Grupo 15: Familia del Nitrógeno

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1 Grupo 15: Familia del Nitrógeno
Acevedo Domínguez Naray Alejandra Alvarado Salinas Guillermo Samuel García Aragón Cynthia León Zárate María José López Guadarrama Alejandro Villanueva Estrada Estefanía

2 Si el carácter metálico aumenta ¿Qué propiedad disminuye?
Generalidades del Grupo 15 (Familia VA) Configuración electrónica que termina en nS2 nP3. ó nS2 nd10 nP3. (Arsénico) 5 electrones en su capa de valencia. Los números de oxidación suelen ser o 5 o 3. Tienden a formar 3 o 5 enlaces cuando son el átomo central de una molécula. El carácter metálico aumenta con el aumento del número atómico. EL punto de ebullición y de fusión aumenta a medida que aumenta el número atómico. Si el carácter metálico aumenta ¿Qué propiedad disminuye?

3 Fórmulas generales E2O3 E2O5 EH3 ECl5 EO3- EO43-

4 Geometrías características
Pirámide trigonal NH3 , PH3, BiCl3, PCl3,SbCl3 , etc. Bipirámide trigonal: PF5 , AsF5, SbCl5, PCl5,BiF5 (polímero), etc. El NF5 no es estable ya que el N no tiene el suficiente tamaño como para albergar 5 floruros. Oxoaniones conocidos Tetraédrica: PO43- AsO43- SbO43- Triangular Plana: NO3- BiO3- PO3-

5 Mnemotecnia para Aprenderse el grupo 15

6 NITRÓGENO Del latín “nitrium” (Antiguamente = compuestos de sodio)
y “genes” = generar Descubierto por Daniel Rutherford en 1772

7 Características Gas diatómico (N2).
Compone el 78 % del aire en la atmósfera Consta de 6 isótopos:  Estables 14N y 15N Radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N

8 Constituye un papel primordial al ser el constituyente de los aminoácidos, ácidos nucleicos y proteínas. El Ciclo del nitrógeno es uno de los procesos más importantes en los ecosistemas.

9 Nitruros Compuestos binarios
Clasificación: salinos, covalentes e intersticiales. Su formación puede darse a partir de N2 o NH3, o por descomposición térmica de una amida: 6 Li (s) + N2 → 2 Li3N(s) 3 Ca (s) + 2 NH3 (l) → Ca3N2 (s) + 3 H2 (g)

10 NH3 Gas incoloro Tóxico (en altos niveles de exposición)
Líquido excelente disolvente. Producción de fertilizantes y fuente primaria en la producción de sustancias químicas. Se obtiene a partir del proceso Haber: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2NH3 (g)

11 HNO3 Líquido incoloro, corrosivo y tóxico ( puede causar quemaduras graves). Producción de fertilizantes y explosivos. Tiene usos adicionales en metalurgia y refinado.

12 NO2 Gas color café. Olor fuerte y penetrante.
Es uno de los contaminantes del aire más prominentes Su dímero N2O4 (incoloro) ∆ + N2O4(g)  2NO2 (g)

13 Usos Producción industrial del amoniaco NH3 y conversión en ácido nítrico (HNO3). En estado líquido se utiliza como refrigerante. Hidrazina N2H4 y dimetilhidrazina N2H2(CH3)2 se utilizan como combustibles de cohetes.

14 Obtención A partir del aire : Eliminación del oxígeno
Aire líquido: Destilación fraccionada Descomposición de NH4NO2 : NH4NO2(s) → 2H2O (g)+ N2 (g) Oxidación de amoniaco con óxido de cobre (II): 2NH3 (g) + 3CuO (s) → 3 Cu (s) + 3H2O + N2 (g)

15 Aplicaciones

16 Descubierto en 1669 por Hennig Brandt Del griego “portador de luz”.
FÓSFORO Descubierto en 1669 por Hennig Brandt Del griego “portador de luz”.

17 El fósforo P4 se encuentra como una serie de alótropos.
Fósforo blanco Fósforo rojo Fósforo negro (el más estable)

18 Obtención Reducción de Fluoroapatita (Ca5(PO4)3F) e Hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH).

19 Formación de ácido fosfórico
Reacciones Formación de ácido fosfórico Ca5(PO4)3F(s) + 5H2SO4(l) → 3H3PO4(l) + 5CaSO4(s) + HF(g) Fósforo elemental 2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) → 6CaSiO3(l) + 10CO(g) + P4(g)

20 Funciones biológicas

21 Usos Pirotecnia, bombas de humo, fabricación de acero y aleaciones.
El 85% del ácido fosfórico se emplea en la producción de fertilizantes.

22 Aplicaciones

23 ARSÉNICO

24 Historia Se conoce desde tiempos remotos, al igual que sus compuestos sulfurados. Desde entonces se conocían sus propiedades toxicas, irritantes y corrosivas. Roger Bacon y Alberto Magno se detuvieron en su estudio —se cree que este último fue el primero en aislar el elemento en el año 1250.

