3º clase - nitrogenoides 1 (1)
Post on 04-Dec-2015
49 Views
Preview:
DESCRIPTION
TRANSCRIPT
NITROGENOIDESDRA. ZORAIDA MUÑOZ GALLARDO
L IMA-2015
UNIVERSIDAD NACIONAL
MAYOR DE SAN MARCOS(Universidad del Perú; Decana de América)
Facultad de Farmacia y Bioquímica
QUÍMICA INORGÁNICA
E.A.P. de Farmacia y Bioquimica
NITROGENOIDES
Son los elementos del grupo del Nitrogeno.
Llamados tambiennitrogenoideos.
Denominados del grupo 15 o VA de la tabla períodica. Son:
Nitrogeno – Fosforo
Arsénico – Antimonio
y Bismuto.
NITROGENOIDES
NITROGENOIDESPropiedad N P As Sb Bi
Estructura electrónica
externa2 s² 2 p³ 3 s² 3 p³ 4 s² 4 p³ 5 s² 5 p³ 6 s² 6 p³
Densidad (Kg/m³)
1'25 (1) 1.820 5.780 6.690 8.900
Punto de fusión (°C)
-210 44 814 613 271
1ª Energía de ionización (KJ/mol)
1.402 1.012 947 834 703
Electronegatividad
3'0 2'1 2'1 1'9 1'8
Estados de oxidación comunes
-3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5 ±3, +5
NITROGENOIDESSuelen formar enlaces covalentes entre el N y el P.
A altas temperaturas son muy reactivos
Enlaces iónicos entre el Sb y el Bi.
El N reacciona a altas T°con el O2 y el H2.
Ejemplo:
N2 + 3H2 -- 2NH3
NITROGENOIDES
El Nitrógeno a temperatura ambiente es gaseoso, los demás son sólidos.
El Nitrógeno es inerte en cambio el P es muy reactivo.
El NITROGENO
FOSFORO
ARSENICO
ANTIMONIO
BISMUTO
UNUNPENTIO
Constituyen el 0.33% de la corteza terrestre incluyendo agua y atmósfera
NITROGENOIDES CARACTERÍSTICAS
NITROGENOIDES CARACTERÍSTICASA veces se presentan al estado nativo.
Los minerales se presentan en forma de óxidos o sulfuros.
Se obtiene por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de sulfuros.
La configuración electrónica indica que poseen 5 electrones de valencia ( 2 electrones
s y 3 electrones p)
Las propiedades difieren del N al Bi
Por ejemplo las metálicas se incremetandel N al Bi
El N es un no metal y el Bi es un metal.
El P, As y Sb ptan algunas propiedades metálicas.
NITROGENOIDES CARACTERÍSTICAS
NITROGENOIDES CARACTERÍSTICAS
Frente a los electropositivos
(H+ y metales) presentan estado de oxidación –3.
Frente a los electronegativos
(O-2, S° y Halogenos)
presentan estado de oxidación +3 y +5 (excepto el Bi)
NITROGENOIDES CARACTERÍSTICAS
No reaccionan con el H2O o con los ácidos no oxidantes.
Salvo el Ni todos reaccionan con los ácidos oxidantes.
ESTADOS ALOTRÓPICOS DE LOS NITROGENOIDES
Un estado alotrópico de un elemento es cuando puede presentarse bajo estructuras moleculares diferentes ócaracterísticas físicas distintas.
ESTADOS ALOTRÓPICOS DE LOS NITROGENOIDES
Para que a un elemento se le pueda denominar como alótropo sus diferentes estructuras moleculares deben presentarse en el mismo estado físico.
ALÓTROPIA DEL NITROGENOEL ELEMENTO N
Tiene un único alótropo, el dinitrógeno (N2) :
Gas incoloro, inodoro
Forma 78% de la atmósfera.
Es poco soluble en H2O
En el labor. Se prepara calentando suavemente:
NH4NO2 (s) N2 (g) + 2H2O (v)
OXIDOS DEL NITRÓGENO
ALÓTROPIA DEL FOSFOROSus formas alótropicasson 4:
1) Fosforo Blanco
2) Fosforo Rojo
3)Fosforo Violeta
4)Fosforo Negro
5)Fosforo Azuk
FOSFORO BLANCO
Es una sustancia blanca parecida a la cera, se obtiene condensando los vapores de fósforo.
Es inflamable a 30°C
NO TOCAR PELIGRO CAUSA NECROSIS A PIEL.
Soluble en Sulfuro de carbono.
FOSFORO ROJOPolvo rojizo en forma de cristal o amorfo, se obtiene calentando el P blanco a 250°C y finalmente 350°C.
Es insoluble en Sulfuro de carbono
No es venenoso
Es el más estable.
