Estos elementos forman parte del grupo 15 de la tabla periódica, llamados también nitrogenoideos, Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre incluyendo agua






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fecha de publicación04.06.2015
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INTRODUCCIÓN
Estos elementos forman parte del grupo 15 de la tabla periódica, llamados también nitrogenoideos, Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y atmósfera).

Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3.
No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes; salvo el nitrógeno, todos reaccionan con ácidos oxidantes. Con el oxígeno se forman los óxidos con número de oxidación +3 y +5, excepto el nitrógeno que forma todos los comprendidos entre +1 y +5, aunque principalmente, +1, +2, +4. La acidez de los hidróxidos X(OH)3 disminuye según aumenta el número atómico.
PROPIEDADES FISICAS 

Nombre

Nitrógeno

Fósforo

Arsénico

Antimonio

Número atómico

7

15

33

51

Valencia

1,2,+3,-3,4,5

+3,-3,5,4

+3,-3,5

+3,-3,5

Estado de oxidación

- 3

+5

+5

+5

Electronegatividad

3,0

2,1

2,1

1,9

Radio covalente (Å)

0,75

1,06

1,19

1,38

Radio iónico (Å)

1,71

0,34

0,47

0,62

Radio atómico (Å)

0,92

1,28

1,39

1,59

Configuración electrónica

1s22s22p3

[Ne]3s23p3

[Ar]3d104s24p3

[Kr]4d105s25p3


Estructura electrónica externa





2s22p3

3s23p3

4s24p3

5s25p3

Primer potencial de ionización (eV)

14,66

11,00

10,08

8,68

Masa atómica (g/mol)

14,0067

30,9738

74,922

121,75

Densidad (g/ml)

0,81

1,82

5,72

6,62

Punto de ebullición (ºC)

-195,79 ºC

280 ºC

613 ºC

1380 ºC

Punto de fusión (ºC)

-218,8

44,2

817

630,5

Descubridor

Rutherford en 1772

HennigBrandt en 1669

Los antiguos

Los antiguos

 

REACCIONES DE OBTENCION 


  • El nitrógeno se obtiene a partir del aire por licuación de éste y posterior destilación fraccionada.

En el laboratorio se obtiene por oxidación del amoniaco con óxido de cobre (II):
2 NH3(g) + 3 CuO(s) → 3 Cu(s) + 3 H2O(g) + N2(g).

También puede obtenerse por calentamiento del nitrito de amonio:

NH4NO2(s) → 2 H2O(g) + N2(g).

Reacciones de obtención del fosforo:

El fosforo se prepara comercialmente calentando fosfato de calcio mas arena (dióxido de silicio) z coque, en un horno eléctrico.

2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) → 6CaSiO3(s) + 10CO(g) + P4(s)

El fosforo blanco es muz toxico.

P4(s) + 5º2(g) → P4O10(s)


  • Reacción para obtener arsénico:



FeAsS (s) → FeS(s) + As(g)
Se calienta a 700°C en ausencia de oxigeno.

  • Mediante el tostado del sulfuro de antimonio se obtiene óxido de antimonio (III), Sb2O3, que se puede reducir con coque para la obtención de antimonio.

2Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2
También se puede obtener por reducción directa del sulfuro, por ejemplo con chatarra de hierro:

Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS

 
REACCIONES QUIMICAS
No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes

Reaccionan con ácidos oxidantes con excepción del nitrógeno.

A temperatura y presión elevada y en presencia de catalizadores, el nitrógeno reacciona con hidrógeno formando amoniaco.

El nitrógeno reacciona con metales formando nitruros. Sin embargo, solo con litio la reacción se produce a temperatura ambiente.

El amoníaco (NH3) es uno de los compuestos más importantes de nitrógeno. En el laboratorio se puede preparar por la acción del NaOH con una sal de amonio (NH4).
NH4Cl (ac) + NaOH (ac) → NH3 (g) + H2O (l) + NaCl (ac)

Oxido nitroso: por calentamiento del nitrato de amonio a temperaturas no mayores

de 250ºC. 200ºC
NH4NO3(s) → N2O(g) + 2H2O

Oxido nítrico: se obtiene comercialmente en la primera etapa del proceso Ostwald para la obtención del HNO3, por oxidación catalítica del amoníaco en fase gaseosa.

