HALÓGENOS Fluor, Cloro , Bromo, Iodo y At

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1 HALÓGENOS Fluor, Cloro , Bromo, Iodo y At
GENERALIDADES : Forman moléculas en fase gaseosa,líquida o sólida. Electronegatividad, poder oxidante, longitud de enlace. ENERGÍA DE ENLACE Pequeño tamaño de los átomos,repulsión de electrones sin compartir, interaccion de orbitales d-d. Métodos de obtención de los Halógenos. Métodos electrolíticos ( todos) b) Empleo de agentes oxidantes ( todos , menos el fluor )

2 ELECTRÓLISIS. 350ºc KHF2 ------------→ F2 + H2 ánodo cátodo KH2
2HF F2 (g) + H2 (g) NaCl H2O → ½ Cl2 (g) + ½ H2 (g) + NaOH (ac) Por agentes oxidantes MnO2 (s) + 2 H2S04 (ac) + 2NaCl (ac) → MnSO4 (ac) +Na2SO4 +2H2O + Cl2 (g)

3 Métodos industriales de obtención de Bromo y Yodo.
BROMO. A partir de las aguas de mar : Cl2 + 2Br → Br Cl- Cuidado, el bromo a BAJAS CONCENTRACIONES HIDROLIZA DANDO : Br H20  > Br- + BrO H + Los vapores de bromo ( p.e = 58ºC ) son arrastrados mediante una corriente de aire hacia una solución de Na2CO3 3Br2 + 3 Na2C03 →NaBr03 (ac) NaBr (ac) CO2 (g) BrO Br H+ → 3Br2 (l) H2O ( destilación fraccionada)

4 OBTENCIÓN INDUSTRIAL DEL YODO
OBTENCIÓN INDUSTRIAL DEL YODO. A partir del caliche IO3 – (ac) HSO3 - → ·HSO SO H2O + I2 (s) El yodo asi obtenido se filtra y se purifica por sublimación. PROPIEDADES QUÍMICAS GRAN PODER OXIDANTE : F2 > Cl2 > Br 2 > I2 2 Reaccionan entre si para dar compuestos interhalogenados Ej : ICl y con iones haluros para dar polihaluros : I2 + I- → I3 - 3. Los halógenos presentan alguna solubilidad en agua , mediante alguno de los siguientes mecanismos

5 2X2 + H2O → 4H+ + 4 X - + O2 Eº F2 Cl2 Br2 I2 Eº 2,0 0,54 0,25 -0,28
X H20 → H+ + X HXO F Cl Br I2 K = ,7 x ,8 x x

6 Acción decolorante y desinfectante del cloro = ClO-
3. Acción de los halógenos frente a los álcalis : Fluor : a) con soluciones diluídas y en frío 2F2 + 2KOH → 2KF + F2O + H2O B) Con soluciones concentradas y en caliente : 2F OH- → 4 F O H2O El resto de los halògenos (Cl2 ,Br2; I2 ) reaccionan en forma diferente

7 A ) Con álcalis diluídos y en frío: 2OH - + X2 → X- + XO- + H2O
Con álcalis concentradas y en caliente: 6OH X2 → 5X XO H2O Caso especial del yodo con álcalis diluído y en frío

8 2OH - + I2 <-----> I - + IO - + H2O
3IO- → IO I - HIDRÁCIDOS Ver propiedades físicas Obtención de laboratorio de ( HCl y HF) CaF H2SO4 → CaSO4 (s) 2HF (g) NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl (g)

9 El resto de los hidrácidos no se forman así, debido a que el ácido sulfúrico oxida a los hidrácidos formados al halógeno correspondiente, de la forma siguiente HX + H2SO4 → X2 + SO2 +2H2O Se emplea H3PO4 que no es oxidante: NaBr H3PO4 → HBr + NaH2PO4 NaI H3PO4 → HI + NaH2PO4 Por qué el HF es el único líquido a tº ambiente