FOSFORO VIOLETASe obtiene disolviendo Fósforo blanco en plomo fundido se deja solidificar y se disuelve el Pb en HNO3 diluido.
Constituye una molécula gigante lo que explica su alto punto de FUSIÓN.
FOSFORO NEGROSe obtiene calentando
Fósforo blanco a
220°C y a una gran
presión.
AMONIACO
AMONIACO
PREPARACIÓN INDUSTRIAL DEL AMONIACO
El método industrial de la preparación del NH3 es la síntesis a partir del N + H por el proceso de Haber – Bosch.
El NH3 que se produce sobrepasa los cien mil millones de toneladas anual.
El proceso consiste en la reacción directa entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos.
N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
ΔHº = -46,2 kj/mol ΔSº < 0
Es una reacción exotérmica. 25 ºC
K = 6,8.105 atm. 450 ºC K = 7,8.10-2 atm.
Fabricación industrial del AMONIACO
por el método de Haber
PREPARACIÓN DEL NH3 EN EL LABORATORIO
Se obtiene en el laboratorio calentando una sal amónica+ NaOH o Ca(OH)2
NH4Cl + NaOH NH3 + H2O
Propiedades físicas:
Es un gas mas ligero que el aire, olor desagradable, irrita los ojos y vías respiratorias. Sabor caústico.
PROPIEDADES FÍSICAS DEL NH3
El NH3 es un gas incoloro, picante y olor característico. Ataca las mucosas.
Solubilidad en H2O es 100%.
Una mezcla en el aire de 16 a 25% puede producir explosión.
Su densidad es 0.59
Se descompone a 500°C
CONSTANTES FISCICAS (NH3)
APLICACIONES DEL NH3
Se utiliza como refrigerante, no daña capa de ozono incrementa el calentamiento global. Como refrigerante apropiado para conservar y procesar alimentos.
Como reactivo de laboratorios
En la producción de sosa
Tratamiento de aguas
En solución cauteriza picadura de insectos ó reptiles.
En Textileria desengrasa lanas etc.Abonocomo NH3Ca(NO3)3
PROPIEDADES QUÍMICAS DEL NH3
1.Acción del calor y electricidad.
2NH3 --N2 + 3H2
2.Acción O2
4NH3+3O26H2O+ 2N2
3.Acción del Cl2
4NH3+6Cl22N2 + 12HCl
NH3 + HClClNH4
4.Acción H2SO4 sobre NH3
H2SO4+2NH3(NH4)2SO4+ calor
PREPARACIÓN INDUSTRIAL DEL ÁCIDO NÍTRICO
Preparación Industrial:
Sintesis de Oswald:
Se hace pasar vapores de NH3 y aire previamente calentados por una malla de platino a 1000°C produce:
4NH3+5O24NO+6H2O
2NO+O2 2NO2
3NO2+H2O2HNO3+NO
2NO+O22NO2
Fabricación industrial del Ácido Nítrico por el método de Ostwald.
Éste es el proceso industrial de síntesis de ácido nítrico más común, y consiste en la
oxidación catalítica del amoníaco a monóxido de nitrógeno (se usa como
catalizador platino con un pequeño porcentaje de paladio o rodio), con una
posterior oxidación del mismo a dióxido de nitrógeno para, finalmente, reaccionar
con agua, produciendo ácido nítrico. Las tres reacciones especificadas son:
4NH3 + 5O2 –> 4NO + 6H2O Catalizada por platino a 800ºC
2NO + O2 –> 2NO2
3NO2 + H2O –> 2HNO3 + NO
ACIDO NITRICO HNO3
El ácido Nítrico se halla en la atmósfera luego de las tormentas eléctricas. El Ácido nítrico puro es un líquido viscoso, incoloro e inodoro, se descompone lentamente por la acción de la luz, adoptando una coloración amarilla por el NO2 que se produce en la reacción. En el aire húmedo despide humos blancos.
PROPIEDADES HNO3Punto de fusión es de -43 ºC
Punto de ebullición es de 83 ºC pero a esa temperatura se acentúa su descomposición.
Es soluble en agua en cualquier proporción y cantidad y su densidad es de 1,5 g/ml.
A menudo, distintas impurezas lo colorean de amarillo-marrón.
A temperatura ambiente libera humos rojos o amarillos.
El ácido nítrico concentrado tiñe la piel humana de amarillo al contacto, debido a una reacción con la Cisteina presente en la queratina de la piel.
PREPARACIÓN DEL HNO3 EN EL LABORATORIO
Se obtiene calentando en una retorta una mezcla de Nitrato de sodio y de ácido sulfúrico.
