Nitrogeno

1. Nitrógeno

2. Descubrimiento
 El descubrimiento del nitrógeno se le adjudicó el médico, químico y botánico escocés Daniel
Rutherford, quien descubrió la existencia de este elemento en el año 1772. Para este
descubrimiento, Rutherford experimentó quitando el oxígeno y el dióxido de carbono del aire,
demostrando así que el gas residual era inútil para la combustión e inútil para los seres vivos.

3. Daniel Rutherford

4. Estado natural
El nitrògeno es el gas màs abundante en la atmòsfera, 78 % del aire es nitrògeno. Su molècula
como la de la mayorìa de los gases es diatòmica y se representa como N2.
Algo ayuda la naturaleza mediante descargas electricas y rayos ultravioleta en las capas altas de la
atmosfera formando AMONIACO NH3 y el las capas bajas las descargas tambien forman NITRATOS
que esta vez SI son arrastrados por la lluvia.

5. Ciclo del nitrógeno
 El ciclo natural del nitrógeno es uno de los ciclos naturales más importantes del planeta,
absolutamente necesarios para la vida. Si bien el gas nitrógeno es inerte, en el suelo,
las bacterias realizan un complejo proceso que produce el nitrógeno necesario para que las
plantas crezcan. Luego los animales comen las plantas en las que el nitrogeno se ha introducido,
incorporándolo a su sistema y el ciclo se completa cuando las bacterias convierten los desechos
de nitrógeno en gas.

7. Métodos de obtención
 Se obtiene de la atmósfera (su fuente inagotable) destilación fraccionada.
 Se obtiene, muy puro, mediante descomposición térmica (70 ºC) del nitrito amónico.
 Por descomposición de amoniaco (1000 ºC)

8. Destilación
 Fenómeno natural, la destilación puede ser observada cuando pequeñas gotas de agua se
condensan en los vidrios de las ventanas en días fríos. También la formación de lluvias constituye
de cierta forma, un proceso natural de destilación.
La obtención del nitrógenoy oxígeno gaseoso a partir del aire atmosférico se realiza por medio
de la destilación atmosférica. En este proceso, el aire atmosférico es enfriado progresivamente
hasta la formación de una fase líquida rica en oxígeno, que se condensa a una temperatura
superior a la del nitrógeno.
 A continuación esa fase es llevada a ebullición, a través de un calentamiento gradual con presión
constante, siendo el vapor así obtenido, proporcionalmente más rico en nitrógeno que la mezcla
inicial.

9. Descomposición térmica (70 ºC) del nitrito amónico.
 Consiste en la descomposición del nitrito de amonio, NH4NO2. Este compuesto es inestable, y
se descompone y se descompone fácilmente en agua y da nitrógeno. Cuando se calienta
suavemente una disolución que contiene una mezcla de cloruro de amonio y nitrito de sodio, se
desprende nitrógeno.
NH4+ + NO2 2H2O + N2.

10. Por descomposición de amoniaco.
 El amoníaco se obtiene por unión directa de los elementos:
 N2 + 3H2 2NH3 + 21.880 calorías.
Esta reacción es reversible. De la ecuación termoquímica deducimos que el rendimiento del amoníaco disminuye al
aumentar la temperatura (ley de Van't Hoff). A bajas temperaturas, la reacción es demasiado lenta para poder
utilizarse prácticamente. En presencia de un catalizador, por ejemplo, una mezcla especial preparada con hierro,
molibdeno y algo de óxido de aluminio, la combinación se acelera mucho. Pero incluso con el uso de un catalizador
no podría aprovecharse industrialmente la reacción si no si no interviniera en ella otro factor: la presión. En la
ecuación química anterior se observa que la formación de amoníaco va acompañada de una disminución del
volumen, esto es, que cuatro volúmenes de la mezcla de hidrógeno y nitrógeno se convierten en dos de amoníaco.
Por consiguiente, la reacción directa se ve favorecida por aumento de la presión (principio de Le Chatelier).
El hidrógeno y el nitrógeno que se usan en este proceso deben ser puros al extremo para evitar el envenenamiento
del catalizador. Después de pasar por éste, los gases se enfrían, y el amoníaco se separa licuándolo a presión o por
absorción en agua. Los gases que quedan vuelven a la cámara catalítica para su ulterior tratamiento

11. Propiedades
 El estado del nitrógeno en su forma natural es gaseoso.
 El nitrógeno es un elmento químico de aspecto incoloro y pertenece al grupo de los no metales.
 El número atómico del nitrógeno es 7.
 El símbolo químico del nitrógeno es N.
 El punto de fusión del nitrógeno es de 63,14 grados Kelvin o de -209,01 grados celsius o grados
centígrados.
 El punto de ebullición del nitrógeno es de 77,35 grados Kelvin o de -194,8 grados celsius o
grados centígrados.

