Elementos del grupo v a

UNCP- Facultad De Ingeniería Metalúrgica Y De Materiales-
Química inorganica-2014
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UNCP- 2014
Elementos del grupo v a
CATEDRATICO: Ing. POMALAZA ROMERO, Orlando Raúl
ALUMNOS:
 PEREZ POMA, Alexx
SEMESTRE: SEGUNDO
EL TAMBO-HUANCAYO
2014
ÍNDICE

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UNCP- 2014
 Introducción………………………………………………….3 pág.
 Objetivos de la práctica………………….……………………4 pág.
 Fundamento teórico ………………………………………….5 pág.
 Materiales…………………………………………………….10 pág.
 Procedimiento………………..……………………………...11 pág.
 Cálculos………………….………………………..…….……15 pág.
 Conclusión…………..………………………………………... 19 pág.
 Recomendaciones de seguridad…...………………………..…20 pág.
 Bibliografía……………………………………...…………….21 pág.
 Anexos...……………………………………………………….22 pág.
INTRODUCCIÓN
NITRÓGENO
 Es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, como sustancia
simple constituye en volumen el 78% del aire, combinado se encuentra en
forma de nitrato de potasio, también llamado nitro o salitre de chile, en los

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UNCP- 2014
organismos vivos se encuentra formando parte de las proteínas que son
combinaciones nitrogenadas orgánicas vegetales y animales.
FOSFORO
 Se encuentra en la naturaleza combinado en fosfatos inorgánicos y en
organismos vivos pero nunca en estado nativo. Es muy reactivo y
se oxida espontáneamente en contacto con el oxígeno atmosférico emitiendo
luz.
 Este elemento puede encontrarse en pequeñas cantidades en el semen, lo
que hace 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.
OBJETIVOS DE LA PRÁCTICA
 Reconocer el estado de oxidación de los diferentes elementos químicos.

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 Plantear las ecuaciones químicas.
 Diferenciar los diferentes tipos de reacciones químicas.
 Observar los cambios que se presentas en las reacciones.
 Determinar la coloración que presentan las reacciones químicas.
FUNDAMENTO TEÓRICO
ELEMENTOS DEL GRUPO VA
NITROGENOIDES
El grupo VA comprende a los elementos: nitrógeno, fosforo, arsénico, antimonio, y
bismuto, cuyas propiedades presentan variaciones muy marcadas a medida que se
desciende del primero hacia el último elemento del grupo.
El nitrógeno y el fosforo son netamente no metálicos, en tanto que el arsénico y el
antimonio son semimetales o elementos anfóteros, es decir que a veces se comporta
como como metal y como no metal; el bismuto es un elemento que se comporta
como metal. Esta es un carácter no metálico al metálico a medida que se avanza
en el grupo, se debe al aumento del tamaño de los átomos. Resulta más difícil
separar un electrón del átomo del nitrógeno que es pequeño, que hacerlo con el
átomo el bismuto, porque en el primero la atracción es más intensa.

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La molécula del nitrógeno son biatómicas (N2), mientras que el fosforo, arsénico y
el antimonio, presentan moléculas tetra atómicas en algunos de sus estados
alotrópicos. El bismuto es biatómico, todos los elementos forman enlaces
covalentes, y presentan cinco electrones de valencia.
Se combinan con el hidrogeno formando hidruros MH3 donde actúa con E.O = -3
y con el oxígeno forman óxidos trivalentes y tetravalentes.
NITRÓGENO
Es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, como sustancia simple
constituyeen volumen el 78% del aire, combinado se encuentra en forma de nitrato
de potasio, también llamado nitro o salitre de chile, en los organismos vivos se
encuentra formando parte de las proteínas que son combinaciones nitrogenadas
orgánicas vegetales y animales.
Propiedades:
 Es un gas incoloro, inodoro e insípido.
 Menos denso que el aire.
 Poco soluble en el agua.
 Se licua a 150 atmosferas.
 A -136 de temperatura se presenta en forma de moléculas biatómicas.
 Tiene gran estabilidad debido a que tiene un enlace covalente triple.
Químicamente es inactivo a temperatura ordinaria, no es comburente, ni
combustible ni se combina con ningún elemento y a temperaturas elevadas
reacciona con gran lentitud.
No es venenoso, pero es imposible la vida en una atmosfera de nitrógeno. A
temperaturas elevadas o por acción de la energía eléctrica produce reacciones
interesantes desde el punto de vista científico e industrial.
ÁCIDO NÍTRICO (NHO3)
Estado natural:
El ácido nítrico conocido desde la antigüedad como agua fuerte, se encuentra libre
en la naturaleza en muy pequeñas cantidades en la atmosfera, también seencuentra
donde quiera que las sustancias organices hayan estado en putrefacción formando

