Anión
inestable
74
(+3)1
6
14.53
-210
-196
1.25
P
15
2.19
0.75
110
(+5)1
7
10.49
44
281
1.82
As
33
2.18
0.81
125
(+3)5
8
9.81
603ps
817pt
5.72
Sb
51
2.05
0.81
145
(+3)7
6
8.64
631
1387
6.68
Bi
83
1.9
0.95
155
(+3)1
03
7.29
271
1564
9.79
Generalidades
Propiedades

Constituye el 78%...

Consta de 6 isótopos:
- estables 14N y 15N
- radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N

El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor ía de las
sustancias.

A altas temperaturas, reacciona para formar nitruros. (Si, Ti, Al, B, Be, Mg,
Ba, Sr, Ca & Li)
Métodos de obtención:
I) A PARTIR DEL AIRE:

El nitrógeno puede obtenerse del aire por simple eliminación del
oxígeno.

En la industria se obtiene a partir del aire líquido por medio de la
destilación fraccionada.
II) A PARTIR DE SUS COMPUESTOS:

Por la descomposición del NH4NO2, ya que es muy inestable.
NH4NO2(s)

2H2O(g) + N2(g)
En el laboratorio se obtiene por oxidación del amoniaco con óxido de
cobre (II):
2 NH3(g) + 3CuO(s)
3Cu(s) + 3H2O(g) + N2(g)
Ciclo de Nitrógeno
Fijación del Nitrógeno: (3 procesos)
- La energía contenida en un relámpago.
- Mediante un proceso industrial
- Las bacterias nitrificantes
Descomposición: En cada nivel trófico se libera al ambiente nitrógeno en
forma de excreciones, que son utilizadas por los organismos
descomponedores para realizar sus funciones vitales.
Nitrificación: es la transformación del amoniaco a nitrito, y luego a
nitrato.
Desnitrificación: en este proceso los nitratos son reducidos a nitrógeno,
el cual se incorpora nuevamente a la atmósfera.
Cloramina
 Comúnmente usado en bajas concentraciones
como un desinfectante en sistemas de agua
municipales, como una alternativa a la cloración.
 El agua tratada con cloramina carece del olor del
cloro y por lo tanto tiene un sabor mejorado.
NH3 + HClO → NH2Cl + H2O
Tetróxido de dinitrógeno N2O4
Es uno de los propulsores de cohetes más
importantes que se han desarrollado y por la década
de 1950 se convirtió en el oxidante almacenable de
elección de los cohetes en los EE.UU. y la URSS.
El óxido nítrico NO
 Es una molécula de señalización.
 También es un contaminante tóxico del aire.
 La molécula de óxido nítrico es un radical libre, que
hace que sea muy reactivo e inestable. En el aire,
reacciona rápidamente con el oxígeno para formar
el dióxido de nitrógeno tóxico (NO2).
NO2
 Es uno de varios óxidos de
nitrógeno.
 Este gas naranja / marrón tiene
un característico olor fuerte y
penetrante.
 NO2 es uno de los
contaminantes del aire más
prominentes y un veneno por
inhalación.
 Liquido amarillo, con
olor acre.
 Es muy sensible puede
explotar cuando se
expone a temperaturas
aproximadas a los 60°C,
la luz solar, o sustancias
orgánicas, tales como
aguarrás.
 También se llama yoduro de nitrógeno, es un
compuesto altamente explosivo de contacto.
 La razón de su inestabilidad se debe a la diferencia
de tamaño entre los dos tipos diferentes de
átomos.
 Es un gas incoloro no inflamable, con un agradable
y ligeramente dulce olor.
 Se utiliza en cirugía y odontología
 También se utiliza como oxidante en los motores
de combustión interna..
Ácido Nítrico
 Es un líquido incoloro, corrosivo y tóxico