12. Usos industriales
 La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención
de amoníaco por el proceso de Haber. El amoníaco se emplea con posterioridad en la
fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.
 Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o
salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante.
 Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el trinitrotolueno son a menudo
explosivos. Lahidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes.

13.  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

14.  Número atómico: 7
 Peso atómico: 14.0067
 Símbolo atómico: N
 Punto de fusión: -210° C
 Punto de ebullición: -195,79°C

15. Usos del nitrogeno
 En la vida cotidiana y especialmente en el sector comercial, el amoníaco es la forma de
nitrógeno más vendida y de conocimiento popular, seguido por el gas metano, el cual se logra a
partir de una reacción de vapor para producir dióxido de carbono e hidrógeno.

16. Nitrógeno liquido
 Al tener un punto de ebullición de -195,79°C, el nitrógeno se emplea en los sistemas de
refrigeración, resultando muy efectivo. En su estado líquido, el nitrógeno líquido es utilizado con
toda clase de fines, pero hay que tener ciertos cuidados pues tiene una temperatura tan baja
que producir terribles quemaduras.

17. FÓSFORO
FÓSFORO

18. FÓSFORO
El estado del fósforo en su forma
natural es sólido (diamagnético). El
fósforo es un elemento químico de
aspecto incoloro, rojo o blanco
plateado y pertenece al grupo de los
no metales.

19.  Se obtiene por métodos electroquímicos, en
atmósfera seca, a partir del mineral (fosfato) molido
mezclado con coque y arena y calentado a 1400 ºC
en un horno eléctrico o de fuel. Los gases de salida
se filtran y enfrían hasta 50 ºC con lo que condensa
el fósforo blanco, que se recoge bajo agua o ácido
fosfórico. Calentando suavemente se transforma en
fósforo rojo.

20.  Usos industriales
 Cerca de tres cuartas partes del fósforo total (en todas sus formas
químicas) se emplean en Estados Unidos como fertilizantes. Otras
aplicaciones importantes son como relleno de detergentes, nutrientes
suplementarios en alimentos para animales, ablandadores de agua,
aditivos para alimentos y fármacos, agentes de revestimiento en el
tratamiento de superficies metálicas, aditivos en metalurgia,
plastificantes, insecticidas y aditivos de productos petroleros

21. Algunos otros
usos.
 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.
 El fosfato de calcio tratado con ácido sulfúrico origina superfosfato.
tratado con ácido fosfórico origina superfosfato doble. Estos
superfosfatos se utilizan ampliamente como fertilizantes.
 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.

22. Propiedades
CARACTERÍSTICAS GENERALES
Nombre: Fósforo Símbolo: P
Número atómico: 15 Masa atómica (uma): 30,9738
Período: 3 Grupo: VA (nitrogenoideos)
Bloque: p (representativo) Valencias: +1, +2, +3, +5, -2, -3
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Configuración electrónica: [Ne] 3s2 3p3 Radio atómico (Å): 1,1
Radio iónico (Å): 0,34 (+5) Radio covalente (Å): 1,06
Energía de ionización (kJ/mol): 1011 Electronegatividad: 2,19
Afinidad electrónica (kJ/mol): 72
PROPIEDADES FÍSICAS
Densidad (g/cm3): 1,82 Color: Blanco
Punto de fusión (ºC): 44 P
. de ebullición (ºC): 280
Volumen atómico (cm3/mol): 17,02

23. Reacciones
 El fósforo blanco, P4, se obtiene industrialmente mediante
la reducción electro-térmica (T = 1500 ºC) de la
fluorapatita con carbón, en presencia de óxido de sílice.
La transformación neta que tiene lugar es
 2 Ca3(PO4)2(s) + 6 SiO2(s) + 10 C(s) → P4(g) + 6 CaSiO3(l) +
10 CO(g)
 La reacción puede considerarse como una reacción ácido-
base, seguida de una reacción redox:
 Acido-base: 2 Ca3(PO4)2 + SiO2 → P4O10 + 6 CaSiO3
 Reducción: P4O10 + 10 C → P4 + 10 CO
 El P4(g) se condensa, se recoge y se almacena bajo agua
en forma de un sólido blanco, con aspecto de cera y
fosforescente (brilla en la oscuridad) El CaSiO3 separa
como escoria. El proceso consume una cantidad ingente
de electricidad.