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amoniaco el que luego por la acción de los microorganismos, se transforman
primero en ácido nitroso y por nueva oxidación en ácido nítrico, en forma de
nitratos naturales se encuentra en todas partes, la sal de amonio se encuentra en
la atmosfera y en los suelos, la sal de calcio en los muros de mampostería, la sal
de sodio en los yacimientos de chile y la sal de potasio en los yacimientos peruanos.
OBTENCION:
En el laboratorio se obtiene tratando un nitrato con ácido sulfúrico.
NaNO3 + H2SO4 NaHSO4 + HNO3
En la industria se obtiene de la misma manera pero a temperatura más elevada o
por oxidación del amoniaco empleando el método de Ostwald.
PROPIEDADES:
EL HNO3 es un líquido incoloro de densidad 1.54 g/cc que se descompone
rápidamente por la acción de la luz coloreándose de amarillo por el NO2 que
produce, es uno de los ácidos más fuertes desde el punto de vista químico, se
caracteriza por sus propiedades oxidantes muy fuertes, es monobásico y como los
ácidos halogenados, forma sales estables todas ellas solubles en agua, pero algunas
tienen la propiedad de hidrolizarse y forma sales básicas.
El ácido nítrico oxida y disuelve casi todos los metales excepto el cromo, aluminio,
oro y platino.
AMONIACO
Es uno de los productos de la descomposición de las materias orgánicas
nitrogenadas; seproduce en la atmosfera cuandoestá cargada deefluvios eléctricos,
combinado existe en pequeñas cantidades en forma de sales amoniacales. Seforman
derivados del amoniaco en la putrefacción o fermentación de muchas sustancias
orgánicas que tienen nitrógeno.

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Propiedades:
 Es un gas incoloro.
 Olor penetrante, que incita al lagrimeo.
 muy soluble en el agua.
 Posee moléculas muy polares.
 A temperatura ambiente un volumen de agua disuelve 700 volúmenes de
amoniaco.
 La solución de acuosa del amoniaco presenta carácter básico por la
presencia de iones oxidrilo
 Colorea color azul al papel de tornasol.
 Neutraliza los ácidos.
OBTENCIÓN:
En el laboratorio se obtiene descomponiendo una sal amoniacal por acion
de una basefuerte, generalmentese utiliza hidróxido de calcio o el hidróxido
de sodio.
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCL2 + 2NH4OH
 En la industria se prepara por síntesis directa del nitrógeno y el
hidrogeno gaseoso en presencia del catalizador a 500o
C de
temperatura y 200 atmosferas de presión.
FOSFORO
ESTADO NATURAL:
Es un elemento no metálico, que no se encuentra libre en la naturaleza, pero son
muy abundantes sus compuestos llamados sulfatos, delos cuales el más importante
es el fosfato tricálcico o fosforita que se encuentra en los dientes, en los huesos y
en la semilla de las plantas. El apatito es el cloro fosfato o floufosfato cálcico, que
se presenta en forma de cristales hexagonales; en estado impuro la fosforita se
emplea mucho en la fabricación de fertilizantes. En forma del fosfato de sodio o
de potasio que se puede hallar en la orina de los mamíferos. El fosforo es uno de
los constituyentes del tejido nervioso del cerebro y de muchas proteínas.