10 Hacer esquema : El HF concentrado disuelve a la mayoría de los metales, excepto Au y Pt también ataca a la sílice y silicatos ( ataca al vidrio, se debe almacenar en frascos de polietileno ) a) SiO2 (s) HF → SiF4 (g) + 2H2O b) SiO HF → SiF H2O Los hidrácidos al estado gaseoso son esencialmente covalentes, pero en solución acuosa ionizan completamente , actuando como ácidos fuertes a excepción del HF. Como sabemos a mayor dilución mayor % de disociación, lo contrario sucede con el HF, la disociación aumenta en soluciones concentradas debido a la formación del HF2 - , ya que el HF dimeriza H2F2 → HF H +

11 Cuál de los hidrácidos es el mas fuerte
Cuál de los hidrácidos es el mas fuerte. Determínelo a partir de las tablas Factores que desfavorecen al HF : a) puente de hidrógeno desfavorece el Δ H de disociación b) pequeño tamaño del F- alto grado de hidratación hace disminuir el ΔS. LOS OXACIDOS Son buenos agentes oxidantes Cl Br I2 H HXO + e- → ½ X2 (g,l,s) + H2O , , ,45 6H XO e- → ½ X2 (g,l,s) + H2O , , ,20

12 ACIDOS HIPOHALOSOS . Obtención X H20 <---→> H+ + X HXO X H2O + HgO → 2HXO HgX2 (s) ACIDOS HALOSOS. El ùnico existente es el HClO2 , mucho mas fuerte que el ácido hipocloroso, pero sigue siendo un ácido débil: Preparación : Ba(OH) H2O ClO2 → Ba( ClO2) H2O + O2 (g) Ba (ClO2) H2SO → BaSO4 (s) HClO2 Por su carácter oxidante se usa como blanqueador industrial.

13 Ácidos hálicos y halatos Δ 3X2 (g,l) OH – (ac) → XO3 – (ac) X- (ac) H2O El HIO3 se puede preparar también : I2 (ac) HNO3 (ac) → 2HIO NO2 (g) H2O El yodato se encuentra en grandes cantidades en algunos minerales chilenos y de aquí se obtiene eol yodo : IO3 – (ac) HSO3 – (ac) → I2 (s) + 5SO H+ + H2O También el yodo se puede obtener : IO I H+ → 3I2 (ac) + 3H2O

14 Los halatos (sales) se obtienen al hacer reaccionar el halógeno respectivo con una solución concentrada y caliente de álcali : X OH - → XO X H2O ACIDOS PERHÁLICOS. El HClO4 ,es el ácido mas fuerte en la química inorgánica , es muy inestable, EXPLOTA en contacto de sustancias orgánicas. En soluciones concentradas ,actúa como agente oxidante : ClO H e- → ClO H2O Eº = 1,19 V Obtención de laboratorio: KClO H2SO4 → KHSO HClO4

15 El ácido peryódico se presenta en varias formas en soluciones fuertemente ácidas, es el ácido paraperyódico , el cuál en solución acuosa esta en equilibrio con el ácido metaperyódico ºC ºC 2H5IO6 → H4I2O9 → HIO4 ac. Para mesoper ac. Metaper- peryódico yódico yodico. Dado el siguiente diagrama de Latimer en medio básico, señale si el Cl2(g ) es estable, fundamente su respuesta, empleando las semireacciones respectivas con sus potenciales y la reacción final con su Δ Eº -1, O,4 Cl Cl ClO -

16 2OH ½ Cl2 → ClO H2O e Eº = - 0,4 V e ½ Cl → Cl Eº = 1,38 V Cl OH - → ClO Cl H2O Δ Eº = V El cloro no es estable en una solución acuosa alcalina ,porque desproporciona COMPUESTOS INTERHALOGENADOS . AX , AX3 , AX5 ,AX7. A = Halógeno menos electronegativo. Compuestos formados por enlace covalente, mínima diferencia de electronegatividad ( Ver guia)

