Combinaciones oxigenadas del fósforo

Presentación del tema: "Combinaciones oxigenadas del fósforo"— Transcripción de la presentación:

1 Combinaciones oxigenadas del fósforo
Marta Acedo García Juan García Diéguez Bárbara Nocea Cáceres Mercedes Reguera Brito Grupo 3

2 Combinaciones oxigenadas del fósforo
Óxidos de fósforo Oxiácidos de fósforo El fósforo en la naturaleza Problemas medioambientales Usos y aplicaciones de los fosfatos Bibliografía

3 Óxidos de fósforo Formas más simples de los óxidos: estados de oxidación +3 y +5: P2O3: trióxido de fósforo P2O5: pentóxido de fósforo Estas formas no se encuentran en la naturaleza. Las fórmulas más simples que se pueden escribir para los óxidos que tienen fósforo en los estados de oxidación +3 y +5 son P2O3 y P2O5, respectivamente. Los nombres que les corresponden son “trióxido de fósforo” y “pentóxido de fósforo”. Sin embargo, P2O3 y P2O5 son sólo fórmulas empíricas. Las fórmulas moleculares verdaderas de los óxidos son el doble de las ya escritas, es decir, P4O6 y P4O10. La estructura de ambos óxidos se basa en el tetraedro de P4 y por ello debe tener cuatro átomos de P, y no sólo dos. En el P4O6 un átomo de O hace de puente entre cada par de átomos de P del tetraedro P4, lo que significa que hay seis átomos de O por cada tetraedro P4. En el P4O10, además de los seis átomos de O de los puentes, hay un átomo de O unido a cada átomo de P del vértice. Esto significa que hay en total diez átomos de O por cada tetraedro P4.

4 Formas moleculares verdaderas: P4O6 y P4O10
Óxidos de fósforo Formas moleculares verdaderas: P4O6 y P4O10 P4O6 Los dos óxidos importantes del fósforo son el hexaóxido de tetrafósforo, P4O6, y el decaóxido de tetrafósforo, P4O10. Los óxidos se obtienen quemando el fósforo blanco en una cantidad limitada y en exceso de oxígeno gaseoso, respectivamente: P4 (s) + 3 O2 (g)  P4O6 (s) P4 (s) + 5 O2 (g)  P4O10 (s) P4O10

5 Óxidos de fósforo: Cómo se forman
P4O6: Se forma cuando el P4 blanco reacciona con oxígeno limitado: +  El hexaóxido de tetrafósforo tiene el fósforo en estado de oxidación +3. Tiene la orientación tetraédrica de los átomos de fósforo en el P4 con un átomo de oxígeno entre cada par de átomos de fósforo. En el P4O6 un átomo de O hace de puente entre cada par de átomos de P del tetraedro P4, lo que significa que hay seis átomos de O por cada tetraedro P4. P4 (s) O2 (g)  P4O6 (s)

6 Óxidos de fósforo: Cómo se forman
P4O10: Se forma cuando el P4 se quema en exceso de O2. +  En el decaóxido de tetrafósforo el fósforo está en estado de oxidación +5. Comúnmente conocido como “pentóxido de fósforo” esta estructura puede ser vista como P4O6 con otros átomos de O enlazados a cada uno de los cuatro átomos de fósforo en las esquinas. En el P4O10, además de los seis átomos de O de los puentes, hay un átomo de O unido a cada átomo de P del vértice. Esto significa que hay en total diez átomos de O por cada tetraedro P4. Es un agente secante poderoso. P4 (s) O2 (g)  P4O10 (s)

7 Ácidos oxiácidos de fósforo
Ambos óxidos reaccionan con agua para dar oxoácidos. Todas las formas son anhídridos ácidos. Los dos oxiácidos que se pueden formar a partir de los óxidos del fósforo son: H3PO3 y H3PO4.

8 Ácido oxiácidos: Cómo se forman
El P4O6 reacciona con agua para formar ácido fosforoso P4O6 (s) H2O (l)  4H3PO3 +  La fórmula de H3PO3 es engañosa porque el ácido tiene sólo dos átomos de H ácidos; el tercero está unido al átomo central de P y no se disocia.

9 Ácidos oxiácidos: Cómo se forman
El ácido fosforoso es un ácido débil en agua, pero reacciona completamente en dos pasos en exceso de una base fuerte.

10 Ácidos oxiácidos: Cómo se forman
Las sales de ácido fosforoso contienen el ión fosfito, HPO32-.

11 Ácidos oxiácidos: Cómo se forman
El P4O10 en una reacción exotérmica vigorosa con el agua, forma el ácido fosfórico (H3PO4). P4O10 (s) H2O(l)  4H3PO4 (l) uno de los compuestos Es uno de los compuestos más importantes en las manufacturas químicas. + 

12 Ácidos oxiácidos: Cómo se forman
Si se combinan P4O10 y agua, el producto líquido debería ser H3PO4 puro, sin embargo un análisis del líquido indica que sólo tiene aproximadamente el 87,3% de H3PO4. El fósforo que “falta” está en el líquido pero como H4P2O7 (ácido difosfórico o pirofosfórico).

13 Ácidos oxiácidos: Cómo se forman
Se forma una molécula de ácido difosfórico cuando se elimina una molécula de agua entre dos moléculas de ácido ortofosfórico. Si se une una tercera molécula de ácido ortofosfórico eliminándose otra molécula de agua, el producto es el ácido trifosfórico H5P3O10, y así sucesivamente.