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PROPIEDADES:
 Presenta diferentes formas alotrópicas: fosforo rojo, fosforo blanco, fosforo
rojo brillante, fosforo cristalino negro.
 El fosforo ordinario es venenoso.
 Incoloro cuando es puro, tiende a un color amarillo.
 Por acción de la luz, recubriéndose con un fosforo rojo se funde a 44o
C y
se inflama a 60o
C.
 Insoluble en agua.
 Soluble en sulfuro de carbono.
 Se oxida fácilmente en ácido nítrico.
OBTENCIÓN:
El fosforo no se obtiene en el laboratorio por las dificultades que ofrece su
obtención.
En la industria se obtiene reduciendo la fosforita con el coque (carbón) y arena
(dióxido de silicio) en un horno eléctrico con electrodos de grafito, la arena fijo
desplaza al anhídrido fosfórico volátil, el que es reducido por el carbón liberando
fosforo.
3Ca(PO4)2 + 6SiO2 + 10C 6CaSiO3 + 10CO + P4
El fosforo se obtiene es estado de vapor, se enfría haciéndole pasar por agua y una
vez frio se moldea.
Materiales, Reactivos Y Equipos
 gradilla
 tubos de ensayo

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 mechero bunsen
 vaso de precipitado
nitrato de sodio
nitrato de potasio
ácido sulfúrico
sulfato férrico
zinc
hidróxido de sodio
permanganato de potasio
dicromato de potasio
cloruro de amonio
hidróxido de amonio
cloruro de mercurio.
Cloruro de hierro
Fosfato ácido de sodio.
Cloruro de magnesio.
Cloruro de bario
PROCEDIMIENTO
PRIMERA EXPERIENCIA. ÁCIDO NÍTRICO - NHO3
EXPERIMENTO I.
 en un tubo de prueba añadir 1ml de solución de nitrato de sodio.

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 A esta solución adicionamos el ácido sulfúrico.
 Observamos los fenómenos que ocurren en dicha reacción.
EXPERIMENTO II.
 En un tubo de ensayo colocar 01ml de solución de benceno.
 Luego agregamos 1ml de ácido sulfúrico.
 Entonces observamos el precipitado formado.
EXPERIMENTO III
 En un tubo de ensayo colocar 2ml de sulfato de sodio.
 Luego añadimos inmediatamente 3ml de solución de sulfato de
hierro.
 Luego observamos los cambios que se da en la reacción.
EXPERIMENTO IV.
 Colocar en un tubo de ensayo 5ml de solución de di fenilamina.
 Luego se cubre con cuidado con una solución de nitrato de sodio.
 Agitamos y luego observamos los cambios.
EXPERIMENTO V.
 En un tubo de prueba colocar 2ml de nitrato de sodio.
 Agregar lentamente 5ml de ácido sulfúrico concentrado
 Observamos la formación de las soluciones.
SEGUNDA EXPERIENCIA: ÁCIDO NITROSO – HNO2
EXPERIMENTO I.
 en un tubo de prueba añadir 2ml de solución de nitrito de sodio.
 A esta solución adicionamos una solución de ácido sulfúrico.
 Observamos los fenómenos que ocurren en dicha reacción.
 Anotamos que precipitado se forma.
EXPERIMENTO II.

