NITROGENOIDEOS GRUPO V.

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1 NITROGENOIDEOS GRUPO V

2 NITRÓGENO (N) PROPIEDADES GENERALES DEL NITRÓGENO
OBTENCIÓN DEL NITRÓGENO CICLO DEL NITRÓGENO APLICACIONES Y UTILIDADES COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES NITRÓGENO Y SALUD SMOG FOTOQUÍMICO

3 CARACTERÍSICAS GENEREALES DEL NITRÓGENO:
Valencias: 1,2,3,-3,4,5 Nº oxidación: -3 Electronegatividad: Muy electronegativo Masa atómica: 14,0067 g/mol Punto de ebullición: -195,79ºC Punto de fusión:-218,8ºC Radio atómico: 92 pm Densidad: 0,81 g/ml Estructura: cristalina hexagonal

4 OBTENCIÓN DEL NITRÓGENO
Destilación del aire líquido.(se encuentra en una proporción del 78% en el aire). Este método consiste básicamente en la eliminación de oxígeno. A partir de sus compuestos: -2NH3 + 3CuO 3H2O + N2 + 3Cu0 -NH4+ + NO2 2H2O + N2. ¿Dónde podemos encontrar nitrógeno? -En el guano de algunos animales. -Cuerpo humano(3%) -En el espacio exterior y se crea en los procesos de fusión nuclear de las estrellas. (iso. N-14) -En la atmósfera.(80% de las moléculas de la atmósfera) N + 3H2  2NH calorías.

5 CICLO DEL NITRÓGENO El nitrógeno es componente principal de los aminoácidos y los ácidos nucleicos. El nitrógeno es absorbido directamente por las legumbres del aire; después es transformado en amoníaco y en nitrato por bacterias que viven en simbiosis en las raíces de la planta. El nitrato es utilizado para formar el grupo amino de los aminoácidos que posteriormente se añadirá a la cadena trófica.

6 CICLO DEL NITRÓGENO

7 APLICACIONES Y UTILIDADES DEL NITRÓGENO
Obtención de amoniaco. (Proceso de Haber). N2 + 3H2 2NH calorías.

8 Proporciona una atmósfera de recubrimiento, inerte, para la obtención de productos químicos y compuestos electrónicos. Gas a presión para mejorar la extracción de petróleo. Tratamiento de metales El nitrógeno líquido se puede usar para destruir células que conforman tejidos enfermos o cancerosos, en la conservación de cuerpos biológicos y como refrigerante

9 COMPUESTOS MÁS IMPORTANTES
Hidrazina(N2H4 ):Desempeña un papel importante en la industria de polímeros y en la manufactura de pesticidas. Ácido nítrico (HNO3 ): Es un poderoso agente oxidante. El ácido nítrico se utiliza en la manufactura de los fertilizantes, colorantes, fármacos y explosivos. Nitrato de amonio (NH4NO3 ): Es el fertilizante más importante del mundo. Además, también puede ser usado como explosivo. Nitroglicerina:(C3H5N3O9):Es altamente explosiva. En medicina, se usa como vasodilatador para distintas enfermedades como el infarto agudo de miocardio.

10 NITRÓGENO Y SALUD Nitratos y nitritos pueden causar los siguientes efectos sobre la salud: Reacciones con la hemoglobina en la sangre, disminuyendo la capacidad de transporte de oxígeno.(nitrito) Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea(nitrato) Bajo almacenamiento de la vitamina A(nitrato) Producción de nitrosaminas, un agente canceroso. (nitratos y nitritos) **(Estos efectos también se llevan a cabo en animales)

11 SMOG FOTOQUÍMICO El smog fotoquímico se da por una reacción de óxidos de nitrógenos y COV´s. Esta reacción es catalizada por la radiación solar para formar ozono y PAN. Se produce una reducción de la visibilidad, irrita los ojos y tiene consecuencias importantes sobre el aparato respiratorio.

