Ácidos - Uruguay Educa
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Configuración electrónica: [GN] ns2np3 En este grupo no hay una división definida en cuanto a propiedades entre los no metales y los metales. El nitrógeno ni el fósforo conducen la electricidad, ambos forman óxidos ácidos, por lo que se los clasifica como no metales. El arsénico tiene un alótropo de aspecto metálico y un segundo alótropo que es un polvo amarillo, tiene alótropos de apariencia metálica como no metálica, forma óxido anfóteros, se lo puede clasificar como semimetal, pero gran parte de su química es parecida a la del fósforo por lo que se puede considerar como no metal. El antimonio y el bismuto son tan indefinidos como el arsénico. En general estos dos elementos se clasifican como metales. Estos tres metales indefinidos forman casi exclusivamente compuestos covalentes. Solamente el antimonio y el bismuto tienen el largo intervalo liquido característico de los metales, por lo tanto se considerará el arsénico como semimetal y el antimonio y bismuto como metales. Química inorgánica descriptiva – Geoff Rayner, Canham El dinitrógeno se prepara en escala industrial licuando aire y calentando después poco a poco la mezcla líquida. El di nitrógeno hierve a -196ºc y deja atrás el di oxígeno, P.eb: -183ºc. En el laboratorio se prepara calentando suavemente una solución de nitrito de amonio. NH4NO2(ac) N2(g) + 2H2O(l) Química inorgánica descriptiva – Geoff Rayner, Canham Se combina con los metales más electropositivos para formar un nitruro iónico: 6Li(s) + N2(g) 2Li3N(s) Se aplica una chispa a una mezcla de dinitrógeno y oxígeno, se forma dióxido de nitrógeno, esta reacción se lleva a cabo en gran escala en los relámpagos y ayuda a disminuir la proporción de nitrógeno en la biosfera: N2(g) + 2O2(g) 2NO2(g) Química inorgánica descriptiva – Geoff Rayner, Canham El nitrógeno puede asumir estados de oxidación que van desde +5 hasta -3 El nitrógeno molecular N2 se encuentra en un mínimo en el diagrama por tanto se trata de una especie muy estable desde el punto de vista termodinámico. En solución ácida el ión amonio NH+4, está un poco más abajo, sería de esperar que un agente reductor fuerte hiciese que el di nitrógeno redujese el ión amonio. Las especies que aparecen más arriba a la derecha son fuertemente oxidantes: HNO3 Las especies de más arriba a la izquierda tienden a ser agente reductores fuertes: NH3, N2H4, NH2OH. Tanto la hidroxilamina (NH2OH) como su ácido conjugado, el ión hidroxilamonio (NH3OH+), dismutan con facilidad, pues se encuentran en puntos convexos del diagrama. La hidroxilamina se dismuta para dar dinitrógeno y amoníaco, mientras que el ión hidroxilamonio produce óxido de dinitrógeno y el ión amonio. Química inorgánica descriptiva, Geoff Rayner, Canham Hidruros: Amoniaco, hidrazina y azida de hidrógeno Óxidos: Óxido de dinitrógeno, monóxido de nitrógeno, trióxido de dinitrógeno, dióxido de nitrógeno, tetróxido de dinitrógeno, pentóxido de dinitrógeno. Halogenuros: Tricloruro de nitrógeno y trifluoruro de nitrógeno. Ácidos: Ácido nitroso y ácido nítrico. Nitritos, el ión nitrito es oxidante débil, no se pueden preparar nitritos de metales en sus estados de oxidación más bajos. Nitratos, se conocen de casi todos los metales en sus estados de oxidación comunes, todos son solubles en agua. Química inorgánica descriptiva, Geoff Rayner, Canham Desde el punto de vista redox tanto en estado puro como en disolución acuosa se comporta como reductor, oxidándose fundamentalmente, a dinitrógeno. Pero frente a reductores muy potentes, puede reducirse (es el H el que se reduce en este caso) para dar amiduros. Desde el punto de vista ácido-base se comporta como base de Lewis y en disolución acuosa como base de Brönsted moderadamente débil. Por tanto las sales de este catión se disuelven dando pH ácido. El amoniaco es el segundo producto químico preparado en más cantidad, después del ácido sulfúrico. Se obtiene por síntesis directa mediante el proceso Haber-Bosch. El amoniaco es la materia prima para la preparación de casi todos los compuestos nitrogenados. http://es.wikiversity.org/wiki/Qu%C3%ADmica_del_grupo_del_nitr%C3%B3geno_%28grupo_15%29 • Producción de amoniaco, reacción con hidrógeno en presencia de un catalizador. (Proceso Haber-Bosch). El amoniaco se usa como fertilizante y para producir ácido nítrico. • El nitrógeno líquido se utiliza como