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Nitrógeno y Fósforo

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Agregado: 02 de AGOSTO de 2011 (Por Anonimo) | Palabras: 3338 | Votar! | Sin Votos | Sin comentarios | Agregar Comentario
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Material educativo de Alipso relacionado con Nitrógeno Fósforo
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    NITRóGENO Y FóSFORO

    Símbolo

    Z

    A

    Año de descubrimiento

    Descubridor

    Significado etimológico

    N

    7

    14.01

    1772

    Daniel Rutherford

    Generador de sosa

    P

    15

    30.9738

    1669

    Hennig Brandt

    Portador de luz

    As

    33

    74.92

    1250

    S. Alberto Magno

    Pigmento amarillo

    El grupo 15 de la tabla periódica es quizá el que posee mayor amplitud en sus cualidades físicas, y el más familiar para el hombre común. Aquí tenemos, por ejemplo, al Nitrógeno que licúa a -200C junto con el Bismuto cuyo punto de fusión es de 271C.

    NITRóGENO

          Descubrimiento y denominación.

          Presencia en la naturaleza: aire, fuentes minerales (Chile, huano).

          Propiedades fisicas y químicas: Aspecto. Masa. Configuraciones electronicas. Geometria molecular. Puntos de F y E.

          Importancia biologica: proteinas, ácidos nucleicos.

          Métodos de obtención: (de laboratorio e industriales).

          Compuestos principales:Amoníaco, Hidracina, óxidos y oxoácidos.

    equilibrios

    estructuras (Lewis) y orbitales moleculares

    preparación: procedimientos de Haber-Born, Ostwald y Birkeland-Eyde.

          Ciclo del N.

          Neblumo fotoquímico.

    FóSFORO

          Descubrimiento y denominación.

          Estado natural: fuentes minerales.

          Alótropos. (variedades): fósforo blanco, fósforo rojo y fósforo negro.

          Propiedades fisicas y químicas: Aspecto. Masa. Configuraciones electrónicas. Geometria molecular. Puntos de F y E. Reactividad. Química acuosa.

          Importancia biológica: estructuras óseas, sustancias de reserva, ciclo biológico.

          Métodos de obtención: (de laboratorio e industriales).

          Compuestos principales: Hidruros, Halogenuros, óxidos y oxoácidos, fosfatos.

    equilibrios.

    estructuras (Lewis) y orbitales moleculares.

    aplicaciones (industriales, en laboratorios, en agricultura)


    NITRóGENO

    Más o menos 78% en volumen de aire es Nitrogeno. Las fuentes minerales mas importantes del Nitrogeno son el salite (KNO) y el nitrito de chile (NaNO). El nitrogeno es un elemento escencial para la vida y un componente de las proteinas y de los acidos nucleicos.

    El nitrogeno molecular se obtiene mediante destilacion fraccionada del aire (punto de ebullicion del N liquido y del O liquido son -196 c y -183 c, respectivamente). En un laboratorio se puede preparar nitrogeno gaseoso puro por medio de la descomposicion termica del nitrito de amonio:

    NH NO (s) ------------ 2H O(g) + N (g)

    Las moleculas de N contienen un triple enlace y es estable respecto de la disociacion en especies atomicas. Si embargo, el nitrogeno forma un gran numero de compuestos con el hidrogeno y con el oxigeno en los cuales su numero de oxidacion varia de -3 a +5.

    La mayoria de los compuestos del nitrogeno son covalentes, sin embargo cuando el nitrogeno se calienta con ciertos metales, forma nitruros ionicos que contienen los iones N :

    6Li (s) + N (g) --------------- 2 Li N (s)

    el ion nitruro es una base fuerte y reacciona con el agua para producir amoniaco e iones hidroxido:

    N (ac) + 3 HO (l) --------------- NH (g) + 3 OH (ac)

    COMPUESTOS PRINCIPALES

    AMONíACO: El amoniaco es uno de los compuestos del nitrogeno mas conocidos. En escala industrial se prepara a partir de nitrogeno e hidrogeno mediante el proceso Haber. En el laboratorio se puede preparar tratando cloruro de amonio con hidroxido de sodio:

    NH Cl (ac) + Na OH (ac) ----------- NaCl (ac) + H O (l)+ NH g

    El amoniaco es un gas incoloro (pto. Ebull. -33,4 c) con olor irritante. Casi tres cuartas partes del amoniaco producido al año en EEUU se utiliza en los fertilizantes.

