unidad vi

Mc Graw-Hill Interamericana. • Shriver, D.F.; Atkins P.W.; Langford C.H. .... •Azida de hidrógeno HN. 3. También conocido con el nombre de ácido hidrazoico.
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QUÍMICA INORGÁNICA Unidad 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) Química General. 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 P, As, Sb, Bi

2s2 2p3 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

Estructura electrónica: • TEV

1 s2 2 s2 2p1x 2p1y 2p1z



Reactividad muy 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

Tfusión C

Tebullición C

NH3 PH3 AsH3 SbH3

-78 -133 -106 -99

-33 -88 -57 -17

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

Reactividad Redox - con el oxígeno del aire iniciador

4 NH3  3 O2   2 N2  6 H2 O Pt (750-900C)

4 NH3  5 O2  4 NO  6 H2 O

- con Cl2

2 NH3  3 Cl2  N2  6 HCl HCl  NH3  NH4 Cl

2 NH3  3 Cl2  3 HCl  NCl3

con exceso de NH3

con exceso de Cl2

base débil, de Bronsted – Lowry : NH3  H2 O  NH4  OH-

K b  1,8. 10-5

base de Lewis : NH3  BF3  F3B : NH3

con el HCl HCl (g)  NH3 (g)  NH4 Cl (s)

iones complejos 2

Cu

2

(ac)  4 NH3 (ac)  Cu NH3    4

(ac)

Otros hidruros de nitrógeno Hidracina H2NNH2 El estado de oxidación del N es (-2)

Hidroxilamina, NH2OH El estado de oxidación del nitrógeno es (-1)

•Azida de hidrógeno HN3 También 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

K a  10

3

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 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

• Con Zn 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

300 C 200 -1200 C P4 (blanco)   P (rojo)   P(negro)

Hidruros del P Fosfina

Halogenuros de fósforo

Oxoácidos del P

(P4 O6 )

(P4 O10 )

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 monoprótico

Calculo de la N como ácido diprótico

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

(P4 O13 )

6

II) Los ácidos metapolifosfóricos

(HPO3)n

n=3a7

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