25 Datos generales del elemento
Sólido Metaloide Bloque 4, periodo P Masa atómica: u Configuración electrónica: [Ar]4s2 3d10 4p3 Radio medio 115 pm Electronegatividad 2,18 (Pauling) Estado(s) de oxidación ±3,5

26 Estados alotrópicos Gris metálico Estructura cristalina: romboédrica
Densidad: 5,73 g/cm3 Punto de fusión: 887 K (614 °C) Punto de ebullición: 1090 K (817 °C) Buen conductor térmico Mal conductor eléctrico

27 Amarillo Densidad: 1,97 g/cm3 Extremadamente volátil Más reactivo que el arsénico metálico Presenta fosforescencia a temperatura ambiente Negro Densidad: 4,7 g/cm3 Estructura cristalina: hexagonal

28 Principales minerales
Alacranita Fórmula química: As8S9 Densidad: 3.43 g/cm3 Arsenolita Fórmula química: As2O3 Densidad: 3,7 g/cm3 Getchellita Fórmula química: SbAsS3 Densidad: 3.98 g/cm3

29 Oropimente Fórmula química: As2S3 Densidad: 3,53 g/cm3 Rejalgar Fórmula química: As4S4 Densidad: 3,56 g/cm3 Tennantita Fórmula química: Cu12As4S13 Densidad: 4.7 g/cm3

30 Compuestos de arsénico
Ácido arsénico Fórmula química: H3AsO4 Masa molar: 141,94 g/mol Punto de fusión; 308,65 K (36 °C) Punto de ebullición: 433 K (160 °C) Se usa en el tratamiento de madera, en la fabricación de colorantes como herbicida, insecticida o raticida. Ácido arsenioso Fórmula química: H3AsO3 Masa molar: 125,94 g/mol Es una molécula piramidal Es usado como un herbicida, pesticida, y raticida

31 Trihidruro de arsénico III
Fórmula química: AsH3 Punto de fusión: 157 K (-116 °C) Punto de ebullición: 210 K (-63 °C) Masa molar: 78.0 g/mol Gas incoloro, inflamable y altamente tóxico Se usa en síntesis orgánicas y en la formación de materiales semiconductores. Trióxido de arsénico Fórmula química: As2O3 Punto de fusión: 585 K (312 °C) Punto de ebullición: 738 K (465 °C) Masa molar: g/mol Se usa en la fabricación de pesticidas, tratamiento de la leucemia, preservativos para madera y elaboración de semiconductores.

32 Lewisita Nombre sistemático: 2-cloroetenildicloroarsina Masa molar g/mol Punto de fusión: 255 K (-18 °C) Punto de ebullición: 463 K (190 °C) Aceite de color café. Utilizado en la fabricación de armas químicas.

33 Intoxicación con arsénico
Cuadro clínico agudo Síntomas gastrointestinales: aliento con olor a ajo, náuseas, vómito, diarrea. Síntomas cardiovasculares: hipotensión arterial y shock. Síntomas cutáneo-mucosos: irritación, vesicación y desprendimiento de piel. Síntomas neurológicos: cefalea, letargo, convulsiones, disfunciones motoras y coma. Síntomas hematológicos: aplasia medular, desencadenante de anemia, leucopenia, y trombocitopenia.

34 Cuadro clínico crónico (arsenicosis)
Es causado principalmente por el consumo continuado de agua contaminada o por el trabajo con dicha sustancia. La arsenicosis tiene relación directa con la aparición de varios tipos de cáncer. Síntomas digestivos: náuseas, vómitos, dolores abdominales. Síntomas cutáneos: aparición de vesículas, ulceras y verrugas. Lesiones degenerativas en el hígado, lesiones cardiacas, daño renal.

35 Dato curioso En las aguas tóxicas y salobres del Lago Mono, en California, una bacteria puede sustituir el fósforo (que hasta la fecha se consideraba indispensable para la vida) con arsénico, al punto de incorporar este elemento a su (ADN). Este descubrimiento abre la puerta a la búsqueda de nuevas formas de vida en planetas que no contengan fósforo en su atmósfera. Sin embargo, la bacteria es resistente al arsénico pero no puede sustituir por completo el fósforo.

36 ANTIMONIO Del griego anti monos “no solo”
Símbolo del latín stibium “lápiz”, ya que el negro del antimonio se utilizaba antes para pintarse las cejas.