12 FÓSFORO Características principales Dónde encontrarlo, obtención
Compuestos más importantes…

13 CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES
Símbolo P Serie química No metal Densidad 1823 kg/m³ Masa atómica 30,97 u Radio atómico 98 pm Punto de fusión 317,3 K Electronegatividad 2,19

14 CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES
-Configuración Electrónica: [Ne]3s² 3p³

15 Dónde se encuentra…? En seres vivos: -huesos y dientes
-células (fosfolípidos de membrana) -sangre (en forma de iones PO₄ , ayudando a mantener pH alcalino) -En s.h : -1% de la masa total del cuerpo -20% de minerales del esqueleto : Ca₃(PO₄)₂

16 Dónde se encuentra…? ATP ADN P, columna del ADN
conecta las bases genéticas de las moléculas ATP Hidrólisis hasta ADP para reacciones en el metabolismo

17 Dónde se encuentra…? En la naturaleza : No en estado nativo, muy reactivo, oxidación en presencia de O₂ -Rocas fosfóricas [ Ca(PO₄)₂ ] ,obtención : 2 Ca₃(PO₄)₂+10 C+6 SiO₂ → 6 CaSiO₃+10 CO+P₄ -En la corteza terrestre 1180 g/tn -Alimentos ricos en P : cereales, legumbres, frutos secos… -Huesos depositados....

18 Ciclo del Fósforo

19 Formas alotrópicas del P
Las más importantes son las del P blanco y rojo: -BLANCO: moléculas tetraédricas P₄, sólido insoluble en agua, muy tóxico e inflamable en contacto con O₂ -ROJO: aparece cuando se calienta el P blanco en ausencia de aire, se rompen algunos enlaces creando fragmentos que crearán largas cadenas. Es más estable y menos volátil

20 Compuestos más importantes
Hidruros PH₃ (fosfina),gas incoloro venenoso P₄(s) + 3 NaOH (ac)+ 3 H₂O(l) → 3 NaH₂PO (ac) + PH₃ (g) Halogenuros Tanto trihalogenuros como pentahalogenuros P₄ (l) + 6 Cl₂(g) → 4 PCl₃ (g) Con exceso de Cl: PCl₃(l) + Cl₂(g) → PCl₅(s)

21 Compuestos más importantes
Óxidos y oxácidos Óxidos más importantes: P₄O₆ , P₄O₁₀ ( en presencia de agua → ácidos) Oxácidos más importantes H₃PO₄ ( industria, muchas aplicaciones comerciales) Ca₃(PO₄)₂ (s) + 3 H₂SO₄ (ac) → 2 H₃PO₄ (ac) + 3 CaSO₄ (s) H₃PO₃, H₃PO₂, H₅P₃O₁₀

22 Aplicaciones Fertilizantes (fosfatos) Venenos (P blanco)
Cerillas (bien P₂S₅ en cabeza o P rojo en caja) Aleaciones (P-bronce, P-cobre) Uso militar : bombas incendiarias, granadas… (P blanco)

23 ARSÉNICO

24 Propiedades químicas del arsénico
Número atómico 33 Valencia +3,-3,5 Estado de oxidación +5 Electronegatividad 2,1 Radio covalente (Å) 1,19 Radio iónico (Å) 0,47 Radio atómico (Å) 1,39 Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3  Potencial primero de ionización (eV) 10,08 Masa atómica (g/mol) 74,922 Densidad (g/ml) 5,72 Punto de ebullición (ºC) 613 Punto de fusión (ºC) 817

25 Estructura Presenta 3 estados alotrópicos:
La forma cúbica de color amarillo (forma γ ), que se obtiene por condensación del vapor de As a muy bajas temperaturas. Es muy volátil y presenta fosforescencia a Tª ambiente. La b polimórfica negra (forma β )que es isoestructural con el fósforo negro, tiene estructura hexagonal. La gris o metálica (forma α ), con estructura romboédrica, se obtiene al calentarlas o por exposición a la luz. La forma metálica es un conductor térmico y eléctrico moderado, quebradizo, fácil de romper y de baja ductibilidad.  

26 Cómo se obtiene… Se obtiene calentando sulfuros metálicos que lo contengan. En las plantas hidrometalúrgicas, se recupera el cobre, y precipita el arsénico como arsenato férrico

27 Dónde se encuentra y en qué abundancia…
Se presenta raramente sólido, principalmente en forma de sulfuros. Es el 52º elemento en abundancia de la corteza terrestre. Y se compone de un solo nuclido estable. La mayoría del arsénico se comercializa como óxido. Se encuentra en gran variedad de minerales que contienen cobre, hierro, plomo…y otros metales. Puede entrar en el aire, agua y tierra a través de las tormentas de polvo y las aguas de escorrentía. Es un componente del tabaco.