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 En un tubo de ensayo colocar 01ml de solución de nitrato de plomo.
 Luego agregamos 1ml de tiosulfito de sodio.
 Entonces observamos el precipitado formado.
EXPERIMENTO III
 En un tubo de ensayo colocar 1ml de tiosulfito de sodio.
 Luego añadimos inmediatamente el cloruro de bario.
 Luego observamos los cambios que se da en la reacción.
EXPERIMENTO IV.
 En un tubo de prueba colocar 1ml de solución de yodo.
 Luego añadimos solución de tiosulfito de sodio.
 Observamos loa cambios de color que se da en dicha reacción.
EXPERIMENTO V.
 Colocar en un tubo de ensayo 1ml de solución de permanganato de
potasio.
 Luego agregamos aproximadamente 5 gotas de ácido sulfúrico para
tener una solución acidificada.
 Enseguida se añade la solución de tiosulfito de sodio.
 Agitamos y luego observamos los cambios.
TERCERA EXPERIENCIA. AMONIACO – NH3
EXPERIMENTO I.
 se coloca 5g de óxido de calcio en un equipo sulfidricador.
 Adicionamos 10ml de solución concentrada de cloruro de amonio.
 Enseguida pasamos a calentar lentamente.
EXPERIMENTO II.

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 Colocamos 1ml de solución de yoduro de potasio
 Luego adicionamos unas gotas de cloruro mercúrico.
CUARTA EXPERIENCIA: ÁCIDO FOSFORICO – H3PO4
EXPERIMENTO I.
 Se tiene en un tubo de ensayo 2ml de solución de fosfato disódico.
 En seguida se adiciona una solución de nitrato de plata
aproximadamente 1ml.
 Se observa los cambios que ocurre.
EXPERIMENTO II.
 Se tiene en un tubo de prueba aproximadamente 1ml de solución de
cloruro de bario.
 Luego se adiciona 1ml de solución de fosfato ácido disódico.
EXPERIMENTO III
 En un tubo de ensayo se tiene 1ml de solución de fosfato ácido de
sodio.
 Se añade 1ml de solución de cloruro de magnesio.
 Finalmente se agrega 2ml de solución de hidróxido de amonio.
EXPERIMENTO IV.
 En un tubo de ensayo se tiene 1ml de solución de fosfato ácido de
sodio.
 Luego se agrega aproximadamente 2ml de solución de cloruro
férrico.

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CÁLCULOS (resultados)
RESULTADOS DE LA REACCIÓN QUIMICA OBTENIDOS EN EL LABORATORIO
ÁCIDO NITRICO
1. EXPERIMENTO I.
4NHO3 4NO2 + O2 + 2H2O
Se desprenderá vapores pardo rojizo de NO2, acompañados por
pequeñas cantidades de ácido de sabor picante que dan niebla en el
aire.
2. EXPERIMENTO II.
NO2
+ HNO3 + H2O

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El HNO3 se reconoce con el benceno en presencia de H2SO4 formando el
nitrobenceno de color amarillo claro y olor parecido a las almendras.
3. EXPERIMENTO III.
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 3Fe(SO4)3 + 2NO + 4H2O
FeSO4 + NO Fe(NO)SO4
 Se forma un anillo pardo en la zona de contacto de los líquidos.
 Al agitar y a calentar la muestra desaparece formando un color pardo y
se desprende óxido nítrico gaseoso y queda una solución férrica.
4. EXPERIMENTO IV.
Se forma un anillo de color azul.
Esta reacción es muy sensible pero también da otros nitritos, cloratos,
bromatos, yodatos, permanganatos
5. EXPERIMENTO V.
Se obtiene un precipitado blaco cristalino de nitrato de nitron
Esta reaccion también la dan los iones nitrito, bromuros, yoduro, etc.
ÁCIDO NITROSO (HNO2)
1. DEL EXPERIMENTO I.
3HNO2 HNO3 + 2NO + H2O
2NO + O2 2NO2
 Todos los nitritos desprenden vapores rojizos.

