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Familia VA – Grupo 15

Familia VA – Grupo 15. Equipo : Los átomos . Propiedades generales. Únicamente conforman el 0.35 % de la masa de la corteza terrestre. . Es habitual encontrarlos como óxidos o sulfuros, en ocasiones como nativos. El carácter metálico se incrementa según se desciende en el grupo. .

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Familia VA – Grupo 15

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Presentation Transcript

  1. Familia VA – Grupo 15 Equipo: Los átomos

  2. Propiedades generales Únicamente conforman el 0.35 % de la masa de la corteza terrestre. Es habitual encontrarlos como óxidos o sulfuros, en ocasiones como nativos. El carácter metálico se incrementa según se desciende en el grupo. Configuración electrónica: ns np . 2 3 Poseen estado de oxidación –3 frente a los electropositivos, y +3 y +5 frente a los electronegativos. El potencial de ionización es elevado, ya que es una estructura electrónica relativamente estable.

  3. Propiedades generales Los hidruros de los elementos de este grupo son agentes reductores muy efectivos. El fósforo, arsénico y antimonio, así como sus compuestos, son tóxicos. No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes. Reaccionan con ácidos oxidantes con excepción del nitrógeno.

  4. Generalidades

  5. Propiedades

  6. Constituye el 78%... • Consta de 6 isótopos: - estables 14N y 15N - radiactivos 12N, 13N, 16N y 17N • El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor ía de las sustancias. • A altas temperaturas, reacciona para formar nitruros. (Si, Ti, Al, B, Be, Mg, Ba, Sr, Ca & Li)

  7. Métodos de obtención: • I) A PARTIR DEL AIRE: • El nitrógeno puede obtenerse del aire por simple eliminación del oxígeno. • En la industria se obtiene a partir del aire líquido por medio de la destilación fraccionada. • II) A PARTIR DE SUS COMPUESTOS: • Por la descomposición del NH4NO2, ya que es muy inestable. NH4NO2(s)2H2O(g) + N2(g) • En el laboratorio se obtiene por oxidación del amoniaco con óxido de cobre (II):2 NH3(g) + 3CuO(s)3Cu(s) + 3H2O(g) + N2(g)

  8. Ciclo de Nitrógeno Fijación del Nitrógeno: (3 procesos) - La energía contenida en un relámpago. - Mediante un proceso industrial - Las bacterias nitrificantes Descomposición: En cada nivel trófico se libera al ambiente nitrógeno en forma de excreciones, que son utilizadas por los organismos descomponedores para realizar sus funciones vitales. Nitrificación: es la transformación del amoniaco a nitrito, y luego a nitrato. Desnitrificación: en este proceso los nitratos son reducidos a nitrógeno, el cual se incorpora nuevamente a la atmósfera.

  9. Cloramina • Comúnmente usado en bajas concentraciones como un desinfectante en sistemas de agua municipales, como una alternativa a la cloración. • El agua tratada con cloramina carece del olor del cloro y por lo tanto tiene un sabor mejorado.  NH3 + HClO → NH2Cl + H2O

  10. Tetróxido de dinitrógeno N2O4 Es uno de los propulsores de cohetes más importantes que se han desarrollado y por la década de 1950 se convirtió en el oxidante almacenable de elección de los cohetes en los EE.UU. y la URSS.

  11. El óxido nítrico NO • Esuna molécula de señalización. • También es un contaminante tóxico del aire. • La molécula de óxido nítrico es un radical libre, que hace que sea muy reactivo e inestable. En el aire, reacciona rápidamente con el oxígeno para formar el dióxido de nitrógeno tóxico (NO2).

  12. NO2 • Es uno de varios óxidos de nitrógeno. • Este gas naranja / marrón tiene un característico olor fuerte y penetrante. • NO2 es uno de los contaminantes del aire más prominentes y un veneno por inhalación.

  13. Liquido amarillo, con olor acre. • Es muy sensible puede explotar cuando se expone a temperaturas aproximadas a los 60°C, la luz solar, o sustancias orgánicas, tales como aguarrás.

  14. También se llama yoduro de nitrógeno, es un compuesto altamente explosivo de contacto.    • La razón de su inestabilidad se debe a la diferencia de tamaño entre los dos tipos diferentes de átomos.

  15. Es un gas incoloro no inflamable, con un agradable y ligeramente dulce olor. • Se utiliza en cirugía y odontología • También se utiliza como oxidante en los motores de combustión interna..

