Metales

1. Metales Metaloides No Metales Tabla periódica moderna

2. No metal N Gas incoloro P No metal No metal blanco As Metaloide Metaloide Sb Metaloide brillante blanco-azulado Metaloide Metal blanco-rosado Bi Metal Grupo 15

3. GRUPO DEL NITROGENO

4. Grupo 15 Arsénico Fósforo Nitrógeno Antimonio Bismuto

5. Propiedades físicas

6. Configuración electrónica: ns2 np3 • Se puede esperar la formación de iones trinegativos. El nitrógeno forma el ion nitruro, N3- y el fósforo el ion fosfuro, P3- con menos rapidez. • No existen iones 5+. • La mayoría de los compuestos en los que aparece el estado de oxidación +3 son covalentes. • El Sb y el Bi pueden formar iones +3 por el efecto par inerte. • El N, P y As no forman cationes simples.

7. -3 NH3, NH4+, Mg3N2 -2 N2H4 -1 NH2OH Número de oxidación Compuesto -1/3 NaN3, HN3 0 N2 +1 N2O +2 NO +3 N2O3, HNO2 +4 NO2, N2O4 +5 N2O5,,HNO3 Compuestos del nitrógeno

8. dipolo espontáneo - - - + + + Nitrógeno líquido (pe 77 K, - 196 °C) • El N2 líquido es usado en el laboratorio y en la industria para crio-preservación. • Se prepara por licuefacción del aire. • La licuefacción es posible por las uniones intermoleculares de London (dipolos espontáneos e inducidos). N2 líquido

9. dN N = 1.0975 Å (dN-N = 1.460 Å) ΔH = 945 kJ/mol N2(g) 2 N(g) K25 C=10-120 E(N≡N) ~ 6 E(N-N) E(C≡C) ~ 2.5 E(C-C) N2 78 % de la atmósfera Diagrama de orbitales moleculares Azote -No polar -Electroafinidad muy negativa -Energía de ionización ~ Ar N2=15.58 ev Ar=15.75 ev Li Metales de transición Bacterias

10. OBTENCION DE N2 • DESTILACION DE AIRE

11. N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ACTIVACION DE NITROGENO Proceso Haber-Bosch (1914) cat. K25=103 atm-2 (15%) Catalizador: Fe ΔHo = -46.2 kJ/mol ΔSo = -99 J/K.mol P, T T: 450-650 C P:200-600 atm 170x106 ton/año

12. H2 Concentración N2 NH3 N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) H = -92 kJ

13. Variaciones de la Kp de la reacciónN2 + 3H2 2 NH3con la temperatura y la presión • Temperatura (K) a 1 atm Kp 298 6.8 x 105 400 41 500 0.036 673 0.0058 2. Presión (atm) a 673 K Kp 10 0.0066 50 0.0069 100 0.0073 600 0.0129

14. Los problemas químicos de la síntesis de amoníaco son: • La reacción es muy lenta a temperatura ambiente y requiere temperaturas altas para velocidades útiles. • La reacción es exotérmica y el aumento de la temperatura desplaza el equilibrio hacia los reactivos. • La reacción implica una disminución del numero de moléculas en la fase gaseosa y la presión desplaza el equilibrio hacia los productos • La solución dada por F. Haber y C. Bosch, 1918) fue alta temperatura (400-450 °C), alta presión (200 atm), catalizadoresmetálicos (Fe/Mo), y condensación del NH3 (35 °C a 14 atm; PE a 1 atm, -33 °C) con desplazamiento del equilibrio en la fase gaseosa.

15. Fabricación industrial moderna de amoníaco

17. AMONIACO Fórmula: NH3 Peso molecular: 17'032 Punto de ebullición: -33'35ºC Punto de congelación: -77´7ºC Temperatura crítica: 132'4ºC Presión crítica : 111,5 atm Densidad absoluta en CN: 0'7710 gr./l

18. El amoníaco es un compuesto químico cuya molécula consiste en un átomo de nitrógeno (N) y tres átomos de hidrógeno (H) de acuerdo a la fórmula NH3.