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2. EXPERIMENTO II.
2NaNO2 + 2HC2H3O2 2NaC2H3O2 + 2HNO2
3HNO3 H2O + HNO3 + 2NO
FeSO4 + NO Fe(NO)SO4
Se forma en la interface un anillo pardo de Fe(NO)SO4.
3. EXPERIMENTO III.
2KI + 2NaNO2 + H2SO4 K2SO4 + Na2SO4 + 2NO + 2H2O + I2
 Se produce liberación de yodo.
 Se libera en forma de color azul que le da con el almidón o agitando la
solución con CCl4.
 En esta reacción el yoduro es oxidado por el ácido nitroso hasta yodo
libre.
4. EXPERIMENTO IV.
2KMnO4 + 5NaNO2 + 3H2SO4 K2SO4 + 2MnSO4 + 5NaNO3 + 2H2O
Se decolora por los nitritos sin desprendimiento de gas.
5. EXPERIMENTO V.
NaNO2 + 2Al + NaOH + H2O NH3 + 2NaAlO2
En el medio alcalino de NaOH reduce a los nitritos a amo amónico.
AMONIACO
NH4Cl + NaOH NH3 + H2O + NaCl
 Tiene un olor a orine.
 Colorea de azul el papel rojo de tornasol.
 Precipita humos blancos de cloruro de amonio.
7. EXPERIMENTO II.
HgCl2 + 2KI HgI2 + 2KCl

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Se forma un precipitado de color rojo anaranjado de yoduro mercúrico.
ÁCIDO FOSFORICO
2NaHPO4 + 3AgNO3 Ag3PO4 + 3NaNO3 + NaH2PO4
 Forma un precipitado de color amarillo de fosfato de plata.
7. EXPERIMENTO II.
BaCl2 + Na2HPO4 BaHPO4 + 2NaCl
Se forma un precipitado de color blanco amorfo.
Soluble en ácidos inorgánicos diluidos y en ácido acético.
8. EXPERIMENTO III.
Na2HPO4 + MgCl2 + NH4OH Mg(NH4)PO4 + 2NaCl + H2O
Cuando el fosfato es diluido la precipitación es lenta.
Se acelera frotando las paredes del tubo con una varilla de vidrio.
9. EXPERIMENTO IV.
Na2HPO4 + FeCl3 FePO4 + 2 NaCl + HCl
Se produce un precipitado amarillo claro de fosfato
férrico.
CONCLUSIÓN
 Se concluye con la determinación de precipitados.
 Concluimos con la obtención compuestos químicos obtenidos de
cada reacción química y sus respectivos balanceos.

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 Concluimos con la observación de algunos cambios que ocurren
durante la reacción química.
 Se concluye con la observación del cambio de colores en algunas
reacciones como en el caso del dicromato de potasio y el
permanganato de potasio.
 Se concluye con la determinación de precipitados.
 Concluimos con la obtención compuestos químicos obtenidos de
cada reacción química y sus respectivos balanceos.
 Concluimos con la observación de algunos cambios que ocurren
durante la reacción química.
 Se concluye con la observación del cambio de colores en algunas
reacciones como en el caso del dicromato de potasio y el
permanganato de potasio.
RECOMENDACIONES DE SEGURIDAD
Usar implementos de seguridad (guarda polvo)
Usar una campana extractora de gases.
Reportar siempre los accidentes de inmediato al supervisor o al
jefe de prácticas.
Nunca manipular o deteriorar un dispositivo de seguridad.
No bloquear las entradas con cualquier objeto.

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Controlar los peligros tan prontos sean posibles.
Notificar a un superior de cualquier anomalía en los equipos
del laboratorio.
Tener un extinguidor en buen estado y en un lugar visible.
Tener un botiquín disponible para cualquier accidente.
Respetar los letreros de seguridad, advertencia o de
información.
No inhalar los reactivos de manera directa.
BIBLIOGRAFÍA
 PROF. FELIX SAAVEDRA GUIA DE PRÁCTICAS. U.M.N.S.M
 LUIS CARRASCO VENEGA QUIMICA EXPERIMENTAL
 ANDONI. Ed.addisonwesley.1994,L. química teoría experimental, ED. Bruno.
1997. garritz
 SHERPE. QUIMICA INORGANICA. REVERTE. 1993 cotton y wilkinson,
química inorgánica básica, limusa, 1996

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 AUIMICA INORGANICA SEPTIMA EDICION CHAN

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