17 Los compuestos AX estructuralmente son análogos a las moléculas de halógenos pero con cierta polaridad . En los otros tipos de compuestos, existe un elemento central de mayor tamaño, rodeados de otros átomos de halógenos de menor tamaño. Estas relaciones de tamaño explica porque porque existe el I F7 y no el BrF7 , si el BrF5 y no el ClF5 Estructura de los compuestos: AX AX AX7 D.E. = bipirámide D.E. = bipirámide D.E. = bipirámide trigonal de base cuadrada pentagonal Geometria Forma de T Pirámide de base cuadrada idem. DIBUJAR LAS ESTRUCTURAS RESPECTIVAS

18 Grupo VI Anfigenos O ,S , Se , Te ,( Po ) Un isótopo importante del oxígeno es el ozono Introducción : mas o menos a 100 Km de la corteza terrestre se ubica una capa de la atmosfera llamada Ionosfera en donde se encuentran iones como O + , NO+ , O2 + , N2+ y e La ruptura de enlaces y remoción de e- son inducidos por la luz ( fotodisociación , fotoionización ) hν O > O + O ( fotodisociación ) Si = 1,21 Aº = 1,49 Aº Cuál será la estructura del ozono ???

19 Mecanismo de reacción de la fotodisociación del O2 N2 → N e – N e - → N N N O2 → NO + O N + NO → N O Aunque la mayoría de la radiación de alta energía, se absorbe en la ionosfera, una pequeña cantidad llega a la estratosfera , rompe el enlace O2 en O , estos a su vez colisionan con otras moléculas de oxigeno ,para formar ozono O2 (g) > O (g) M* + O (g) + O2 (g) > O3 (g) M.

20 El ozono estratosférico es esencial para la vida, pues absorbe las radiaciones U.V. las que asu vez descomponen al ozono UV O3 (g) → O2 (g) O (g) Si estas radiaciones llegasen a la tierra : cáncer, mutaciones génicas, incluso romper enlaces en el ADN. VARIACIONES ESTACIONALES DE LA CAPA DE OZONO. Pero a lo largo del año hay una constante en su formación y destrucción a traves de los siguientes procesos O2 (g) + O (g) → O3 (g) formación O3 (g) + O (g) → 2O2 (g) Ruptura. Por que entonces se dice que esta desapareciendo la capa de ozono. Por que hay elementos contaminantes, aportados por el hombre que han destruído a este elemento tan importante.

21 LOS CLOROFLUORCARBONADOS ( REFRIGERANTES, AGENTES ESPUMANTES, PROPELENTES DE AEROSOLES). Son quimicamentes inertes y estables en kla atmosfera baja, cuando los CF2Cl2 alcanzan la estratosfera absorben fotones de UV y liberan átomos de cloro CF2Cl2 (g) → CF2Cl (g) Cl . (g) el electrón desapareado del cloro ( radical libre) lo hace muy reactivo . Cl O3 (g) → . ClO + O2 (g) . ClO (g) + O (g) → . Cl (g) + O2 (g) O3 (g) + O (g) → 2O2 (g)

22 Oxidos de nitrógeno y Smog N O ---> NO (g) Δ H = 180 kj NO (g) + O2 (g) ----> 2NO2 (g) Δ H = Kj h v NO2 (g) > NO (g) + O (g) 393 nm O (g) O2 (g) + M * → O3 (g) M AZUFRE. Presenta diversas formas alotrópicas y las propiedades estructurales de algunas de ellas son muy complejas, la estructura primitiva es S8 para las estructuras mas estables a tº ambiente ( ROMBICA Y MONOCLÍNICA )

23 95,5 ºC S ( romb) ------------> S (monocl. ) ΔH = 760 cal
95,5 ºC S ( romb)  > S (monocl.) ΔH = 760 cal Las velocidades a que tienen lugar estas transformaciones reversibles son tan pequeñas que con frecuencia pueden conservarse en cualquier de las dos formas durante dias alejadas del punto de transición. Ambas formas son solubles en solventes orgánicos especialmente en CS2 Cuando se tiene S líquido aprox. Por sobre los 200ºC las moléculas se abren y forman largas cadenas que si se vierten en agua fría adquieren un aspecto gomoso conocido como azufre plástico que son cadenas helicoidales de átomos. Este azufre plástico es inestable y se transforma lentamente a la forma cristalina rómbica. Vapor de S : S8 , S4, S2, dependiendo de la temperatura. De esta forma, tanto en su fase sólida, líquida y gaseosa el azufre presenta una variedad de estructuras moleculares