19. El amoníaco, a temperatura ambiente, es un gas incoloro de olor muy penetrante y nauseabundo. Se produce naturalmente por descomposición de la materia orgánica y también se fabrica industrialmente. Se disuelve fácilmente en el agua y se evapora rápidamente. Generalmente se vende en forma líquida. La cantidad de amoníaco producido industrialmente cada año es casi igual a la producida por la naturaleza. El amoníaco es producido naturalmente en el suelo por bacterias, por plantas y animales en descomposición y por desechos animales. El amoníaco es esencial para muchos procesos biológicos.

20. Aplicaciones del amoniaco • La disolución del amoniaco se emplea en usos domésticos. • Como elimina la dureza temporal del agua, se emplea para limpiar y lavar, con el ahorro consiguiente de jabón. • Máquinas frigoríficas • Vulcanización del caucho • Fabricación de numerosos productos químicos y siderúrgicos • En la industria textil • En la industria farmacéutica.

21. Obtención: • Método del laboratorio: • El amoniaco se obtiene generalmente en el laboratorio calentando una sal amónica con cal apagada o con hidróxido sódico. • La ecuación iónica correspondiente a la reacción es: • NH4+ + OH NH3+ H2O. • b) Amoniaco sintético • El amoniaco se prepara por unión directa de los elementos, según el proceso haber • N2 + 3 H22 NH3 + 21.880 cal

22. Propiedades del amoniaco: Físicas: El amoniaco es un gas incoloro, picante, que se reconoce y percibe fácilmente por su olor familiar. Puede licuarse a temperaturas ordinarias: a 10ºC necesita una presión de 6'02 atm. a 20ºC necesita una presión de 8'5 atm. Al disolverse en agua el volumen del líquido aumenta notablemente.

23. Químicas: a) Estabilidad: Aunque es estable a T° ordinarias el NH3 principia a descomponerse en sus elementos a 500° C 2NH3 N2 + 3H2 b) Acción sobre no metales : El NH3 No es combustible en el aire pero con el oxigeno arde con una llama amarilla formando vapor de H2O y N . 4NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O c) Acción de los metales: Ciertos metales como el litio y el magnesio reaccionan con NH3 a altas T° para formar nitruros. 2 NH3 + 3 Mg Mg3N2 + 3 H2.

24. Aplicaciones del amoníaco (NH2)2CO

25. Efectos nocivos en el organismo Inhalación *Severas a concentración superior a 100 ppm :irritación de garganta *Edema pulmonar *Inflamación pulmonar, daño vías respiratorias, y ojos. *En concentraciones elevadas puede causar la muerte pulmonar Contacto con la piel *El amoníaco gaseoso puede producir irritación de la piel, sobre todo si la piel se encuentra húmeda *Se puede llegar a producir quemaduras y ampollas en la piel al cabo de unos pocos segundos de exposición con concentraciones atmosféricas superiores a 300 ppm Ingestión *Este compuesto es gaseoso en condiciones atmosféricas normales siendo poco probable su ingestión. Sin embargo; de ocurrir ésta, puede causar destrucción de la mucosa gástrica, provocando severas patologías digestivas; pudiendo causar inclusive la muerte

26. :  : : N N O : : . . : :  : : : N O N O Óxido de nitrógeno (óxido nítrico) : : : : N N O Nitrógeno Óxido de dinitrógeno

27. : : : : : : : : : :   .  : O O O O O O : : . . : : N N N N N N : : : : : : O O O O : : : O O : : : : : : Dióxido de nitrógeno . Tetraóxido de dinitrógeno Nitrógeno

28. K298 = 0,98 H° = + 58 kJ/ mol [NO22 Kc = [N2O4 pNO22 Kp = pN2O4 TS° = + 53 ºkJ/ mol G° = + 5 kJ/ mol N2O4 (g) 2 NO2 (g)