NH3 . 500ºC
4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O

 

En presencia del aire, el óxido nítrico forma instantáneamente humos de color café de dióxido de nitrógeno:

2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
En el laboratorio el dióxido de nitrógeno se prepara por la acción del ácido nítrico concentrado sobre cobre:

Cu(s) + 4HNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2H2O(l) + 2NO2(g)
Acido nítrico (NO3): formado por dióxido de nitrógeno soluble en agua:

3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO

El nitrógeno con ciertos metales, forma “nitruros” iónicos:

6Li(s) + N2(g) → 2Li3N (s)
El ion nitruro (N3-) es una base de Brönsted fuerte y reacciona con el agua para producir amoniaco

N3-(ac) + 3H2O(l) → NH3(g) + 3OH- (ac)


  • Fosforo :

Ca+2 + 2H2PO-4 → Ca(H2PO4)2

Fosfato monocálcico

Ca(H2PO4)2 + Ca+2 → Ca(HPO4)

Fosfato dicálcico
2Ca(HPO4) + Ca+2 → Ca3(PO4)2

Fosfato tricálcico

 

P4(s) + 3OH¯(ac) + 3H2O(l) → PH3(g) + 3H2PO4¯

 

PCL3(l) + 3H2O(l) → H3PO4(l) + 3HCL(ac)

 

2H3PO4(l) → H4P2O7 + H2O(g)

 

H3PO4(l) + H4P2O7(l) → H5P3O10(l) + H20(g)

 

4PCl5 + 4NH4Cl → (CL2PN)4 + 16HCl


  • Arsénico

AsCl3 + Cl2 → AsCl5-
ASCl3 + RMgCl → AsR3 + 3MgCl2

 

2As + 3RBr → AsRBr2 + AsR2Br

 

AsR2Br + R´Li → As 2R´ + LiBr

 

4As(s) + 6CH3I(l) → 3(CH3)2AsI(sol)+AsI3(sol)

 

3(CH3)2AsI(sol) + 2 Na(sol) → Na(s) + Na((CH3)2As(I)


  • Antimonio:

SbCl3 + H2O → SbOCl + HCl
SbF5(l) + HF(l) → H2F⁺(sol) + SbF¯6(sol)
HBrO2 + Sb(OH)3 ---->H2O + Sb(BrO2)3



 Sb + O2 ----->Sb2O3
 HNO3 +Fe(OH)3 -----> H2O + Fe(NO3)3

 

Aplicaciones:


  • El nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y en estado líquido para conservar células.

  • El fósforo se utiliza en pirotecnia y en la fabricación de cerillas.

·      El arsénico y el antimonio son semiconductores.

·      Muchos compuestos de nitrógeno y fósforo se utilizan como abonos y detergentes.

PROPIEDADES QUÍMICAS
Nitrógeno

APLICACIONES

Nitrógeno
La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención de amoníaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.

Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante.

Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el trinitrotolueno son a menudo explosivos La hidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes.

El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el del carbono, dado que está presente en la atmósfera no sólo como N2 (78%) sino también en una gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente como N2O, NO y NO2, los llamados NOx. También forma otras combinaciones con oxígeno tales como N2O3 y N2O5 (anhídridos), "precursores" de los ácidos nitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoníaco (NH3), compuesto gaseoso en condiciones normales.

Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para crear atmósferas protectoras y como gas criogénico para obtener temperaturas del orden de 78K de forma sencilla y económica.

En la actualidad el nitrógeno es empleado en diversas labores; en los países desarrollados una de las más recientes y comunes es el ser empleado en lugar del aire común para el inflado de llantas y neumáticos debido a la alta eficiencia que se derivan de su uso. No se dilata con la fricción o el movimiento evitando mayor presión en el neumático y por tanto fugas que se derivan en perdida de presión de la llanta, seguido por mayor esfuerzo del motor, mayor consumo de combustible, más rápido desgaste del neumático y los frenos. El uso del nitrógeno para el inflado de los neumáticos no solo redime en un ahorro directo, paralelo a esto también hace un gran aporte ecológico al disminuir las emisiones de CO2 provenientes del esfuerzo adicional que deben hacer los vehículos al perder presión constantemente en las llantas cuando son infladas con aire.