  16. Ácido Nítrico • Es un líquido incoloro, corrosivo y tóxico que puede causar quemaduras graves • Se utiliza en la fabricación de explosivos. • Tiene usos adicionales en metalurgia y refinado, puesto que reacciona con la mayoría de los metales, y en síntesis orgánicas. • Cuando se combina con ácido clorhídrico, forma agua regia.

  17. Datos curiosos…

  18. Datos curiosos…

  19. FÓSFORO

  20. Propiedades atómicas Propiedades Generales Radio atómico 100pm Electronegatividad 2,19 (Pauling) Radio atómico 98pm (Radio Bohr)Estado(s) de oxidación +3,-3,4,5 1ra Energía de ionización 1011,8 kJ/mol2da 1907 kJ/mol3ra 2914,1 kJ/mol 4ta 4963,6 kJ/mol Espectro de emisión y absorción Propiedades físicas Estado ordinario Sólido Densidad 1823 kg/m Punto de fusión 317,3 K Punto de ebullición 550 k Entalpía de vaporización 12,129 kJ/molEntalpía de fusión 0,657 kJ/mol

  21. Fosforo blanco Propiedades generales -Estructura tetraédrica -Aspecto céreo, blanco y muy tóxico-Sustancia muy reactiva -Arde fácilmente en reacción con el oxígeno-Soluble en sustancias no polares inorgánicas -Insoluble en disolventes que forman puentes de hidrógeno Reacciona fácilmente con el oxígeno: P4(s) + 502(g) P4O10(s) P4010(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(l)

  22. Fósforo rojo -Polímero con enlaces menos tensionados -Estable con el aire-Solo reacciona con CO2(g) a 400 grados Celsius -Punto de Fusión de 600 grados Celsius -Menos volátil a diferencia del fósforo blanco -No fosforece en la oscuridad -No es tóxico Fósforo Negro -Conductor de electricidad-Se prepara a una elevada presión apartir de fósforo blanco-Tiene una compleja estructura molecular

  23. Extracción del fósforo en la industria Temperatura 1500 Grados Celsius 2Ca3(PO4)2(s)+ 10CO(g) 6CaO(s) + 10CO(g) + P4(g) Materiales que se consumen y se producen en la extracción de 1 tonelada de fósforo: 10 toneladas de Ca3(PO4) 1 Tonelada de fósforo blanco 14 MWh de energía eléctrica 2500 m de gases de polvo 3

  24. Óxidos de fósforo En escasez de oxígeno P4(s) + 3O2(g) P4O6(s) En exceso de oxígeno P4(s) + 502(g) P4O10(s) P4010(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(l) -Corrosivo y extremadamente higroscópico - Se utiliza para desecar gases y en síntesis orgánicas

  25. Cloruros de Fósforo Excesos de fósforo P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) Exceso de cloro P4(s) + 10Cl2(g) 4PCl5(l) PCl3(l) + 3H2O(l) H3PO3(l) + 3HCl(g) H3PO3(l) + Na,K,Mg,Ca o Zn PCl3(l) + 3C3H7OH(l) 3C3H7Cl(g)+ H3PO3(l)

  26. Ácido fosfórico H3PO4(ac) + H2O(l) H3O (ac) + H2PO (ac) H2PO(ac) + H2O(l) H3O (ac) + HPO2(ac) HPO2(ac) + H2O(l) H3O (ac) + PO3(ac) + -4 -4 + -4 -4 + -4 Ácido fosfórico P4(s) + 5O2(g) P4O10(s) P4O10(s) + 6H2O(l) 4H3PO4(l) Ca3(PO4)2(s) + 3H2SO4(ac) 3CaSO4(s) + 2H3PO4(ac)

  27. Fosfatos SERIES DE SALES FOSFÓRICAS - 2- 3- PO4(ac) + H2O(l) HPO4(ac) + OH (ac) HPO4(ac) + H2O(l) H2PO4(ac) + OH(ac) H2PO4(ac) + H2O(l) H3PO4(ac) + OH(ac) - - - 2- - - -Básicos -Forman complejos con el ion fosfato “FTS” Ortofosfatos (Ca5(PO4)3F) Ca5(PO4)3OH Ca5(PO4)3(F,Cl,OH)