    El amoniaco liquido lo mismo que el agua sufren autoionizacion.

    NH (l) ------- H + NH

    HIDRAZINA: es un hidruro muy importante del nitrogeno. Es un liquido incoloro que huele como el amoniaco. Se funde a 2c e hierve a 114c.

    La hidrazina es una base fuerte que puede protonarse para formar los iones N H y N H . sirve comoagente reductor, puede reducir el Fe , el MnO hasta Mn y el I a I . su reaccion con el O es fuertemente exotermica:

    N H (l) + O (g) ------------ N (g) + 2 H O (l)

    La hidrazina y su derivado metilhidrazina junto con el tetroxido de nitrogeno, se utilazan como combustible espacial. La hidrazina tambien desempeña un papel importante en la industria de los polimeros y en la manufactura de pesticidas.

    óXIDOS Y OXOÁCIDOS DE NITRóGENO

    Ningún otro elemento tiene más estados de oxidación que el nitrógeno, por lo que hay múltiples óxidos y oxoácidos. He aqui los mas importantes:

    Whitten, tabla 26,2.

    óXIDO NITROSO (óxido de dinitrogeno)

    NH4NO3 (s) N2O (g) + 2H2O (g) + calor

    La molécula es lineal pero asimétrica: m = 0.17D.

    Este óxido mantiene la combustión porque produce O2 (g) al calentarse.

    N2O (g) 2N2 (g) + calor + O2 (g) + calor

    óXIDO NíTRICO

    Gas incoloro que se condensa a -152C en forma de liquido azul.

    4NH3 + 5O2 catalizador + 4NO + 6H2O

    O bien, en presencia de tormentas electricas, lo cual constituye un proceso de fijacion natural:

    N2 (g) + O2 (g) 2NO (g)

    El NO gaseoso es paramagnético y contiene un electrón desapareado por molécula. Este electrón hace que sea muy reactivo. Las moléculas que contienen electrones desapareados se llaman radicales.

    La incidencia de cáncer de piel depende de la exposición a la radiacion ultravioleta. En la estratósfera, el ozono absorbe gran parte de la radiacion UV dañina del sol, antes de que llegue a la superficie terrestre. Existe la preocupación de que el NO, emitido por los gases de escapes de transportes supersonicos que vuelan en la estratosfera, pueda catalizar la descomposicion de O3. Se produce una reaccion en cadena en la cual una molecula de NO logra destruir muchas moleculas de O3.

    NO + O3 NO2 + O2

    NO2 + O NO + O2

    O3 + O 2O2 (reacción neta)

    DIóXIDO DE NITRóGENO

    El NO reacciona con oxigeno para formar este gas color de café, corrosivo:

    2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

    Este dióxido reacciona a su vez con agua y produce los dos importantes oxoácidos siguientes.

    2NO2 (g) + H2O (l) HNO2 (aq) + HNO3 (aq) ( [1] )

    ÁCIDO NITROSO (HNO2)

    Estado de oxidacion +3. Es un ácido débil (Ka = 4.5 x 10-4). Actúa como agente oxidante frente a agentes reductores fuertes.

    ÁCIDO NíTRICO (HNO3)

    Llamado vulgarmente "aqua fortis" o "espíritu de nitro", se halla libre en muy pequenas cantidades en la atmósfera, combinado forma nitratos, algunos de ellos naturales.

    Obtención:

    a)                  En el laboratorio: tratando al nitrato de sodio con ácido sulfúrico.

    b)                  Procedimiento de Ostwald: oxidación del amoniaco obtenido por via sintética.