37 Características Metaloide
4 formas alotrópicas (blanco, amarillo, negro y explosivo) Acidez media Estructura cristalina Romboédrica Apariencia: sólido cristalino, fundible, quebradizo, blanco plateado que presenta una conductividad eléctrica y térmica baja 

38 Características Abundancia Corteza terrestre: 0.2 ppm
Isótopos: 31 isótopos de los cuales 2 son estables y se encuentran en la naturaleza. 121Sb (57.36%) 123Sb (42.62%) Abundancia Corteza terrestre: 0.2 ppm Sistema Solar: 950 ppb

39 Configuración Electrónica
[Kr] 4d10 5s2 5p3 Número atómico 51 Peso atómico 121.76 Punto de Fusión 630.7 °C Punto de Ebullición 1750 °C Estado de agregación Sólido Densidad 6.69 g/cm3 Dureza de Mohs 3.5 Niveles de oxidación -3, 3, 5 Electronegatividad 2.05 Radio Atómico 159 pm %m en la corteza terrestre 6.5x10-5% Isótopos (%) Sb-121 (57.21%) Sb-123 (42.79%)

40 Obtención Se puede encontrar en minerales como antimonita o estibina (Sb2S3) y valentinita (Sb2O3). Reducción del óxido con coque 2Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2 Reducción del sulfuro con hierro Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS Estibina Valentinita

41 Principales centros mineros en el mundo

42 Usos Es muy quebradizo por lo que se usa en aleaciones con otros metales como el Sn y Pb. Utilizado en semiconductores (diodos, detectores de infrarrojo). En acumuladores eléctricos. Catalizador en la polimerización del PET (Sb2O3). Sus compuestos son utilizados en retardantes de llama(Sb2O3), pinturas, cerámica, esmaltes, pirotecnia (Sb2S3), entre otros.

43 Riesgos a la Salud Es tóxico.
El envenenamiento con este elemento es similar al causado por el As. Una leve intoxicación puede ocasionar mareo, cefalea y depresión. Una intoxicación grave produce vómitos frecuentes y la muerte.

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45 Historia El bismuto se conocía desde la antigüedad, pero hasta a mediados del siglo XVIII se confundía con el plomo, estaño y cinc. Fue aislado en 1753, en Francia, por C.F.Geoffroy. De la palabra alemana "bisemutum" que significa "materia blanca", en alusión al color del elemento.

46 Descripción del bismuto
En la clasificación geoquímica de los elementos pertenece a los calcófilos. Existe en la naturaleza como metal libre y en minerales. Los compuestos más estables son los del bismuto trivalente. El bismutato de sodio y el pentafluoruro de bismuto son quizá los compuestos más importantes de Bi(V).

47 Descripción del bismuto
Es opaco a los rayos X y en algunas aleaciones tiene un punto de fusión bajo. Poco conductor del calor y la electricidad. Es un sólido, duro y quebradizo.

48 Características y abundancia
Números de oxidación:  +3, +5 Estructura electrónica [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3 Punto de fusión 271 °C Punto de ebullición 1564 °C Estructura cristalina Romboédrica Color Blanco amarillento Electronegatividad 2.02 Estado de agregación Sólido Tipo magnético Diamagnético Abundancia Universo ppm Solar 0.01 ppm Corteza terrestre 0.048 ppm

49 Minerales Bismutina (Bi2S3) Bismutita Bi2(CO3)O2 Tetradimita (Bi2Te2S)
Eulinita Bi4(SiO4)3 Telurobismuto (Bi2Te3)

50 Reacciones 2Bi(s) + 3H2O(g) → Bi2O3(s) + 3H2(g) Reacciones con aire
Reacciones con agua 2Bi(s) + 3H2O(g) → Bi2O3(s) + 3H2(g) Reacciones con aire 4Bi(s) + 3O2(g) → 2Bi2O3(s) Reacciones con halógenos 2Bi(s) + 5F2(g) → 2BiF5(s)  2Bi(s) + 3I2(g) → 2BiI3(s)

51 Reacciones Bismuto se disuelve en ácido sulfúrico concentrado o ácido nítrico, soluciones de forma que contenga Bi(III). La reacción de ácido sulfúrico produce dióxido de azufre(IV). Con ácido clorhídrico en presencia de oxígeno, se produce cloruro de bismuto (III). 4Bi(s) + 3O2(g) + 12HCl(aq) BiCl3(aq) + 6H2O(l)

52 Obtención Parte del bismuto comercial se obtiene como subproducto en las metalurgias de otros metales como cobre, plomo y estaño , así como de los lodos anódicos formados en los procesos de refinado electrolítico de éstos. Método de Betts

53 Usos (BiOCl)-cosméticos y fabricación de perlas artificiales

54 Producción mundial del Bismuto

55 “Metal verde” Salicilato de Bismuto C7H5BiO4

56 Bibliografía Mirete Salvador, Catálogo-Glosario de especies minerales, ed. Ministerio de ciencia y tecnología, Madrid,1991,pp.166. SHRIVER & ATKINS, Química Inorgánica 4ª Edición, Ed. McGraw Hill, México, 2008, p BROWN, Theodore; Química. La Ciencia Central, Ed. Pearson Educación, México, 2009, p file:///C:/Program%20Files%20(x86)/freshney.org/Periodic%20Table/data/EN/xhelp/page7.htm