  28. En la industria alimentaria NaH2PO4 Na2(HPO4) Na3(PO4) Estructura de un grupo fosfato Materia viva 3- ortofosfato, PO4 ATP Guanosin Trifosfato

  29. Curiosidades

  30. Arsénico Descubierto por: Alberto Magno en 1250, Alemania

  31. Origen e historia Dioscórides, médico griego del siglo I d.C., es el primero en rebautizar a la sandaraca oriental, como ARSENIKÓS. Del latín arsenĭcum; éste del griego ἀρσενικόν, de ἄρσην, varonil, macho. 4000 años antes de la era cristiana el arsénico intervenía en la elaboración de los primeros bronces. • Los griegos usaron el actual óxido de arsénico (III) como depilatorio.

  32. Propiedades químicas y físicas Configuración electrónica [Ar]3d 4s 4p Densidad (g/ml): 5,72 Punto de ebullición (ºC): 613 Punto de fusión (ºC): 817 Masa atómica (g/mol): 74,922 Potencial de ionización: 10.08eV • Número atómico: 33 • Valencia: +3, -3, +5 • Estado de oxidación: +5 • Radio covalente (Å): 1,19 • Radio iónico (Å): 0,47 • Radio atómico (Å): 1,39 10 2 3

  33. Abundancia Lugar 52 en abundancia. Forma más común: es el arsénico gris, tiene apariencia metálica. Minerales: Pirita arsenical (FeAsS) Rejalgar (As2 S2) Oropimente (As2S3) Arsenolita (As2O3) Cobaltina (SAsCo) • México produce 20 % de todo el arsénico mundial.

  34. Isótopos

  35. Aplicaciones «Polvo de sucesión» «Rey de los venenos» Fabricación de transistores, láser y semiconductores, vidrio, textiles, papeles, adhesivos de metal, así como en procesos de bronceado, disección de animales. Utilizado en el tratamiento de la leucemia promielocítica.

  36. Curiosidades Trataron a 12 pacientes con dosis de 0,06 a 0,2 mg. / kg. de peso / día de trióxido de arsénico; 11 presentaron una remisión completa tras un tratamiento de entre 12 y 39 días.

  37. Antimonio

  38. Origen • El origen de la palabra antimonio no está claro: puede proceder del griego anti monos (no solo) o del árabe. • El símbolo deriva del latín stibium=lápiz, barra, ya que el negro del antimonio se utilizaba para pintarse las cejas. • El antimonio metálico ya era conocido en la antigüedad por los chinos y los babilonios.

  39. Propiedades • El antimonio es muy quebradizo, por esto generalmente solo se usa en aleaciones con otros metales como el estaño. • El antimonio puro se aplica también en la técnica de semiconductores.

  40. Obtención • Las principales fuentes para obtener el antimonio son los siguientes minerales: estibina, estibinita o antimonita (Sb2S3), valentinita (Sb2O3), cervantina (Sb2O4), kermesita (Sb2S2O) y allemontita (SbAs). • Los yacimientos más importantes de antimonio nativo se localizan en la región de Chihuahua, México; Quebec, Canadá y algunas zonas de California. Se han encontrado buenos ejemplares en Isére en Francia y en España, en la provincia de Málaga.

  41. Es posible encontrarlo libre aunque 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 coques para la obtención de antimonio. 2 Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2 También se puede obtener por reducción directa del sulfuro, por ejemplo con chatarra de hierro: Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS Obtención

  42. Datos Curiosos • En la Edad Media, el antimonio se usó como remedio para el estreñimiento. Tragarse las "píldoras eternas" (pequeñas bolas de antimonio) irritaba los intestinos lo suficiente como para que expulsaran todo lo que había en ellos. Las bolas de antimonio se recuperaban entre los excrementos, se lavaban y volvían a usarse. • Etimología del alcohol. La palabra Alcohol viene del árabe "kahala", manchar o pintar, porque deriva del polvo de antimonio usado como maquillaje en los ojos. Hacia 1672, en inglés el significado se amplió a "cualquier substancia que sublima", y de ahí su aplicación al líquido de fácil evaporación que es el alcohol. El 22 de junio de 1918, más de 100 meseros de Chicago fueron puestos en custodia por envenenar con antimonio y tartrato de potasio a los clientes que dejaban malas propinas.

  43. Bismuto

  44. Propiedades 14 10 2 3

  45. Isótopos

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