24 El Selenio también en su estructura molecular presenta Se8 en forma rómbica y monoclínica, existe una tercera forma alotrópica que se denomina gris ,que tiene forma de espiras. Conduce la electricidad en presencia de luz y muy poco en la oscuridad, se emplean en celdas fotoeléctricas. El telurio presenta una forma alotrópica color blanco plata, semi metálica e isomorfa de la forma gris del Selenio SO2 : Obtención Industrial Δ 2ZnS O2 (g) > 2SO2 (g) + 2ZnO Obtención de Laboratorio : Δ Cu H2SO > CuSO4 + SO2 (g) + H2O. PROPIEDADES.

25 SO2 (g) + H2O ------> HSO3 - + H3O + Ka1 = 1,3
. SO2 (g) H2O ------> HSO H3O Ka1 = 1, HSO H2O  > SO H3O Ka2 = 5, Δ Na2SO S > Na2S2O3 ESTRUCTURA Na2S2O I2 → Na2S4O NaI Obtención de sus sales: SO2 + K2CO3 → K2SO CO2 (g) SO NaOH → Na2SO H2O

26 Es un enérgico reductor: Br2 + SO H2O → 2Br HSO H IO SO H2O → I SO H+ APLICACIONES : Pt SO2 (g) + ½ O > SO ºC Blanquedor de lanas , pulpas de papel. En fumigaciones para destruir bacterias y hongos H2SO4 . Obtención industrial : Método de contacto: 450 ºC a) SO2 (g) + ½ O2 (g) > SO3 Pt

27 SO3 + H2SO4 → H2S2O7 ac. Pirosulfúrico . ( 0leum = H2SO4 + SO3)
H2S2O7 + H2O → 2H2SO4 MÉTODO DE LAS CAMARAS DE PLOMO A) 2 NO (g) O2 (g) → 2 NO2 (g) B) 3 NO2 (g) + SO2 (g) + H2O → 2NOHSO NO C ) 2NOHSO4 + H2O → 2H2SO4 + NO + NO2 Reacciones caracteristicas : BaSO HCl → N.H.R. BaSO3 + HCl → BaCl2 + SO2 (g) + H2O PROBLEMA. Una muestra de 6,55 g de una mezcla deNa2SO3 y Na2SO4 se disolvió en agua y se calentó con azufre sólido. El Na2SO4 no reacciona , pero el Na2SO3 si : Na2SO3 + S → Na2S2O3 y 1,23g de azufre se disolvieron y formaron Na2S2O3. ¿ Que % de la muestra original era Na2SO3 ?

28 126 g de Na2SO3 / 32 g de S = x g de Na2SO3 / 1,23 g de S
X = 4,84 g de Na2SO ,84 / 6,55 x 100 = 79,94 % El ácido sulfúrico puro es un líquido viscoso, conductor de la electricidad, porque sufre una pequeña disociación. El ácido sulfúrico puro, tiene poder deshidratante H –COOH H2SO4 → CO (g) + SO2 (g) H20 En soluciones concentradas actua como un buen agente oxidante disolviendo metales como el cobre : Cu + H2SO4 (conc ) → Cu +2 (ac) + SO2 (ac) H2O en cambio el H2SO4 en soluciones diluídas, no posee capacidad oxidante, solo actúa como ácido H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 (s) HCl

29 HIDRUROS DEL GRUPO VI Ver tabla
HIDRUROS DEL GRUPO VI Ver tabla Ka1 H2O O4,5º H2S º H2Se º H2Te º x 10 -3 Mayor tamaño, aumenta la acidez a pesar de que son menos iónicos. ¿ Por que ? Por que disminuye el ángulo: Interacción de electrones no compartidos en el átomo central, el oxigeno por ser muy electronegativo, atrae los electrones enlazantes con tal fuerza que interactúa con los electrones no enlazantes. En el S aumenta el tamaño del átomo , la electronegatividad disminuye, lo que determina que disminuya la interacción entre electrones enlazantes y no enlazantes