que puede causar quemaduras graves
 Se utiliza en la fabricación de explosivos.
 Tiene usos adicionales en metalurgia y
refinado, puesto que reacciona con la
mayoría de los metales, y en síntesis
orgánicas.
 Cuando se combina con ácido
clorhídrico, forma agua regia.
Datos curiosos…
Datos curiosos…
FÓSFORO
Propiedades Generales
Propiedades atómicas
Radio atómico
100pm
Electronegatividad
2,19 (Pauling)
Radio atómico
98pm (Radio Bohr)
Estado(s) de oxidación
+3,-3,4,5
1ra Energía de ionización 1011,8 kJ/mol
2da
1907 kJ/mol
3ra
2914,1 kJ/mol
4ta
4963,6 kJ/mol
Espectro de emisión y absorción
Propiedades físicas
Estado ordinario
Densidad
Punto de fusión
Punto de ebullición
Entalpía de vaporización
Entalpía de fusión
Sólido
1823 kg/m
317,3 K
550 k
12,129 kJ/mol
0,657 kJ/mol
Fosforo blanco
Propiedades generales
-Estructura tetraédrica
-Aspecto céreo, blanco y muy tóxico
-Sustancia muy reactiva
-Arde fácilmente en reacción con el oxígeno
-Soluble en sustancias no polares inorgánicas
-Insoluble en disolventes que forman puentes
de hidrógeno
Reacciona fácilmente con el oxígeno:
P4(s) + 502(g)
P4010(s) + 6H2O(l)
P4O10(s)
4H3PO4(l)
Fósforo rojo
Fósforo Negro
-Polímero con enlaces menos tensionados
-Estable con el aire
-Solo reacciona con CO2(g) a 400 grados Celsius
-Punto de Fusión de 600 grados Celsius
-Menos volátil a diferencia del fósforo blanco
-No fosforece en la oscuridad
-No es tóxico
-Conductor de electricidad
-Se prepara a una elevada presión a
partir de fósforo blanco
-Tiene una compleja estructura molecular
Extracción del fósforo en la industria
Temperatura 1500 Grados Celsius
2Ca3(PO4)2(s) + 10CO(g)
6CaO(s) + 10CO(g) + P4(g)
Materiales que se consumen y se producen en la extracción de 1 tonelada de fósforo:
10 toneladas de Ca3(PO4)
14 MWh de energía eléctrica
1 Tonelada de fósforo blanco
2500 m 3de gases de polvo
Óxidos de fósforo
En escasez de oxígeno
P4(s) + 3O2(g)
En exceso de oxígeno
P4(s) + 502(g)
P4010(s) + 6H2O(l)
4H3PO4(l)
-Corrosivo y extremadamente higroscópico
- Se utiliza para desecar gases y en síntesis orgánicas
P4O10(s)
P4O6(s)
Cloruros de Fósforo
Excesos de fósforo
P4(s) + 6Cl2(g)
4PCl3(l)
Exceso de cloro
P4(s) + 10Cl2(g)
PCl3(l) + 3H2O(l)
4PCl5(l)
H3PO3(l) + 3HCl(g)
H3PO3(l) + Na,K,Mg,Ca o Zn
PCl3(l) + 3C3H7OH(l)
3C3H7Cl(g) + H3PO3(l)
Ácido fosfórico
H3PO4(ac) + H2O(l)
H2PO-4 (ac) + H2O(l)
HPO2-4(ac) + H2O(l)
H3O+ (ac) + H2PO-4 (ac)
H3O+ (ac) + HPO2-4 (ac)
H3O+ (ac) + PO3-4 (ac)
Ácido fosfórico
P4(s) + 5O2(g)
P4O10(s) + 6H2O(l)
Ca3(PO4)2(s) + 3H2SO4(ac)
P4O10(s)
4H3PO4(l)
3CaSO4(s) + 2H3PO4(ac)
Fosfatos
SERIES DE SALES FOSFÓRICAS
PO4(ac) + H2O(l)
2HPO4(ac) + OH--(ac)
2HPO4(ac)
H2PO4(ac) + OH(ac)
3-
+ H2O(l)
H2PO-4(ac) + H2O(l)
-
H3PO4(ac) + OH(ac)
-Básicos
-Forman complejos con el ion fosfato “FTS”
Ortofosfatos
(Ca5(PO4)3F)
Ca5(PO4)3OH
Ca5(PO4)3(F,Cl,OH)
En la industria alimentaria
NaH2PO4
Na2(HPO4)
Na3(PO4)
Estructura de un grupo fosfato
Materia viva
3-
ortofosfato, PO4
ATP
Guanosin Trifosfato
Curiosidades
Arsénico
•
Descubierto
por:
Alberto Magno
en 1250,
Alemania
Origen e historia
Del latín arsenĭcum; éste del
griego ἀρσενικόν, de ἄρσην,
varonil, macho.
Los griegos usaron
el actual óxido de arsénico