30. 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) UV luz

31. Lluvia ácida

32. : : : : O O : O N N : : : O O : : : : Pentaóxido de dinitrógeno Nitrógeno

33. N2O3 (s) + H2O (l)  2 HNO2 (ac) N2O5 (s) + H2O (l)  2 HNO3 (ac) O O N H O N O H O Ácido nitroso Ácido nítrico Oxoácidos del nitrógeno

35. Interconversión de especies importantes de nitrógeno

40. OXIDOS DEL NITROGENO

41. Nitratos y explosivos • Los nitratos han sido parte de los explosivos desde que el monje Roger Bacon, en 1245, mezcló salitre, azufre y carbón e “inventó la pólvora”. • 16 KNO3(s)+S8(s)+24 C(s)8 K2S(s)+24 CO2(g)+8 N2(g) • DH = – 572 kJ/mol N2 • El nitrato de amonio se produce en cantidades planetarias (1.5 x 1010 kg/año para su uso como fertilizante). También se usa como explosivo, por sí solo: • 2 NH4NO3(s)2 N2(g)+O2(g) + 4 H2O(g) • DH = – 118 kJ/mol N2 o mezclado con gas oil (ANFO in English; NAGA en argentino) • 3NH4NO3(s)+ 1 (CH2)n(l) 1 CO2(g)+ 7 H2O(g) + 3 N2(g) • DH = – 102 kJ/mol N2 • El ANFO-NAGA produjo las explosiones de la AMIA (1994), del Edifico Federal de Oklahoma (1996) y de la estación de trenes de Atocha (Madrid) (2004).

42. El óxido nítrico (NO•) 1992: “Molécula del año” 1998:Premio Nobel de Fisiología o Medicina (Robert F. Furchgott,Louis J. Ignarro y Ferid Murad) “el óxido nítrico como una molécula transductora de señales en el sistema cardiovascular”. Culotta, E.; Koshland Jr., D. E. Science, 1992, 258, 1862-1865.

43. Bioquímica del NO • relajación vascular y no vascular • neurotransmisión • regulación inmune • erección peneana • Los mecanismos en estos procesos tienen características comunes: • la activación de la guanilato ciclasa (complejo Fe-NO) • la síntesis enzimática del NO por oxidación de L-arginina

45. CICLO DEL NITROGENO

46. N2 + 8 e- + 8 H+ + 16 Mg-ATP 2 NH3 + H2 + 16 Mg-ADP + 16 Pi ACTIVACION DE N2 Proceso Natural enz. 1Proteina-FeFe 2Proteina-FeV 3Proteina-FeMo

47. N2 , H2O Luz O2 planta 3 N2/ s / enz !! Leghemoglobin ✖ Simbiosis Eficiencia: 75% Bacteria NH3 Ez aa, NH4+ ¿Cómo hace la naturaleza? H2O + CO2 + Luz → C6H12O6 + O2 Bacteria Reductores celulares ATP, NAPDH, NADH Energía NADPH + H+ + 2Fdox → NADP+ + 2Fdred+ 2H+ Nitrogenasa N2 + 8 e- + 8 H+ + 16 Mg-ATP 2 NH3 + H2 + 16 Mg-ADP + 16 PO4- 4H2O + N2 + Luz 2NH3 + 2 O2 + H2

48. Nitrogenasa Una de las 4 subunidades de la nitrogenasa de Azotobacter Vinelandii Sitios activos de S (amarillo), Mo (celeste) y Fe Violeta)

49. Caracterización de la Enzima NITROGENASA Rees, D. Science, 1993, 260 792 [Fe3+Fe2+6Mo4+] [Fe3+3Fe2+4Mo4+] Ribbe, M. Chem. Rev. 2004, 104, 1159 Durrant, M. C. Biochemistry2004, 43, 6030

50. OXOANIONES DEL NITROGENO