30 ----------------------- = Ka1 . Ka2 [ H2S ]
H2S : es un ácido débil diprótico cuyas constantes de acidez son : H2S -----> H+ + HS Ka1 = HS - ------>H+ + S Ka2 = [ H + ] 2 [ S -2 ] = Ka1 . Ka2 [ H2S ] Su principal aplicación en el laboratorio, es el empleo como agente pp, debido a que puede liberar una cantidad determinada de S -2 de acuerdo al pH del medio, lo que permite separar diversos iones que estan presentes en una misma solución

31 PROBLEMA Se hace burbujear H2S sobre una solución que contiene los siguientes cationes en una concentración 0,01M : Pb Fe +2 y Mn +2 suponga que la solución se satura con 0,01 M de H2S. a) Que cationes pp a pH = 1 b) A que pH pp solamente el Fe +2 ? c ) A que pH pp. el Mn +2 ? Datos : Kps : PbS = 3,4 x FeS = 3,7 x MnS = 1,4 x De la formula señalada anteriormente se deduce: Ka1 x Ka2 x [ H2S] [ S -2 ] = [ H + ] 2

32 Que cationes pp a pH = [ 10-2] [ S -2] = = [ 10 -2] [ x +2] [ S -2] = x = Sólo pp PbS ( > Kps) A que pH pp solamente el Fe +2 ? Ka1 x Ka2 x [ H2S ] Ka1 x Ka2 x [ H2S ] [ H +] 2 = = [ S -2 ] Kps FeS / [ Fe +2]

33 x x [ H + ] 2 = = = ,7 x 10 -7 3,7 x ,7 x [ H+ ] = 5,2 x pH = 3,28 ~ 3,3 C ) A que pH pp. el Mn +2? x [ H + ] = = = x 1,4 x ,4 x [ H+] = 8,45 x pH = 5,07 ~ 5,1

34 Si el pH es ácido [ S -2 ] disminuye, pp aquellos cationes que tienen un Kps muy pequeño. Si el pH es básico la [ S= ] aumenta. Por lo tanto en medio alcalino pp los sulfuros que tienen un Kps alto. PODER REDUCTOR DEL H2S.- 1. 5 H2S Mn H+ → 2 Mn S º + 8H2O 2. 3 H2S + Cr2O H + → 2 Cr Sº H20 H2S + H2SO4 → 4 Sº H2S 4. H2S HNO3 → Sº + 2H2O NO2 (g)

35 GRUPO V N , P , AS , Sb y Bi Prop. fisicas : VER TABLA 14 -1 Estados de oxidación del nitrógeno ( N2O5 , NO2 , HNO3 , NO , N2O , N2 , NH2OH , N2H4 , NH3 ) Est. de Oxidación : ( NH3 , PH3 AsH3 , Sb H3 , BiH3 ) Propiedades reductoras : PH3 (g) <→ P + 3H e- Eº = -0,06 V AsH3  > As H e- Eº = V ·OH AsH3 ↔ As + 3H e- Eº = 1,43 V

36 Estado de oxidación +3 Öxidos : N2O3 , P2O3 (ácidos) As2O3 , Sb2O3 (anfóteros) Bi2O3 (básico) Estado de oxidación : +5 : N2O5 , As2O5 ,Sb2O5 , no existe el Bi2O 5 Acidos : HNO3 , HPO3 , H3AsO4 , Sb(OH)6 – ( pentóxido de antimonio ,con contenido variable de agua, ,debilmente soluble en ella dando una solución de carácter ácido. Compuestos iónicos : El N -3 sólo al estado sólido ,en solución hidroliza : Li3N + 3H2O → NH Li OH - El Bismuto podría presentar carácter iónico en BiF3 , pero el Bi en solución acuosa hidroliza : Bi H2O ↔ BiO H+ Por qué el N2 presenta propiedades diferentes al resto de los elementos del grupo ?