refrigerante en la industria alimenticia: congelado de alimentos por inmersión y transporte de alimentos congelados. • El nitrógeno se utiliza en la industria electrónica para crear atmósferas inertes para producir transistores y diodos. • Se utiliza en la industria del petróleo para incrementar la presión en los pozos y forzar la salida del crudo. • Se usa como atmósfera inerte en tanques de explosivos líquidos. • El ácido nítrico, compuesto del nitrógeno, se utiliza para fabricar nitratos y nitrar sustancias orgánicas. • El dióxido de nitrógeno se utiliza como anestésico. • Los cianuros se utilizan para producir acero templado. http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/bismuto.htm • Es el componente principal de la atmósfera terrestre (78,1% en volumen) • Está presente también en los restos de animales, por ejemplo el guano, usualmente en la forma de urea, ácido úrico y compuestos de ambos. • También ocupa el 3% de la composición elemental del cuerpo humano. • Se han observado compuestos que contienen nitrógeno en el espacio exterior y el isótopo Nitrógeno-14 se crea en los procesos de fusión nuclear de las estrellas. http://es.wikipedia.org/wiki/Nitr%C3%B3geno Todas las plantas requieren nitrógeno para crecer y sobrevivir. Las bacterias convierten el dinitrógeno de la atmósfera en compuesto nitrogenados, algunas de estas bacterias existen libres en el suelo, pero la mayoría forma nódulos en las raíces de las plantas. Se trata de una relación en la que las bacterias proporcionan compuestos nitrogenados a las plantas, y estas suministran una corriente de nutrimentos a las bacterias. Para hacer esto con gran rapidez a las temperaturas normales del suelo, las bacterias utilizan enzimas. Se espera que el conocimiento de la ruta que las bacterias utilizan nos permita producir algún día amoniaco para fertilizantes por medio de un proceso a temperatura ambiente en vez del procedimiento de Haber-Bosch, de muy alto consumo de energía. Química inorgánica descriptiva, Geoff Rayner, Canham http://www.educaplus.org/sp2002/7isotopos/n7.html Es un elemento tan reactivo que es preciso recurrir a métodos extremos para extraerlo de sus compuestos. Se utiliza fosfato de calcio como materia prima. La conversión del fosfato de calcio en el elemento fósforo se lleva a cabo en un horno eléctrico muy grande que contiene electrodos de carbono de 60 toneladas. En este proceso el horno se llena con una mezcla de fosfato de calcio, arena y coque, y se aplica una corriente de 180000 A entre los electrodos. A la temperatura de 1500ºc el fosfato de calcio reacciona con el monóxido de carbono para dar óxido de clacio, dióxido de carbono y tetrafósforo gaseoso: 2Ca3(PO4)2(s) + 10CO(g) 6CaO(s) + 10CO2(g) + P4(g) El coque reduce el dióxido de carbono al monóxido: CO2(g) + C(s) CO(g) El óxido de calcio reacciona con el dióxido de silicio (arena) para dar silicato de calcio: CaO(s) + SiO2(s) CaSiO3(l) El monóxido de carbono se quema y el calor se utiliza para secar las tres materias primas: 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) Química inorgánica descriptiva, Geoff Rayner, Canham A fin de condensar el tetrafósforo gaseoso, se bombea a una torre y se rocía con agua. EL fósforo licuado se recoge en el fondo de la torre y se drena hacia tanques de retención. Este producto contiene dos impurezas comunes: fluorapatita y óxido de hierro (III). La fluorapatita reacciona a alta temperatura y produce tetrafluoruro de silicio, este se elimina de los gases de salida tratándolos con solución de carbonato de sodio, el proceso produce hexafluorosilicato de sodio, que es un producto con utilidad comercial. El óxido de hierro (III) reacciona con el tetrafósforo para formar ferrofósforo, un liquido que se puede extraer del fondo del horno, por debajo de la capa liquida de silicato de clacio, que tiene poco valor y se utiliza como relleno de caminos. El ferrofósforo se utiliza en la fabricación de productos de acero. Química inorgánica descriptiva, Geoff Rayner, Canham Hidruro: fosfina, es una base muy débil y no forma puentes de hidrógeno. Óxidos: hexaóxido de tetrafósforo (P4O6) y decaóxido de tetrafósforo (P4O10). Cloruros: Tricloruro de fósforo (PCl3) y pentacloruro de fósforo (PCl5) Oxicloruro de fósforo. Oxoácidos: ácido fosfórico (H3PO4), ácido fosfónico (H3PO3) y ácido fosfínico (H3PO2). Fosfatos: los que contienen el ión PO3-4, los fosfatos monoácidos