28 Compuestos más importantes
Trivalente Pentavalente Inorgánico Trióxido de arsénico Pentóxido de arsénico Ácido arsenioso Ácido arsénico Arsenito sódico Arseniato de plomo Tricloruro de arsénico Arseniato de calcio Orgánico Arsfenamina Arsanilato de sodio

29 Ácido arsénico

30 Arseniuro de galio El GaAs se utiliza en células fotoeléctricas, debido a su capacidad de transformar la energía eléctrica en luz. La energía interbandas de GaAs puede variarse o “sintonizarse” añadiendo cantidades controladas de otro semiconductor Completar de palabra con el petrucci, pág 898

31 Arsénico y salud El arsénico y sus compuestos son tóxicos por lo que se asocian a la muerte, pero en pequeñas cantidades es un elemento esencial para la vida (de 12-15μgpodemos tomar en nuestra dieta diaria) La ingestión más cantidades de arsénico puede causar efectos crónicos por su acumulación en el organismo. Envenenamientos graves pueden ocurrir cuando la cantidad tomada es de 100 mg. Se ha atribuido al arsénico propiedades cancerígenas.

32 Utilidades El isótopo arsénico-73 se usa como trazador para estimar la cantidad de arsénico absorbido por el organismo y el arsénico-74 en la localización de tumores cerebrales. En el estado sólido se ha empleado ampliamente en los materiales láser GaAs y como agente acelerador en la manufactura de varios aparatos. El óxido arsénico se utiliza en la elaboración de vidrios.

33 ANTIMONIO Nombre: Antimonio Primer potencial de ionización (eV): 8,68
Número atómico: 51 Valencia: +3,-3,5 Masa atómica (g/mol):121,75 Estado de oxidación: +5   Densidad (g/ml): 6,62 Electronegatividad: 1,9 Punto de ebullición (ºC): 1380 Radio covalente (Å): 1,38 Punto de fusión (ºC): 630,5 Radio iónico (Å): 0,62 Configuración electrónica: [Kr]4d105s25p3 Radio atómico (Å): 1,59

34 Características principales
El antimonio en su forma elemental es un sólido cristalino, fundible, quebradizo y blanco plateado. Este elemento semimetales se parece a los metales en su aspecto y propiedades físicas, pero se comportan químicamente como un no metal. También puede ser atacado por ácidos oxidantes y halógenos.

35 Aplicaciones Diodos, detectores infrarrojos
y dispositivos de efecto Hall. Usado como aleante: Peltre Metal antifricción. Metal inglés. Algunas aplicaciones más específicas: Baterías y acumuladores. Recubrimiento de cables. Cojinetes y rodamientos. Esmaltes, vidrios, pinturas y cerámicas.

36 Compuesto más importante
El SbO3 y se usa como retardante de la llama. Usos: Ropa. Juguetes. Cubiertas de asientos.

37 Usos metálicos Batería secundaria (o recargable).
Munición de pequeñas pistolas y al cañón de algunas escopetas. DVD

38 Usos no metálicos El Sb como estabilizador para el PVC, especialmente en las formas rígidas del plástico. El SbO3 es utilizado también como pigmento blanco para las pinturas exteriores. El antimonio fue utilizado en medicina, por su buenas actitudes expectorantes, eméticas y purgantes. Y se llegaron a escribir tratados sobre sus cualidades médicas.

39 Abundancia y obtención
El antimonio se encuentra en la naturaleza en numerosos minerales, aunque es un elemento poco abundante. La principal mina de antimonio es la antimonita (estibina), Sb2S3. El antimonio se obtiene calentando el sulfuro y el sublimado de Sb4O6 obtenido se reduce con carbono.

40 Efectos del Antimonio sobre la salud
Irritación de los ojos, piel y pulmones.  Enfermedades pulmonares, problemas de corazón, diarrea, vómitos severos y úlceras estomacales.  No se sabe si el antimonio puede provocar cáncer o fallos reproductores.  El antimonio es usado como medicina para infecciones parasitarias.

41 Efectos ambientales del Antimonio
El antimonio se puede encontrar en los suelos, agua y aire en cantidades muy pequeñas Puede viajar grandes distancias con las aguas subterráneas hacia otros lugares y aguas superficiales.    No se sabe si produce cáncer o no.

42 Precauciones Mayores cuidados posibles en su manipulación.
Reacciona violentamente con oxidantes fuertes. Reacciona en medio ácido, produciendo un gas muy tóxico (estibamina). Su temperatura de autoignición es 900 °C.