37 Tamaño pequeño. No puede expandir su capa de valencia Es el único elemento que presenta enlaces múltiples. en su molécula el resto de los elementos están incapacitados por su tamaño a un recubrimiento pπ -- pπ ? 0 : : N ? N : [ : N ] ? : 0 : _ 4. El P forma cadenas, en menos grado el As y el Sb NITROGENO. Estado Natural: Aislado 78% del aire , combinado ( NO3 - ) en el salitre. Forma parte de las proteínas . Alcaloides , vitaminas , fertilizantes, TNT , hidracinas sustituídas , nylon.

38 OBTENCION INDUSTRIAL : Destilar aire líquido a -195 ºC
OBTENCIÖN EN EL LABORATORIO. 1. descomposición térmica de sales de amonio en que el anión es oxidante: Δ NH4NO > N H2O ( NH4)2 Cr2O > N2 + Cr2O H2O EXCEPCIÓN : NH4NO > N2O H2O Oxidación del amoniaco: Δ 2 NH3 (g) CuO > 3Cu + N2 (g) H2O ·

39 Δ 2N H3 (g) + ·3 NaBrO > N NaBr H2O 8 NH3 (g) Cl2 (g) > N2 (g) NH4Cl · Descomposición térmica de la azida de sodio : 2NaN > 2 Na N2 (g) PROPIEDADES QUÍMICAS .: N2 (g) ↔ 2N (g) ΔHº = 226 Kcal / mol Keq = Por sobre 2000 ºC no disocia. Por eso se dice que es un gas inerte. Bacteria raices .leguminosas

40 NITROGENO . Forma 3 tipos de compuestos:
Iónicos . Gana 3 electrones : Li3 N Covalentes : comparte 3 electrones : NH3 c) covalente coordenado : : NH H+ → NH4 + El ion amonio es isoelectrónico con el metano ? Demuéstrelo.. El ion amida NH2 – con quien podría ser isoelectrónico. Dibuje la estructura. NH3. gas soluble en agua → NH4 + , a tº ambiente basta con ejercer 7,5 atm. para licuarlo El ángulo H—N—H es de 106º,45 Obtención Industrial del NH3. : a) Hidrólisis de un nitruro : AlN + 3H2O → Al2O NH3

41 Acción de una base fuerte, sobre una sal de amonio:
2 NH4Cl + Ca (OH)2 → CaCl H2O NH3 (g) Descomposición térmica de una sal de amonio con ANION NO OXIDANTE. Δ NH4Cl > NH3 (g) + HCl NH4HCO → NH3 ( g) + H2O CO2 (g) PROPIEDADES QUÍMICAS DEL AMONIACO: Ag + (ac) NH3 (ac) → [ Ag ( NH3)2 ] + ion diamino Ag ( I) Cr +3 (ac) + 6 NH3 (ac) → [ Cr (NH3)6 ] ion hexaamino de Cr (III) El ion amonio, radio( 1,34 Aº ) semejante al ion K + y ion Rb + forman sales isomorfas, solubles en agua, excepto percloratos y tartratos , en general con aniones voluminosos como [ Pt F6 ] -2

42 OXIDACION DEL AMONIACO .
Δ 4 NH3 (g) O2 (g) → 2N2 (g) + 6 H2O (g) K 298ºC = Ostwald realizó el siguiente procedimiento : 750 ºC 4 NH3 (g) O2 (g) > 4NO (g) H2O K 298ºc = Pt 2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g) 3 NO2 (g) + H2O ↔ 2 HNO NO (g) AMONIACO LÍQUIDO. ¿ Por que es el mejor solvente inorgánico después del agua ?