    A altas temperaturas el NH3 se convierte cataliticamente (esponja de platino) en NO, el cual se enfría y después se oxida en la atmosfera a NO2. En un tercer paso se produce ácido nítrico y algo de óxido nitroso que se recicla al segundo paso.

    Primer paso 4NH3 (g)+ 5O2 (g) Pt, 1000C 4NO (g) + 6H2O (g)

    Segundo paso 2NO (g) + O2 (g) frio 2NO2 (g)

    Tercer paso 3NO2 (g) + H2O (l) 2[H+ + NO3- ] + NO (g)

    El ácido así obtenido se recibe directamente en agua, o bien se le hace atravesar por absorbedores que contienen CaO, con lo que se forma el nitrato de calcio, utilizado directamente como abono.

    c)                  Procedimiento de Birkeland-Eyde: combinación directa del nitrógeno y oxígeno del aire.

    Propiedades:

    con el clorhidrico en la proporción de 1 a 3 volúmenes, oxida incluso al oro y al platino Es un liquido incoloro, muy soluble en agua, que se va descomponiendo lentamente por la acción de la luz, coloreándose deamarillo por el NO2 que se produce. Al calentarlo hierve a 86C, temperatura a la cual se acentua su descomposición.

    Es uno de los ácidos mas fuertes desde el punto de vista iónico. Puede actuar como reductor u oxidante, pero lo que lo caracteriza quimicamente es su enérgica acción oxidante, que se manifiesta sobre los metaloides, los metales (ataca a todos menos al oro y platino), ciertas sales y todas las materias oxidables. Esta acción oxidante se intensifica cuando tiene disulto óxido de nitrógeno que actua como catalizador: por ello el ácido más enérgico es el ácido nítrico rojo fumante.

    Aqua regia: ácido nítrico mezclado. Su reactividad se debe al desprendimiento del Cl atómico en estado naciente: 3HCl + NO3H 2 H2O + NO+ 3Cl

    Usos:

    Es uno de los ácidos más importantes desde el punto de vista industrial pues se utiliza para preparado de colorantes, explosivos, fabricacion del acido sulfurico y en el grabado de metales (al agua fuerte). Con el algodón forma algodon pólvora o nitrocelulosa, con el tolueno da lugar a la formacion del trinitrotolueno o T.N.T., el explosivo mas poderosos que se conoce, con la glicerina engendra la nitroglicerina, que mezclada contierra porosa, constituye la dinamita.

    NITRATOS:

    Son sales de acido nitrico, se forman cuando actua sobre los hidroxidos o los metales. Todos son solubles en agua. Por calcinación se descomponen originando el óxido del metal.

    Ca (OH)2 + NO3H Ca(NO3)2 + 2H2O

    Ag + 2NO3H AgNO3 + H2O + NO2

    Se emplean en particular algunos como abonos nitrogenados, para la obtencion del acido nitrico y las polvoras.

    Los principales son el nitrato de sodio, el de potasio y el de plata.

    CICLO DEL NITRóGENO

    El nitrogeno molecular con su triple enlace es muy estable. Sin embargo durante la fijacion del nitrogeno biologico e industrial, la conversion del nitrogeno molecular en compuesto nitrogenado, el nitrogeno atmosferico se convierte en nitratos y otros compuestos que pueden asimilarce por las algas y las plantas. Otro mecanismo importante para la produccion de nitratos a partir del gas nitrogeno es el que se produce por las tormentas de rayos.

    Las etapas son:

    N (g) + O (g) --------------------------- 2 NO (g)

    2NO (g) + O (g) ---------------------- 2NO (g)

    2NO (g) + H O (l) -------------------------- HNO (ac) + NNO (ac)

    Por este mecanismo se producen alrededor de 30 millones de toneladas de HNO al año. El acido nitrico se convierte en sales de nitrato en el suelo, nutrientes que son tomados por las plantas que a su vez son ingeridos por los animales para producir proteinas y otras biomoleculas escenciales. La desnitrificacion es un proceso que revierte la fijacion de nitrogeno, con lo que se completa el ciclo. Por ejemplo, ciertos organismos anaerobicos descomponen los desechos animales y las plantas y animales muertos para producir nitrogeno molecular libre a partir de nitratos.