que contienen HPO-24 y los fosfatos diácidos que contienen H2PO-4 Química inorgánica descriptiva, Geoff Rayner, Canham • El fósforo rojo se usa, junto al trisulfuro de tetrafósforo, P4S3, en la fabricación de fósforos de seguridad. • El fósforo puede utilizarse para: pesticidas, pirotecnia, bombas incendiarias, bombas de humo, balas trazadoras, etc. • El fósforo (sobre todo blanco y rojo) se emplea principalmente en la fabricación de ácido fosfórico, fosfatos y polifosfatos (detergentes). • El pentaóxido de fósforo se utiliza como agente desecante. • El hidruro de fósforo, PH3 (fosfina), es un gas enormemente venenoso. Se emplea en el dopado de semiconductores y en la fumigación de cereales. • El trisulfuro de tetrafósforo constituye la masa incendiaria de las cerillas. • Los fosfatos se usan en la producción de vidrios especiales, como los usados en las lámparas de sodio. • La ceniza de huesos, compuesta por fosfato de calcio, se ha usado para fabricar porcelana y producir fosfato monocálcico, que se utiliza en polvos de levadura panadera. • El fosfato sódico es un agente limpiador, cuya función es ablandar el agua e impedir la formación de costras en caldera y la corrosión de tuberías y tubos de calderas. • Los fosfatos desempeñan un papel esencial en los procesos biológicos de transferencia de energía: metabolismo, fotosíntesis, función nerviosa y muscular. Los ácidos nucléicos que forman el material genético son polifosfatos y coenzimas. • Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en el semen. El fósforo del semen permite que este fluido resalte en un color notable ante la luz ultravioleta; esto ha permitido resolver algunos casos criminales que han involucrado una violación sexual. http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/bismuto.htm Debido a su reactividad, el fósforo no se encuentra nativo en la naturaleza, pero forma parte de numerosos minerales. La apatita es una importante fuente de fósforo, existiendo importantes yacimientos en Marruecos, Rusia, EE. UU. y otros países. Es un constituyente esencial del tejido vegetal y animal. El fosfato de Calcio se encuentra en los huesos y dientes y los ésteres fosfato de los nucleótidos (por ej. ADN) son de una inmensa importancia biológica. Es un elemento indispensable para la vida, los iones hidrogenofosfato y dihirogenofosfato libres forman parte del sistema amortiguador de la sangre. El fosfato es la unidad enlazante de los ésteres de azúcares del ADN y del ARN, además las unidades de fosfato son parte del ATP. El hueso es un mineral fosfórico, hidroxifosfato de calcio, Ca5(OH)(PO4)3 Química inorgánica descriptiva, Geoff Rayner, Canham http://www.educaplus.org/sp2002/7isotopos/p7.html El fósforo se presenta en varias formas alotrópicas. Sus propiedades (aspecto e incluso reactividad) varían sustancialmente de unas a otras. Todas ellas contienen enlaces sencillos P–P. Fósforo blanco Es una sustancia molecular, constituida por moléculas de P4 en las que los átomos de P se disponen de forma tetraédrica Fósforo rojo Si calentamos (270-300ºC) el fósforo blanco en ausencia de aire se obtiene el fosforo rojo. Es un polímero, más denso, más duro, con un punto de fusión mucho mayor (600ºC). Fósforo negro Cuando se calienta bajo presión el fósforo rojo (1.2 GPa) se forma una variedad negra, más densa y aún menos reactiva con estructura tridimensional. Es la forma alotrópica más estable termodinámicamente. Tiene propiedades de semiconductor. P4 (blanco) (300 ºC) P rojo (200ºC,12000 atm) P negro http://www.textoscientificos.com/quimica/fosforo/alotropia El arsénico se encuentra en forma nativa y, principalmente, en forma de sulfuro en una gran variedad de minerales que contienen cobre, plomo, hierro (arsenopirita o mispickel), níquel, cobalto y otros metales. En la fusión de minerales de cobre, plomo, cobalto y oro se obtiene trióxido de arsénico que se volatiliza en el proceso y es arrastrado por los gases de la chimenea que pueden llegar a contener más de una 30% de trióxido de arsénico. Los gases de la chimenea se refinan posteriormente mezclándolos con pequeñas cantidades de pirita para evitar la formación de arsenitos y por tostación se obtiene trióxido de arsénico entre el 90 y 95% de pureza, por sublimaciones sucesivas puede obtenerse con una pureza del 99%. http://enciclopedia.us.es/index.php/Ars%C3%A9nico#Abundancia_y_obtenci.C3.B3n Se quema en el aire: 4As + 3O2 2AsO3 Se combina con los halógenos. Reacciona con HNO3 concentrado para dar As2O5 hidratado. Reacciona con H2SO4 concentrado para dar As4O6. Reacciona con NaOH fundido para dar Arsenito de sodio y dihidrógeno: 2As + 6NaOH 2Na3AsO3 + 3H2 Química Inorgánica, Catherine E. Housecroft – Alan G. Sharpe El arsénico se utiliza en los bronces, en pirotecnia y como dopante en transistores y otros dispositivos de estado sólido. El arseniuro de galio se emplea en la construcción de láseres ya que convierte la electricidad en luz coherente. El óxido de arsénico (III) se emplea en la industria del vidrio, además de como veneno. La arsina (trihidruro de arsénico) es un gas tremendamente venenoso. Los sulfuros de arsénico; por ejemplo, el oropimente, se usan como colorantes. http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/bismuto.htm El Arsénico es naturalmente un compuesto móvil, básicamente significa que grandes concentraciones no aparecen probablemente en un sitio específico. Esto es una buena cosa, pero el punto negativo es que la contaminación por Arsénico llega a ser un tema amplio debido al fácil esparcimiento de este. Debido a las actividades humanas, mayormente a través de la minería y la fundiciones, naturalmente el Arsénico inmóvil se ha movilizado y puede ser encontrado en muchos lugares donde no existían de forma natural. El ciclo del Arsénico ha sido ampliado como consecuencia de la interferencia humana y debido a esto, grandes cantidades de Arsénico terminan en el Ambiente y en organismos vivos. El Arsénico es moyoritariamente emitido por las industrias productoras de cobre, pero también durante la producción de plomo y zinc y en la agricultura. Las plantas absorben Arsénico fácilmente, así que alto rango de concentraciones pueden estar presentes estas. Las concentraciones del peligroso Arsénico inorgánico que está actualmente presente en las aguas superficiales aumentan las posibilidades de alterar el material genético de los peces. Esto es mayormente causado por la acumulación de Arsénico en los organismos de las aguas dulces consumidores de plantas. Las aves comen peces que contienen considerables cantidades de Arsénico y morirán como resultado del envenenamiento por Arsénico. http://www.lenntech.es/periodica/elementos/as.htm http://www.educaplus.org/sp2002/7isotopos/as7.html El antimonio se encuentra en la naturaleza en numerosos minerales, normalmente está en forma de sulfuros; la principal mena de antimonio es la antimonita (también llamada estibina), Sb2S3. Mediante el tostado del sulfuro de antimonio se obtiene óxido de antimonio (III), Sb2O3, que se puede reducir con coque para la obtención de antimonio. 2Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2 También se puede obtener por reducción directa del sulfuro, por ejemplo con chatarra de hierro: Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS Es un componente de varias aleaciones de estaño, tales como metal de bretaña, metal antifricción y soldaduras de estaño-antimonio-plata usada para ensamblar tubos para agua potable. Forma un número muy grande de compuestos inorgánicos. Los sulfuros predominan en naturaleza y están disponibles para el comercio como minerales procesados del antimonio. En términos de las cantidades producidas, el compuesto sintético más importante del antimonio en gran medida es el trióxido (Sb2O3). Otros compuestos usados son el pentóxido (Sb2O5), el trisulfuro (Sb2S3) y el pentasulfuro (Sb2S5). Estos compuestos se utilizan como los retardadores de la llama, en los pigmentos, estabilizadores del calor y de la radiación en los plásticos y de catalizadores. Se conocen todos sus trihalogenuros, SbX3, y el pentafluoruro y pentacloruro, SbX5. El trifluoruro se emplea como fluorante. El pentafluoruro junto con ácido fluorosulfónico (HSO3F) forma un sistema SbF5-FSO3H con propiedades de superácido. El hidruro SbH3 (estibina), pero es poco estable y se descompone con mucha facilidad. El trióxido de antimonio, Sb2O3 y el pentóxido, Sb2O5. http://es.wikipedia.org/wiki/Antimonio#Aplicaciones Usado en la tecnología de semiconductores para fabricar detectores infrarrojos, diodos y dispositivos de efecto Hall. Aleado con plomo incrementa la dureza de este metal. Se usa para baterías, aleaciones antifricción, armas pequeñas, balas trazadoras, revestimientos de cables, etc. El sulfuro de antimonio (III) se emplea en la obtención de antimonio, para