NaNO3+H2SO4-NaHSO4 + HNO3
Los vapores de HNO3 se condensan en tubos frios o van a disolverse en el H2O
REACCIONES HNO3 CON METALES
APLICACIONES DEL HNO3Es un fuerte oxidante, corroe las mucosas.Aplicado sobre la piella colorea de amarillo(Reacción xantoproteíca)Utiliza en fabricación:Abonos, fertilizantes, explosivos, pinturas.Para preparar NO3, agua regia, comprobrar Au ,Pt
OBTENCION DE ÁCIDO FOSFÓRICO
OBTENCION DE ÁCIDO FOSFÓRICO
OBTENCION DE ÁCIDO FOSFÓRICO
OBTENCION DE ÁCIDO FOSFÓRICO
VIDEO METODO DE HABERhttps://www.youtube.com/watch?v=mYoR9a0oTdE
VIDEO OBTENCION DE ACIDO NITRICO
https://www.youtube.com/watch?v=S-bihg-IOYU
NITRATOSLos Nitratos NO3-, se presentan como sales ó esteres del HNO3.
Los NO3- inorgánicos se forman en la naturaleza por descomposición de compuestos nitrogenados, proteinas, urea etc
Se forma NH3 + O2 es oxidado por bacterias nitrobacter a HNO3 el cual ataca a cualquier base ( CO3-2) que hay en el medio formando NITRATOS
NITRATOS
Otra vía de formación es a través de los óxidos de N que se generan en las descargas eléctricas, con el agua de lluvia se forma HNO3 el cual ataca CO3-2 formando NITRATOS.
Actualmente se forman cantidades importantes de óxidos de nitrógeno NOx a altas T°
NITRATOSLos NO3- son parte esencial de losabonos, las plantas lo convierten denuevo en compuestos orgánicosnitrogenados como los aminoácidos.
Muchas plantas acumulan NO3- en suspartes verdes y muchos organismos loreducen a NO2- los cuales producennitrosaminas que son cancerígenas.
No recalentar espinacas por NO3-
Ej: Espinacas
NITRATOS
Las sales del HNO3 se denominan nitratos.
Los más importantes comercialmente son NaNO3 y KNO3.
Casi todos son solubles en H2O.
Los NO3- de Ca, NH4, Na y K se usan como fertilizantes.
La concentración en H2O potable debe ser no mas de 45mg/l
NITRATOSEl salitre es la mezcla de NaNO3 y KNO3.Se encuentra en vastas regiones de sudamérica principalmente al norte de Chile.
Existen tambien los NO3-orgánicos eficaces vasodilatadores ejm. La nitroglicerina, (relaja el musculo liso vascular) usada para tratar la angina de pecho e infarto agudo del miocardio.
NITRITOSLos NO2- son sales óésteres del ácido nitroso
(HNO2).
Se forman por oxidación biológica de las aminas y del NH3, o por reducción del NO3 en condiciones anaeróbicas.
En contacto con un ácido como H2SO4 libera ácido nitroso.
NITRITOSLos NO2 forman parte de muchas formulaciones para salar carnes, se debe a su capacidad de mantener el color rojizo de la materia prima al reaccionar con la hemoglobina de la carne.
Su concentración debe ser baja porque puede producir cáncer.
Se usa como antídoto en envenenamiento con KCN causando vasodilatación, es además antiespasmódico.
Tóxicos para los peces (truchas)
NITRITOS ORGÁNICOS
Los NO2 son ésteres del ácido nitroso.
El nitrito de amilo se usa en medicina para el tratamiento de enfermedades del corazón
NITRITOSLa Escherichia coli es la bacteria más frecuente en las infecciónes urinarias reducen los NO3- de la orina a NO2- durante su crecimiento.
Un resultado positivo del test de los NO2- indica que existe un número importante de bacterias capaces de reducir los NO3- a NO2-.
AMINOCOMPLEJOS DEL Cu
CuSO4+2NH4OH(CuOH)2SO4+2NH4+
(CuOH)2SO4+8NH4OH2[Cu(NH3)4]+2 +SO4-2+2OH-
Complejo +8H2O
El Cu y algunos compuestos del Cu se usan para
combatir hongos en cultivos, en textiles y maderas.
El Cu inactiva bacterias patógenas al contacto.
Se experimento con Escherichia coli con Cu y después de 4 horas de contacto murieron todas las bacterias.
AMINOCOMPLEJOS DEL Ni
NiSO4+2NH4OH-(NiOH)2SO4+ 2NH4+
(NiOH)2SO4 +8NH4OH2[Ni(NH3)6]+2 + SO4-2
Complejo +2OH- +8H2O
Papel biológico del Ni:
La mayorias de las hidrogenasas contienen Ni, especialmente aquellas que oxidan al H+.Parece que el Ni sufre cambios en su estado de oxidación y parece indicar que el núcleo del Ni es la parte activa de la enzima. El Ni esta tambien presente en la enzima metil CoM reductasa y en bacterias metanogénicas.
Ni metal y compuestos son tóxicos.
top related