(III) como depilatorio.
4000 años antes
de la era cristiana el
arsénico intervenía
en la elaboración de los
primeros bronces.
•
Dioscórides, médico griego del
siglo I d.C., es el primero en
rebautizar a la sandaraca
oriental, como ARSENIKÓS.
Propiedades químicas
y físicas
•
Número atómico: 33
•
Valencia: +3, -3, +5
•
•
•
•
Estado de oxidación: +5
Radio covalente (Å): 1,19
Radio iónico (Å): 0,47
•
Configuración electrónica
[Ar]3d104s 24p 3
•
Densidad (g/ml): 5,72
•
Punto de ebullición (ºC): 613
•
Punto de fusión (ºC): 817
•
Radio atómico (Å): 1,39
•
Masa atómica (g/mol):
74,922
Potencial de ionización:
10.08eV
Abundancia
•
Lugar 52 en
abundancia.
Forma más común: es el
arsénico gris, tiene
apariencia metálica.
Minerales:
Pirita arsenical (FeAsS)
Rejalgar (As2 S2)
Oropimente (As2S3)
•
México produce 20 % de Arsenolita (As2O3)
todo el arsénico
Cobaltina (SAsCo)
mundial.
Isótopos
Z
Nombre del Núclido Vida Media Spin
Abundancia Masa Atómica
(%)
(uma)
33 Arsénico-71
2,72 dias
5/2
0,00 71
33 Arsénico-72
26 horas
2
0,00 72
33 Arsénico-73
80,3 dias
3/2
0,00 73
33 Arsénico-74
17,78 dias 2
33 Arsénico-75
Estable
33 Arsénico-76
26,3 horas 2
0,00 75,922
33 Arsénico-77
38,8 horas 3/2
0,00 76,921
3/2
0,00 73,924
100,00 74,9216
Aplicaciones
•
•
«Polvo de sucesión» «Rey de Utilizado en el tratamiento
los venenos»
de la leucemia
Fabricación de transistores,
láser y semiconductores,
vidrio, textiles, papeles,
adhesivos de metal, así como
en procesos de bronceado,
disección de animales.
promielocítica.
Curiosidades
•
Trataron a 12 pacientes
con dosis de 0,06 a 0,2
mg. / kg. de peso / día de
trióxido de arsénico; 11
presentaron una remisión
completa tras un
tratamiento de entre 12 y
39 días.
Antimonio
Origen
*El origen de la palabra antimonio no está claro:
puede proceder del griego anti monos (no solo) o
del árabe.
* El símbolo deriva del latín stibium=lápiz, barra,
ya que el negro del antimonio se utilizaba para
pintarse las cejas.
* El antimonio metálico ya era conocido en la
antigüedad por los chinos y los babilonios.
Propiedades
*El antimonio es muy quebradizo, por esto
generalmente solo se usa en aleaciones con otros
metales como el estaño.
*El antimonio puro se aplica también en la técnica
de semiconductores.
Obtención
*Las principales fuentes para obtener el antimonio
son los siguientes minerales: estibina, estibinita o
antimonita (Sb2S3), valentinita (Sb2O3), cervantina
(Sb2O4), kermesita (Sb2S2O) y allemontita (SbAs).
* Los yacimientos más importantes de antimonio
nativo se localizan en la región de Chihuahua,
México; Quebec, Canadá y algunas zonas de
California. Se han encontrado buenos ejemplares
en Isére en Francia y en España, en la provincia de
Málaga.
Obtención
• Es posible encontrarlo libre aunque normalmente
está en forma de sulfuros. La principal mena de
antimonio es la antimonita (también llamada estibina),
Sb2S3.
• Mediante el tostado del sulfuro de antimonio se
obtiene óxido de antimonio (III), Sb2O3, que se puede
reducir con coques para la obtención de antimonio.
2 Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2
• También se puede obtener por reducción directa del
sulfuro, por ejemplo con chatarra de hierro:
Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS
Datos
Curiosos
* En la Edad Media, el antimonio se usó como remedio para el
estreñimiento. Tragarse las "píldoras eternas" (pequeñas bolas
de antimonio) irritaba los intestinos lo suficiente como para que
expulsaran todo lo que había en ellos. Las bolas de antimonio
se recuperaban entre los excrementos, se lavaban y volvían a
usarse.
* Etimología del alcohol. La palabra Alcohol viene del árabe
"kahala", manchar o pintar, porque deriva del polvo de
antimonio usado como maquillaje en los ojos. Hacia 1672, en
inglés el significado se amplió a "cualquier substancia que
sublima", y de ahí su aplicación al líquido de fácil evaporación
que es el alcohol.
El 22 de junio de 1918, más de 100
meseros de Chicago fueron
puestos en custodia por envenenar
con antimonio y tartrato de potasio
a los clientes que dejaban malas
propinas.
Bismuto
*Propiedades
Densidad
9780 kg/m3
Masa atómica
208.98038 u
Radio medio
160 pm
Radio atómico
143
Radio covalente
146 pm
Configuración
electrónica
[Xe]4f 14 5d 10 6s 2 6p 3
Estados de
oxidación
3, 5 (levemente
ácido)
Estructura cristalina romboédrica
Estado
sólido
Punto de fusión
544.4 K
Punto de ebullición
1837 K
Calor de fusión
11.3 kJ/mol
Presión de vapor
0,000627 Pa a 544 K
Electronegatividad
2,02 (Pauling)
Calor específico
122 J/(kg·K)
Conductividad
eléctrica
0,867 106 m-1·Ω-1
Conductividad
térmica
7,87 W/(m·K)
Mineral
Bismita
Bismutina
Bismutimita
Eulitina
Fórmula
Isótopo
Duración
Abundancia (%)
Bi-204
11.2 horas
0
Bi-205
15.31 días
0
Bi-206
6243 días
0
Bi-207
32.2 años
0
Bi-208
368,000 años
0
Bi-209
Estable
100
Bi-210
5.01 días
0
Bi-211
3 millones de años
0
Bi-212
2.14 minutos
0
Bi-213
1.009 horas
Bi-214
19.9 minutos
0
Bi-215
7 minutos
0
*Isótopos
0
Obtención
•Subproducto de Pb, Ag, Cu,
Sn.
•Subproducto de la refinación
de Pb por el método de Betts.
•Se obtiene el óxido de bismuto
(III), el cual se reduce con
carbón a bismuto bruto.
•Se purifica mediante fusión por
zonas.
*Método de Betts
Refinación de
Petróleo
Residuos
Lodos ricos en Bi
Residuos alcalinos con
Bi bruto con
impurezas de Ag y Pb
Separación y
obtención de Bi
puro.
* Reacciones más comunes de Bi
2
Aplicaciones
Curiosidades
•Es uno de los elementos que ha tenido al menos 20 nombres
distintos.
• El bismuto es el primer elemento de los descubiertos en
la Edad Media.
Ununpentium
 Los experimentos
comenzaron entre el 14
de Julio al 10 de Agosto
del 2003.
 Se publica su
descubrimiento el 24 de
Febrero del 2004.
 Lawrence Livermore
National y Universidad de
Dubna.
 Sólo cuatro núcleos fueron
identificados.
 Bombardearon americio243 con calcio-48
18/10/12
18/10/12
 La clave de la estabilidad radica en que el
núcleo del átomo sea lo más esférico posible
 Dos isótopos son actualmente conocidos, UUP287 y UUP-288.
Curiosidades
 La teoría de la conspiración de OVNI.
 Elemento 115 en videojuego Call of Duty.
18/10/12
Isotopos
Ed
iso
AN
Periodo
MD
PD
MeV
290
Sintético
16 ms
α
9,95
286
289
Sintético
169 ms
α
10,31
285
288
Sintético
173 ms
α
10,46
284
287
Sintético
32 ms
α
10,59
283
Uup
Uup
Uup
Uup
18/10/12
Uut
Uut
Uut
Uut
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