preparar la masa inflamable de las cerillas, en fabricación de vidrios coloreados, barnices y en pirotecnia. El cloruro de antimonio (III) se usa como catalizador. http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/bismuto.htm El antimonio es liberado al ambiente desde fuentes naturales e industriales. Puede permanecer en el aire adherido a partículas muy pequeñas por muchos días. La mayoría del antimonio en el aire se deposita en el suelo, en donde se adhiere firmemente a partículas que contienen hierro, manganeso o aluminio. El aire que respiramos si contiene altos niveles de antimonio por períodos muy largos puede irritar los ojos y los pulmones y puede causar problemas respiratorios, del corazón, y del estómago. En el aire urbano las principales fuentes de antimonio son las combustiones de combustibles fósiles en vehículos automotores, centrales eléctricas, y las incineradoras. Hay preocupación, especialmente en Europa, por la lixiviación de los pigmentos del antimonio, de los estabilizadores de calor, y de los retardadores de la llama de productos desechados de los plásticos. Se cree que el país que más antimonio lanza a la atmósfera es China, debido a gran uso que se hace de este elemento en ese país, ya que contiene las principales mina de antimonio del mundo. Sin embargo, no se tienen datos. lixiviar: Tratar una sustancia compleja, como un mineral, con un disolvente adecuado para separar sus partes solubles de las insolubles. http://www.educaplus.org/sp2002/7isotopos/sb7.html Un método muy utilizado para la obtención de Bi es como subproducto de la refinación del plomo por el método de Betts, ya que los lodos derivados de este proceso son ricos en bismuto. Los lodos se lavan, secan y funden en una atmósfera oxidante con Na2CO3 y NaOH para producir escorias alcalinas que arrastran el arsénico y el antimonio en forma de compuestos de sodio y el cobre en forma de óxido. El residuo es bismuto bruto que contiene como impurezas principales plata y plomo. Este bismuto bruto se refina electrolíticamente con una solución ácida de BiCl3 que contiene algo más de 100g de HCl por litro y de 3 a 4g de bismuto en una célula Thum, a una temperatura entre los 50 y 60º C. El plomo del ánodo de bismuto bruto pasa a la solución en forma de PbCl2, pero no se deposita con el bismuto. Se concentra el electrólito, del cual se sacan periódicamente porciones y se hace cristalizar el PbCl2. http://al-quimicos.blogspot.com/2008/12/bismuto.html Es estable al aire seco a temperatura ambiente, pero si el aire es húmedo se oxida en la superficie. Si se calienta al rojo vivo forma óxido de bismuto III, Bi2O3, y su color cambia a amarillo. Se disuelve para formar sales Bi3+ con ácido nítrico concentrado o con ácido sulfúrico concentrado caliente. Reacciona con halógenos para formar halogenuros de bismuto III, BiX3 (X=F,Cl,Br,I), y con azufre para formar sulfuro de bismuto III, Bi2S3. Forma aleaciones con varios metales, y algunas de éstas tienen muy bajos puntos de fusión. Su estado de oxidación principal es +3, sin embargo, también forma compuestos como bismuto V, los cuales son agentes oxidantes muy fuertes (bismutato de sodio, Na5Bi). http://al-quimicos.blogspot.com/2008/12/bismuto.html Aleado junto a otros metales tales como: estaño, cadmio, ..., origina materiales de bajo punto de fusión utilizadas en sistemas de detección y extinción de incendios. Aleado con manganeso se obtiene el "bismanol" usado para la fabricación de imanes permanentes muy potentes. Se emplea en termopares y como "carrier" de 235U o 237U del combustible de reactores nucleares. Se emplea como catalizador en la obtención de fibras acrílicas. El óxido de bismuto (III) se emplea para fabricar vidrios de alto índice de refracción y esmaltes de color amarillo. El oxicloruro de bismuto, BiOCl, se emplea en cosmética y en fabricación de perlas artificiales. http://www.quimicaweb.net/tablaperiodica/paginas/bismuto.htm El bismuto metálico no se considera tóxico y presenta una amenaza mínima para el medio ambiente. Los compuestos del bismuto son generalmente muy poco solubles pero deben ser manejados con cuidado, ya que solo se dispone de información limitada de sus efectos y destino en el medio ambiente. http://www.lenntech.es/periodica/elementos/bi.htm http://www.educaplus.org/sp2002/7isotopos/bi7.html http://profmokeur.ca/quimica/?var1=http://profmokeur.ca/quimica/abundancia.htm