14 Ácidos oxiácidos: Cómo se forman
El H3PO4 es un ácido triprótico débil; en agua, pierde un protón de acuerdo con el siguiente equilibrio de reacción: H3PO4 (l) + H2O (l) ↔ H2PO4- (ac) + H3O+ (ac) + ↔ +

15 Ácidos oxiácidos: Cómo se forman
En exceso de base fuerte, sin embargo, los tres protones se disocian completamente para formar tres oxianiones fosfato:

16 El fósforo en la naturaleza
Por lo común, el fósforo se encuentra en la naturaleza como rocas fosfóricas, que son fundamentalmente fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, y fluoropatita, Ca5(PO4)3F. El fósforo libre se obtiene por calentamiento de fosfato de calcio con coque y arena silícea. El fósforo es un elemento esencial para la vida. Constituye sólo el 1% en masa del cuerpo humano, pero es un porcentaje muy importante. Aproximadamente el 23% del esqueleto humano es materia mineral. El contenido de fósforo de esta materia mineral, fosfato de calcio, Ca3(PO4)2, es del 20%. Los dientes son Ca3(PO4)2 y Ca5(PO4)3OH. Los fosfatos también son componentes muy importantes de los materiales genéticos ADN y ARN.

17 Problemas medioambientales
Eutrofización de las aguas: la eutrofización natural de un lago se acelera en gran medida por los fosfatos procedentes de las aguas residuales y los restos de fertilizantes utilizados en agricultura. Un río, un lago o un embalse sufren eutrofización cuando sus aguas se enriquecen en nutrientes. Podría parecer a primera vista que es bueno que las aguas estén bien repletas de nutrientes, porque así podrían vivir más fácil los seres vivos. Pero la situación no es tan sencilla. El problema está en que si hay exceso de nutrientes crecen en abundancia las plantas y otros organismos. Más tarde, cuando mueren, se pudren y llenan el agua de malos olores y le dan un aspecto nauseabundo, disminuyendo drásticamente su calidad.  El proceso de putrefacción consume una gran cantidad del oxígeno disuelto y las aguas dejan de ser aptas para la mayor parte de los seres vivos. El resultado final es un ecosistema casi destruido. Los fosfatos se utilizan abundantemente como fertilizantes porque el fósforo es un nutriente indispensable para el crecimiento de las plantas. Esta utilización masiva de fertilizantes puede conducir a la contaminación por fosfatos de lagos, estanques y arroyos, provocando una explosión del crecimiento de plantas, especialmente algas. Las algas consumen oxígeno del agua, llegando incluso a morir los peces. Este tipo de cambio, que ocurre en lagos y arroyos de agua dulce como resultado de su enriquecimiento en nutrientes, se denomina eutrofización. Es un proceso natural que tiene lugar en períodos de tiempo geológicos, pero puede ser acelerado en gran medida por la actividad humana. Las fuentes naturales de nutrientes de plantas incluyen los restos animales, la descomposición de materia orgánica muerta y la fijación natural de nitrógeno. Las fuentes resultantes de la actividad humana incluyen los residuos industriales y los líquidos procedentes de las plantas municipales de tratamiento de aguas residuales, además de los restos de fertilizantes. Una manera de disminuir la aportación de fosfatos al medio ambiente es eliminándolos de las plantas de tratamiento de aguas residuales. Al procesar esta agua, los polifosfatos se degradan a ortofosfatos ya sea como fosfatos de hierro (III), fosfatos de aluminio o como fosfato de calcio o hidroxiapatito [Ca5(OH)(PO4)3]. La precipitación se lleva a cabo generalmente mediante sulfato de aluminio, cloruro de hierro (III) o hidróxido de calcio (cal apagada). En una planta de tratamiento moderna bien equipada puede eliminarse de las aguas residuales hasta el 98% de los fosfatos.

18 Problemas mediambientales: Eutrofización
Agua clara La luz penetra Prospera la vegetación acuática sumergida Agua turbia La vegetación acuática sumergida queda en la oscuridad Agotamiento del oxígeno Muerte de los vertebrados por sofoco

19 Usos y aplicaciones de los fosfatos
Fosfatos de Na: limpieza y como ingrediente laxante. Fosfatos de K: estabilizantes de látex e inhibidores de corrosión. Sales de amonio: fertilizantes y retardantes de flama. Fosfatos de Ca: fertilizantes, pastas dentífricas y alimentación. Ácido fosfórico: fertilizantes, agentes encerantes Los fosfatos tiene una serie sorprendente de aplicaciones en la casa y en la industria. El Na3PO4 es un removedor de pintura y un removedor de grasa, y en otros países se usa como polvo limpiador. El Na2HPO4 es un ingrediente laxante y se usa para ajustar la acidez del agua hervida. Las sales de potasio tienen otros usos. El K3PO4 se usa como estabilizantes de látex para caucho sintético; el K2HPO4 es un inhibidor de corrosión en el radiador. Las sales de amonio se usan como fertilizante y retardantes de flama en cortinas y trajes de papel. Los varios fosfatos de calcio se usan en polvos para hornear y en pastas dentífricas, como suplemento minerales en comida almacenados, y (a una escala de cientos de millones de toneladas) como fertilizante en todo el mundo. El ácido fosfórico tiene un papel central en la producción de fertilizantes, pero también se usa como agente encerante para la buena condición de la carrocería de aluminio y como aditivo en bebidas ligeras para dar un toque agrio.

20 Bibliografía Química. Chang, Raymond. México : McGraw-Hill, cop. 2002
Química general. Petrucci, Ralph H. Madrid [etc.] : Prentice Hall, cop. 2003 Química general. Silberberg, Martin S. México : MacGraw-Hill, 2002