24. Óxidos y oxoácidos del fósforo
Entre los compuestos más importantes del fósforo están los óxidos y los oxoácidos
tienen fósforo en estado de oxidación +3 y +5. Las fórmulas más simples que
escribir para los óxidos son P2O3 y P2O5, respectivamente. Los nombres que les
corresponden son “trióxido de fósforo” y “pentóxido de fósforo”, Sin embargo, P2O3y
P2O5 son sólo fórmulas empíricas. Las fórmulas verdaderas de los óxidos son el doble
de las escritas, es decir, P4O6 y P4O10.
El P4O10 se forma cuando el P4 blanco reacciona con una cantidad de oxígeno,
P4(s) + 3O2(g) → P4O6(s)
El P4O6 reacciona con agua para formar ácido fosforoso:
P4O6(l) + 6 H2O(l) → 4 H3PO3(ac)

25. El P4O10, conocido comúnmente como el pentóxido de fósforo, se forma cuando se quema
P4 con un exceso de oxígeno:
P4(s) + 5O2(g) → P4O10(s)
Este óxido es un agente desecante muy poderoso y en una reacción exotérmica y vigorosa
con el agua, forma ácido fosfórico (H3PO4), uno de los 10 compuestos más importantes en
las manufacturas químicas.
P4O10(l) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4(ac)
La presencia de muchos enlaces con H hacen que sea una sustancia muy pura y 75 veces
más viscosa que el agua. El H3PO es un ácido triprótico débil; en agua pierde un protón
pero en exceso de una base fuerte se disocia, completamente en tres paso, para formar los
tres oxoaniones fosfatos (H2PO4
-, HPO4
2- y PO4
3-).
Un método alternativo para obtener H3PO4 con una mayor pureza consiste en la
combustión del fósforo blanco, P4, con aire, absorbiendo el P2O5 resultante en agua:
P4(s) + 5 O2(g) → P4O10(s)
P4O10(s) + 6 H2O(l) → 4 H3PO4
El ácido fosfórico se obtiene con una concentración entre 54.5 y 61.5 % (contenido de
P2O5).

26. Fenomenos de contaminación
y tratamientos para evitar la
contaminación Los fosfatos se usan 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 de crecimiento de plantas, especialmente algas.
Las algas consumen el oxígeno del agua, llegando 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 llama eutrofización. Es un proceso natural que
tiene lugar en periodos de tiempo geológicos, pero puede ser acelerado en gran
medida por la actividad humana.
Una manera de disminuir la aportación de fosfatos al medio ambiente es
eliminándolos de las plantas de tratamiento de aguas residuales. Al procesar el
agua, los polifosfatos se degradan a ortofosfatos ya sea como fosfatos de hierro (III),
fosfatos de aluminio o como fosfato de calcio. La precipitación se lleva a cabo,
generalmente, por adición de sulfato de aluminio, cloruro de hierro(III) o hidróxido
de calcio (cal apagada). En una planta de tratamiento moderna bien equipada
pueden eliminarse de las aguas residuales hasta el 98% de los fosfatos.

27. Arsénico

28. Estado natural.
 El estado del arsénico en su forma natural es
sólido. El arsénico es un elemento químico
de aspecto gris metálico y pertenece al
grupo de los metaloides. El número atómico
del arsénico es 33. El símbolo químico del
arsénico es As.

29. Propiedades
 El punto de fusión del arsénico es de 887 grados Kelvin o de 614,85 grados celsius o grados
centígrados. El punto de ebullición del arsénico es de 1090 grados Kelvin o de 817,85 grados
celsius o grados centígrados.
 Tiene una masa atómica de 74,92160 u.
 La configuración electrónica del arsénico es [Ar]4s2 3d10 4p3.
 El radio medio del arsénico es de 115 pm, su radio atómico o radio de Bohr es de 114 pm, su
radio covalente es de 119 pm y su radio de Van der Waals es de 185 pm.
 El arsénico tiene un total de 33 electrones cuya distribución es la siguiente: En la primera capa
tiene 2 electrones, en la segunda tiene 8 electrones, en su tercera capa tiene 18 electrones y en la
cuarta, 5 electrones.