    neblumo fotoquímico

    El neblumo fotoquimico se forma por las reacciones fotoquimicas de las emisiones de los automóbiles en presencia de luz solar. Se inicia con contaminantes primarios, sustancias que por sí mismas pueden ser relativamente inertes e inocuas (óxido nítrico,monóxido de Carbono y otros hidrocarburos):

    N2 (g) + O2 (g) 2NO (g)

    2C (g) + O2 (g) 2CO (g)

    Una vez liberado en la atmósfera, el óxido nítrico se oxida rápidamente a NO2 (dióxido de N, tóxico):

    2NO (g) + O2 (g) 2NO2 (g)

    La luz solar provoca la descomposición fotoquímica del NO2 (a una longitud de onda de 409m aproximadamente) en NO y O:

    NO2 (g) + hν NO (g) + O (g)

    El O atómico es una especie muy reactiva que puede disparar numerosas reacciones importantes, una de las cuales es la formación de ozono:

    O (g) + O2 (g) + M O3 + M

    Donde M es alguna sustancia inerte como el N2

    El ozono también se puede producir por una serie de reacciones muy complejas que implican a los hidrocarburos crudos, como a aldehídos, a óxidos de N y al Oxígeno. Uno de los productos de estas reacciones es el Nitrato de peroxiacetilo NPA, poderoso lacrimógeno que causa dificultades respiratorias, usado en armas

    H3C -- C -- O -- O -- NO2

    ||

    O

    FóSFORO

    configuración electrónica: [Ne]3s23p3.

    electronegatividad: 2,06

    Descubrimiento y denominación: Aunque los alquimistas árabes pueden haberlo aislado accidentalmente en el siglo XII, fue públicamente descubierto mediante fermentación y destilación de orina por el comerciante hamburgués Hennig Brandt en 1669 (época de la alquimia), quien informó de ello a G. W. Leibnitz. Su nombre deriva de fvV y forein, según sus propiedades lumínicas.

    estado natural. fuentes minerales.

    No se encuentra puro en la naturaleza (salvo en algunos meteoritos), pero sí sus combinaciones. Se encuentra en duodécimo lugar entre los elementos más abundantes de la corteza terrestre (0,10%). El isótopo estable es el 31P.

    Estados minerales: fosfato tricalcico o fosforita: Ca3(PO4)2 , en grandes depósitos fósiles de EE.UU. y norte de África y como uno de los constituyentes esenciales del guano (excremento de aves marinas). También forma parte de la apatita: Ca3(PO4)2 . CaF2 , roca primitiva, que se encuentra en grandes cantidades en el Canadá.

    A 25C es sólido, una sustancia de moléculas poliatómicas. Alrededor de los 800C puede disociarse en P2 y P4.

    QUíMICA ACUOSA:

    Se da sólo en oxianiones.

    Todos los oxiácidos de fósforo tienen grupos POH en los que el átomo de hidrógeno es ionizable. Los átomos de hidrogeno en los grupos P-H, en cambio, no se ionizan.

    Existe una gran cantidad de oxiácidos o iones.

    Importancia biológica: estructuras oseas, sustancias de reserva, ciclo biológico.

    Alótropos. (variedades): fósforos blanco, rojo y negro.

    Si bien equisten unos diez, estos tres son los más relevantes.

    fosforo blanco

    posee sub-alótropos alfa y beta

    fosforo rojo

    Aspecto

    Amarillento

    Rojo

    Fosforescente

    No es fosforescente

    densidad

    1.82 g/cc a 20C

    más denso que el P blanco[2]

    p.f. y p.e.

    Funde a 44,2C. Ebulle a 280,3C

    Funde a 597C. Se sublima a 431C

    Se inflama a 60C

    Se inflama a los 260C (más estable)

    en agua

    Insoluble.