43 Disuelve metales alcalinos y alcalino terreos sin reaccionar con ellos
Exalta la acidez de los ácidos débiles en solución acuosa. Muchas sales se disuelven en amoniaco líquido dando soluciones altamente conductoras. Debido a que contiene una constante dieléctrica menoe que el agua (16,9 contra 82) no es tan buen disolvente inorg, pero es mejor solvente que el agua para con sust. orgánicas. Posee una constante de autoionización muy pequeña : 2NH3 ↔ NH NH K – 33ºc = ACIDO HIDRAZOICO HN3 Obtención de laboratorio: N2H5 + HNO2 → HN3 + H H2O: Sus sales se llaman azidas . Obtención de laboratorio :

44 175 ºC 3 NaNH NaNO → NaN NaOH NH3 (g) Ion azida : Molécula lineal, híbrido de resonancia (DIBUJARLA) HNO hν 2HNO → 2NO2 (g) + H2O + ½ O2 C → CO ……. S → H2SO4 + …… NO2 (g) HNO3 (conc) P → H3PO4 + ……. I → HIO3 + …… Cuando el HNO3· actúa de mediana concentración, su producto reducido es NO (g)

45 NO2 NO N2O Zn HNO3 ( diluído) → Zn(NO3) NH2OH NH4NO3 Se pasiva frente al Al, Ni, Cr, Fe No ataca al : Ir , Pt, Au. Acció nitrante : H2SO 4 C6H HNO → C6H5 NO2 Mecanismo de reacción : HNO H2SO4 → HSO NO H2O C6H NO2+ → C6H5NO H+ Cuando el HNO3 ( fumante) : 2HNO3 ↔ H2O + NO NO2 +

46 Obtención de laboratorio :
Δ NaNO H2SO → NaHSO HNO3 Obtención Industrial : Método de Ostwald: 750ºC a) 4 NH3 (g) O2 (g) → 4NO (g) H2O b) 2NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) c) 3 NO H2O → 2 HNO NO Aplicaciones de sus sales: fertilizantes, explosivos y reactivos (AgNO3 ) Estructura del ión nitrato : plano triangular : dibujarla.

47 P blanco ( P4) P rojo P negro
As amarillo As negro As metálico Sb amarillo Sb negro Sb metálico El bismuto sólo existe en la variedad metálica El P blanco soluble en CS2 , punto de fusión 44,2 ºC ,el P rojo insoluble en CS2, punto de fusión 592ºC Obtención Industrial del P , a partir de la fosforita: Δ 2Ca3(PO4) SiO → 6 CaSiO3 + P4O10 P4O C → 10 CO P4 ( vapor)

48 Hidrólisis de las sales del P
PCl H2O → H3PO HCl PBr H2O → H3PO HBr Oxidos del fosforo : P4O6 carácter ácido ( anhidrido fosforoso) Obtención : P O → P4O6 P4O H2O → 4 H3PO3 As4O6, Sb4O6 ( dímeros ) anfotéricos As4O NaOH → 4 NaAsO H2O As4O HCl → 4 AsCl H2O Bi2O3 : básico . Bi H2O → BiO H+

49 P4O10 ( Dimero) Ver guia para su estructura
Obtención: P → P4O10 Propiedades: a ) Poder deshidratante : P4O H2SO → HPO SO3 P4O HNO → 4 HPO N2O5 H3PO2 : ácido hipofosforoso .un solo hidrógeno reemplazable, sus sales se obtienen por la desproporcionación del P4 en medio básico : P OH H2O → PH H2PO Δ Eº = 1,15 V log K = 16,9 x n x ΔEº Estructura : Dibujar. H3PO4 : solubilidad de sus sales H2PO4 – son solubles en agua, HPO4 -2 y PO4 -3 son solubles solo las de metales alcalinos.

50 El H3PO4 tiene una estructura tetraédrica : Cuál es
Polimeriza dando origen al ácido pirofosfórico : Dibujar. Hay dos tipos de polimerizaciones ,los polifosfatos que forman cadenas lineales y los polimetafosfatos ( HPO3)n forman estructuras cíclicas o anillos. APLICACIONES . SE emplean en detergentes para ablandar aguas, formando complejos con iones metálicos presentes en el agua. Este uso se ha criticado porque da origen al fenómeno de hiperfertilización en plantas, efecto eutrófico, sobretodo en lagos. BIBLIOGRAFIA . “ QUIMICA “ : R. CHANG “ QUIMICA INORGÁNICA AVANZADA “. Cotton and Wilkinson.