30. Métodos de obtención
Se obtiene a partir del mineral arsenopirita (FeAsS). Se calienta, con lo cual el arsénico
sublima y queda un residuo sólido de sulfuro ferroso.

31. Usos del arsénico
 El uso principal de arsénico metálico es el
fortalecimiento de las aleaciones de cobre
y plomo para su uso en baterías de coche.
 También se utiliza como un dopante de tipo n en
dispositivos semiconductores electrónicos (como los
diodos).
 El arsénico también se utiliza en numerosos
pesticidas, herbicidas e insecticidas, aunque esta
práctica se está volviendo menos común ya que cada
vez más productos de este tipo están prohibidos.
 Se ha utilizado como un conservante de madera
debido a su toxicidad para los insectos, bacterias y
hongos.
 El arsénico se añade a los alimentos de animales para
prevenir enfermedades y favorecer su crecimiento.
 El arsénico se utiliza en el tratamiento médico
del cáncer, tales como la leucemia promielocítica
aguda.

32. Usos del arsénico en el pasado
 Para crear armas biológicas durante la Primera Guerra Mundial y la Guerra de Vietnam.
 Como un estimulante durante el siglo 18.
 El acetoarsenito de cobre se utiliza como un pigmento verde conocido bajo muchos nombres,
incluyendo "verde de París" y "verde esmeralda".
 El verde de Scheele, un arseniato de cobre, fue utilizado en el siglo 19 como un agente colorante
en dulces.
 El arsénico se utiliza en vidrio óptico. Los fabricantes de cristal modernos, bajo la presión de los
ambientalistas, que se lo retiren, junto con el plomo.

33. Efecto en los animales
 Los peces pueden ver afectado su material genético, ello es debido a la presencia de
arsénico inorgánico que antes mencionábamos. Esto es principalmente causado por la
acumulación del arsénico en los organismos de las aguas dulces consumidores de plantas.
 Las aves también se ven afectadas, sobre todo las que consumen peces con grandes cantidades
de arsénico. Mueren como resultado del envenenamiento por arsénico como consecuencia de la
descomposición de los peces en sus propios cuerpos.

34. Efecto en los humanos
 En humanos la exposición a As es más elevada para aquellos
que trabajan en empresas donde utilizan As en sus procesos
industriales, para gente que vive en casas que contienen
conservantes de la madera, gente que vive en granjas donde
han sido aplicados pesticidas y herbicidas con As, para
personas que usan acuíferos para el suministro de agua que
contienen cantidades elevadas de As, como ocurre casi de
forma generalizada en algunos países del sur de Asia (India,
Tailandia, etc)
 Los efectos tóxicos del As en el ser humano dependerá del
modo y la duración de la exposición, también será importante
la fuente y el tipo de arsénico.
 Según algunos estudios la dosis letal de As en adultos será 1-4
mg As/kg[cita requerida] y sus compuestos como AsH3 , As2O3,
As2O5 la dosis variara entre 1,5 mg/kg y 500 mg/kg de la
masa del cuerpo.
 a) Intoxicación Aguda: El arsénico en grandes cantidades
afecta la vía digestiva, presentándose como un
cuadro gastrointestinal con dolores abdominales,vómitos,
diarreas y deshidratación. La pérdida de sensibilidad en
el sistema nervioso periférico es el efecto neurológico más
frecuente; aparece una a dos semanas después de grandes
exposiciones. Los síntomas de la intoxicación aguda pueden
aparecer en minutos o bien muchas horas después de la
ingestión de entre 100 y 300 mg de As, aunque también es
posible la inhalación de polvo de As o la absorción cutánea.
 b) Intoxicación crónica: La ingestión de As durante un tiempo
prolongado y dosis repetitivas, aparecerán síntomas
como: fatiga, gastroenteritis, leucopenia,anemia, hipertensión,
alteraciones cutáneas. En la mayoría de los casos
los síntomas ´presentados por intoxicación crónica por
arsénico se relacionan a la sintomatología general de algunas
enfermedades comunes, debido a esto es necesario realizar
un seguimiento del origen de la fuente contaminada por
arsénico y una serie de análisis médicos que cuantifiquen la
concentración de este en el organismo.