    Insoluble.

    solubilidad

    Muy soluble en el sulfuro de carbono o benceno (solventes orgánicos), μ = 0

    Insoluble en el sulfuro de carbono o benceno.

    reactividad

    Muy reactivo e inestable. Reacciona enérgicamente con los halógenos

    Estable en el aire. Reacciona lentamente con los halógenos

    Muy tóxico y venenoso (0,1g es mortal)

    No es venenoso

    Manipulación bajo agua para evitar que se oxide.

    geometria molec

    Tetraédrica piramidal. Moléculas discretas. Forma cristales moleculares

    Forma polímeros: red cristalina polimérica[3]

    El FóSFORO NEGRO Aunque es el menos conocido, es el más estable. Se obtiene tratando al P blanco a altas presiones. Presenta una estructura en escamas, con un aspecto metálico semejante eal grafito. Es el menos reactivo de los tres alótropos tratados aquí.

    Métodos de obtención:

    A nivel industrial: La materia primera para obtener esta sustancia es el fosfato tricálcico, sea bajo forma de fosforita o bien de cenizas de huesos, que se mezclan con arena y coque (carbón) y se calienta en un horno eléctrico, con lo cual, por reducción, se produce monóxido de C, silicato de calcio (escoria) y fósforo volatilizado como moléculas de P4:

    2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C 1200 a11500C 6CaSiO3 + 10CO + P4

    Finalmente se condensa en agua como fósforo blanco, sólido blanco, suave y ceroso.


    Compuestos principales: Hidruros, Halogenuros, óxidos y oxoÁcidos, fosfatos.

    HIDRUROS.

    El hidruro mas importante del fosforo es fosfina, PH3 , un gas incoloro, muy venenoso que se forma por calentamento de fosforo blanco en hidroxido de sodio concentrado.

    P4(s) + 3NaOH(ac) + 3H2O(l) → 3NaH2PO2(ac) + PH3(g)

    Hipofosfito fosfina

    de sodio

    La fosfina es moderadamente soluble en agua y mas en disulfuro de carbono y disolventes organicos. Disoluciones acuosas de fosfina son neutras. La fosfina se disuelve en amoniaco liquido para dar NH4+ PH2- . La fosfina es un agente reductor fuerte : reduse muchas sales metalicas al metal correspondiente. El gas arde en el aire.

    PH3(g)+2O2 → H3PO4(s)

    HALOGENUROS.

    Trihalogenuros (PX3) , donde X denota un atomo de halogeno.

    El cloruro de fosforo se prepara por calentamiento de fosforo blanco en una atmosfera de cloro:

    P4(g)+6Cl2(g) → 4PCl3(g)

    El PCl3 es un liquido incoloro (p. eb. 76C) que se hidroliza de acuerdo con ecuacion :

    PCl3(l) + 3H2O(l) → H3PO3(ac) +3 HCl(g)

    Acido fosforoso

    Estructura (Lewis) y orbitales moleculares (PX3).

    La configuracion electronica en el estado fundamental del P es [Ne] 3s23p3. Por consiguiente, el atomo de P tiene cinco electrones de valencia . La estructura de Lewis es

    ..

    X-P-X Hay tres pares de electrones enlazantes y un par libre en el

    ׀ atomo de P .

    X

    La distribucion global de cuatro pares de electrones es tetraedrico , y el P se hibrida en sp3.

    Uno de los orbitales hibridos sp3 se usa para acomodar un par libre en el P. Los otros tres orbitales hibridos sp3 forman enlaces covalentes P- X con los orbitales 2p del X. Sepredice que la geometria de la molecula es piramidal; el angulo XPX debera ser un poco menos de 109,5.

    PENTAHALOGENUROS. (PX5)

    En presencia de un exeso de cloro gaseoso, el PCl3 se convierte en pentacloruro de fosforo , que es un solido amarillo palido:

    PCl3(l)+Cl2(g)→PCl5(s)

    Los estudios de rayos X han demostrado que el pentacloruro de fosforo solido existe como [PCl4]+ [PCl6] - en el cual el ion PCl4+ tiene geometria tetraedrica y el ion PCl6- tiene geometria octaedrica. En la fase gaseosa , el PCl5 (tiene la geometria de bipiramide trigonal) esta en equilibrio con PCl3 y Cl2 :

    PCl5(g)↔PCl3(g)+Cl2(g)

    El pentocloruro de fosforo reacciona con agua PCl5(s)+4H2O(l)→H3PO4 (as)+5HCl(ac)

    Estructura (Lewis) y orbitales moleculares (PX5).