 

Fosforo

La mayoría de los compuestos del fósforo son trivalentes y pentavalentes. El fósforo se combina fácilmente con oxígeno formando óxidos, siendo los más importantes el óxido de fósforo (III), P2O3, y el óxido de fósforo (V), P2O5. El óxido de fósforo un sólido cristalino blanco, se emplea como agente reductor. Es una sustancia delicuescente (se disuelve con la humedad del aire) y su vapor es tóxico. El óxido de fósforo (V), un sólido amorfo, blanco y delicuescente, sublima a 250 °C. Reacciona con agua formando ácido fosfórico y se utiliza como agente desecante.

El fósforo forma hidruros con hidrógeno, siendo el más importante el PH3, semejante al amoníaco (NH3) o hidruro de nitrógeno. Todos los halógenos se combinan directamente con el fósforo formando haluros, que se usan en la preparación de haluros de hidrógeno y compuestos orgánicos. Los compuestos comerciales del fósforo más importantes son el ácido fosfórico y sus sales denominadas fosfatos. La mayor parte de los compuestos del fósforo se utilizan como fertilizantes. También se emplean para aclarar disoluciones azucaradas, así como en pruebas de tejidos de seda y materiales ignífugos, y en aleaciones de fósforo-bronce y fósforo-cobre. El fósforo blanco se usa para preparar raticidas y el fósforo rojo para elaborar fósforos o cerillas.

Arsénico

El arsénico se usa en grandes cantidades en la fabricación de vidrio para eliminar el color verde causado por las impurezas de compuestos de hierro. Una carga típica en un horno de vidrio contiene un 0,5 % de trióxido de arsénico. A veces se añade al plomo para endurecerlo, y también se usa en la fabricación de gases venenosos militares como la lewisita y la adamsita. Hasta la introducción de la penicilina, el arsénico era muy importante en el tratamiento de la sífilis. En otros usos médicos ha sido desplazado por las sulfamidas o los antibióticos. Los arseniatos de plomo y calcio se usan frecuentemente como insecticidas. Ciertos compuestos de arsénico, como el arseniuro de galio (GaAs), se utilizan como semiconductores. El GaAs se usa también como láser. El disulfuro de arsénico (As2S2), conocido también como oropimente rojo y rubí arsénico, se usa como pigmento en la fabricación de fuegos artificiales y pinturas.

El arsénico es venenoso en dosis significativamente mayores a 65 mg, y el envenenamiento puede producirse por una única dosis alta, pero también por acumulación progresiva de pequeñas dosis repetidas, como, por ejemplo, la inhalación de gases o polvo de arsénico. Por otra parte, algunas personas, en concreto los que ingieren arsénico en las montañas del sur de Austria, han descubierto que el arsénico tiene un efecto tónico, y han desarrollado cierta tolerancia hacia él que les permite ingerir cada día una cantidad que normalmente sería una dosis fatal. Sin embargo, esta tolerancia no les protege contra la misma cantidad de arsénico administrada hipodérmicamente.

A menudo es importante contar con un test fiable que detecte la presencia de cantidades pequeñas de arsénico, porque el arsénico, aun siendo un veneno violento, es ampliamente usado y, por tanto, es un contaminante muy difundido. La prueba de Marsh, llamado así por su inventor, el químico inglés James Marsh, proporciona un método simple para detectar trazas de arsénico tan mínimas que no podrían descubrirse con un análisis ordinario. La sustancia a analizar se coloca en un generador de hidrógeno, y el arsénico presente se convierte en arsenamina (AsH3), que se mezcla con el hidrógeno. Si el flujo de hidrógeno se calienta mientras pasa por un tubo de vidrio, la arsenamina se descompone, y el arsénico metálico se deposita en el tubo. Cantidades mínimas producen una mancha apreciable. Utilizando la prueba de Marsh se pueden detectar cantidades tan mínimas como 0,1 mg de arsénico o de antimonio.

Antimonio

 

El antimonio tiene una creciente importancia en la industria de semiconductores en la producción de diodosdetectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.

Usado como aleante, este semimetal incrementa mucho la dureza y resistencia a esfuerzos mecánicos de la aleación. También se emplea en distintas aleaciones como peltremetal antifricción (aleado con estaño), metal inglés (formado por zinc y antimonio), etc.

Algunas aplicaciones más específicas:

Compuestos de antimonio en forma de óxidos, sulfuros, antimoniatos y halogenuros de antimonio se emplean en la fabricación de materiales resistentes al fuego, esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicas. El trióxido de antimonio es el más importante y se usa principalmente como retardante de llama. Estas aplicaciones como retardantes de llama comprenden distintos mercados como ropa, juguetes, o cubiertas de asientos.

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