35. ANTIMONIO

36.  El antimonio es un metaloide que en
su forma elemental es un sólido
cristalino, fundible, quebradizo, blanco
plateado que presenta una
conductividad eléctrica y térmica baja
y se evapora a bajas temperaturas.

37. Metodos de obtención:
 Se encuentra en numerosos minerales y es posible encontrarlo
libre, 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 carbono 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

38. Propiedades atómicas
Radio medio 145 pm
Electronegatividad 2,05 (Pauling)
Radio atómico (calc) 133 pm (Radio
de Bohr)
Radio covalente 138 pm
Radio de van der Waals Sin datos pm
Estado(s) de oxidación ±3, 5
Óxido acidez media
1.ª Energía de ionización 834 kJ/mol
2.ª Energía de ionización 1594,9 kJ/mol
3.ª Energía de ionización 2440 kJ/mol
4.ª Energía de ionización 4260 kJ/mol
5.ª Energía de ionización 5400 kJ/mol
6.ª Energía de ionización 10 400 kJ/mol
Propiedades generales
Nombre, símbolo, número Antimonio, Sb, 51
Serie química Metaloides
Grupo, período, bloque 15, 5, p
Masa atómica 121,760 u
Configuración electrónica [Kr]4d105s25p3
Electrones por nivel 2, 8, 18, 18, 5

39. Propiedades físicas
Estado ordinario Sólido
Densidad 6697 kg/m3
Punto de fusión 903,78 K (631 °C)
Punto de ebullición 1860 K (1587 °C)
Entalpía de vaporización 77,14 kJ/mol
Entalpía de fusión 19,87 kJ/mol
Presión de vapor 2,49 × 10-9 Pa a 6304 K
Varios
Estructura cristalina romboédrica
Calor específico 210 J/(K·kg)
Conductividad
eléctrica
2,88 × 106 S/m

40. Usos industriales.
 Dispositivos semiconductores tales como diodos o
detectores de infrarrojos
 Aleaciones químicas, con plomo, que se utilizan en la
producción de baterías y revestimientos para cables
 En forma de óxidos, sulfuros, antimoniatos y halogenuros
de antimonio se emplean en la fabricación de materiales
resistentes al fuego, esmaltes, vidrios, pinturas y
cerámicas.
 El trióxido de antimonio es el más importante y se usa
principalmente como retardarte de llama (ropa, juguetes,
o cubiertas de asientos).

41. Reacciones
 Con el aire
 Con el agua
Bajo calentamiento, el antimonio arde en el aire con una llama blanco-azulada al reaccionar
oxígeno para formar trióxido de antimonio, Sb2O3, generando un humo blanco de partículas
sólidas muy pequeñas del óxido.
4Sb + 3O2 → 2Sb2O3
Calentado al rojo el antimonio reacciona con el agua y forma trióxido de
antimonio,Sb2O3, desprendiendo hidrógeno gaseoso, H2. A temperatura ambiente reacciona de
forma muy lenta.
2Sb + 3H2O → Sb2O3 + 3H2

42. Reacciones
 Con halógenos
 Con ácidos
El antimonio reacciona con los halógenos, flúor, F2, cloro, Cl2, bromo, Br2, y yodo, I2, bajo
condiciones controladas para formar los haluros respectivos, SbF3, SbCl3, SbBr3, y SbI3.
2Sb + 3F2 → 2SbF3 (blanco)
2Sb + 3Cl2 → 2SbCl3 (blanco)
2Sb + 3Br2 → 2SbBr3 (blanco)
2Sb + 3I2 → 2SbI3 (rojo)
Reacciona con acido sulfúrico,H2SO4, y nítrico, HNO3, concentrados y calientes. La
reacción con el ácido sulfúrico produce dióxido de azufre gaseoso. No reacciona con el
acido clorhídrico en ausencia de oxígeno.

43. Fenomenos de
contaminación
El antimonio es liberado al ambiente desde fuentes naturales e
industriales. 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.
Altos niveles de antimonio en el aire que respiramos por períodos
muy largos pueden ocasionar irritación de los ojos y los pulmones
y causar problemas respiratorios, del corazón y del estómago.
En el aire urbano, la principal fuente de antimonio es la
combustión de combustibles fósiles en vehículos automotores,
centrales eléctricas e incineradores.