    Teniendoen cuenta la configuración electrónica del estado fundamental del P, el proceso de hibridación implicala promoción de un electrón de 3s a un orbital 3d, resultado el siguiente estado excitado:

    Mezclando un orbital 3s, tres 3p y uno 3d, se obtienen cinco orbitales híbridos sp3d:

    Estos orbitales híbridos se traslapan con los orbitales 4p del Br para formar cinco enlaces covalentes P-Br. Dado que no hay pares libres en el átomo de P, la geometría del PBr+5 es una bipirámide trigonal.

    óXIDOS Y OXOÁCIDOS DE FóSFORO

    Los óxidos del grupo 15 son verdaderos anhídridos, pues con el agua engendran los ácidos respectivos. Los mas ácidos son los de Nitrógeno, disminuyendo la capacidad ácida a medida que aumentan los pesos atómicos (bajamos por la tabla).

    Tabla 26.3 de Whitten.

    Los óxidos de fósforo son ácidos. Se conocen varios que se obtienen quemando el fósforo blanco en una cantidad limitada y en exceso de oxígeno gaseoso.He aqui los más importantes:

    HEXAóXIDO DE TETRAFóSFORO (P4O6)

    Es el anhídrido del ácido fosforoso.

    P4 (s) + 3O2 (g) P4O6 (s)

    DECAóXIDO DE TETRAFóSFORO (P4O10)

    Es un polvo blanco floculento, con gran afinidad por el agua, por lo que se usa a menudo para secar gases y eliminar agua de los disolventes.

    P4 (s) + 5O2 (g) P4O10 (s)

    ÁCIDO FOSFOROSO (H3PO3, acido ortofosforoso)

    Estado de oxidación +3.

    Se puede obtener a partir del óxido fosforoso:

    P4O6 + 6H2O frio 4H3 PO3

    Sin embargo, se prepara mas fácilmente por hidrólisis del PCl3:

    PCl3 + 3H2O H3PO3 + 3HCl

    Sus sales son agentes oxidantes fuertes en solución básica.

    ÁCIDO FOSFóRICO (H3PO4, acido ortofosforico)

    Estado de oxidación +5.

    Es el más común de los ácidos fosfóricos. Su anhidrido es P4O10.

    Sólido estable e incoloro, es muy higroscópico (similarmente al H2SO4), por lo que se lo utiliza para extraer la humedad de muestras, provocando su hidratación.

    Es un ácido débil triprótico.

    Se lo obtiene industrialmente por la reacción de fosfato de calcio con ácido sulfúrico.

    Es amplísima su utilización industrial sobre todo para la preparación de fosfatos.

    Se utiliza para mantener la acidez de bebidas carbonatadas.

    FOSFATOS

    Son sales que contienen el ion fosfato (PO4-3), el ion hidrógeno fosfato (HPO4-2), o el ion dihidrógeno fosfato(H2PO4-) .Existen muchas con amplia utilización en insecticidas, plastificación (polipropilenos), aditivos de gasolina y componentes esenciales de armas químicas además, como agentes leudantes en gastronomía, abrasivos en pastas dentífricas, y aditivos en algunos detergentes. La sal dihidrógeno fosfato de Calcio o superfosfato:

    Ca (H2PO4)2 es el fertilizante de fosfato de más amplio uso.



    [1] Es fórmula de desproporción (uno se oxida, otro se reduce).

    [2] Los alótropos "blancos" del P y el As son más volátiles, menos densos, más solubles en disolventes orgánicos, más activos desde el punto de vista químico y más tóxicos que los otros alótropos.

    [3]Esta red cristalina consta de tetraedros enlazados en los cuales un elnlace de cada tetraedro P4 se ha roto y ha sido sustituido por un enlace entre tetraedros.


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