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Tabla periódica moderna
Metales
Metaloides
No Metales
Grupo 15
N
No metal
P
No metal
As
Metaloide
Metaloide
Sb
Metaloide
Metaloide brillante blanco-azulado
Bi
Metal
Gas incoloro
No metal blanco
Metal blanco-rosado
GRUPO DEL NITROGENO
Grupo 15
Arsénico
Fósforo
Nitrógeno
Antimonio
Bismuto
Propiedades físicas
Z
Nombre
Símbol
Peso
o
Molecula
r
Punto
de
fusión
(°C)
Punto de Densida
ebullición d (g/mL)
(°C)
7
Nitrógen
o
N
14,01
-210
-196
1,04
15
Fósforo
P
30,97
44
280
1,82
33
Arsénico
As
74,92
613
Sublima
5,78
51
Antimoni
o
Sb
121,75
631
1750
6,69
83
Bismuto
Bi
208,98
271
1650
8,90
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.
Compuestos del nitrógeno
Número de
oxidación
-3
-2
-1
-1/3
0
+1
+2
+3
+4
+5
Compuesto
NH3, NH4+, Mg3N2
N2H4
NH2OH
NaN3, HN3
N2
N2O
NO
N2O3, HNO2
NO2, N2O4
N2O5,,HNO3
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).
dipolo espontáneo
-
-
+
N2 líquido
-
+
+
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)
78 % de la
atmósfera
Li
Metales de transición
Bacterias
N2
Azote
dN N = 1.0975
Å (dN-N = 1.460 Å)
Diagrama de orbitales moleculares
-No polar
-Electroafinidad muy negativa
-Energía de ionización ~ Ar
N2=15.58 ev
Ar=15.75 ev
OBTENCION DE N2
• DESTILACION DE AIRE
ACTIVACION DE NITROGENO
Proceso Haber-Bosch (1914)
N2 (g) + 3 H2 (g)
K25=103 atm-2
cat.
2 NH3 (g)
(15%)
Catalizador: Fe
ΔHo = -46.2 kJ/mol
ΔSo = -99 J/K.mol
T: 450-650 C
P, T
P:200-600 atm
170x106 ton/año
H2
N2
NH3
N2 (g) + 3H2 (g)
2NH3 (g) H = -92 kJ
Variaciones de la Kp de la reacción
N2 + 3H2
2 NH3
con la temperatura y la presión
1.
Temperatura (K) a 1 atm
298
400
500
673
2. Presión (atm) a 673 K
10
50
100
600
Kp
6.8 x 105
41
0.036
0.0058
Kp
0.0066
0.0069
0.0073
0.0129
Los problemas químicos de la síntesis de amoníaco son:
1. La reacción es muy lenta a temperatura ambiente y requiere
temperaturas altas para velocidades útiles.
2. La reacción es exotérmica y el aumento de la temperatura
desplaza el equilibrio hacia los reactivos.
3. 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), catalizadores
metálicos (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.
Fabricación industrial moderna de amoníaco
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
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.
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.
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.
Obtención:
a)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 H2
2 NH3 + 21.880 cal
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.
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.
Aplicaciones del amoníaco
(NH2)2CO
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
Nitrógeno
:N
N
O:  :N
N
Óxido de dinitrógeno
:N
O:  :N
O:
Óxido de nitrógeno (óxido nítrico)
O:
Nitrógeno
:O
O
N. 
:O
N: 
O
O
N: 
O
Dióxido de nitrógeno
:O
N
O
Tetraóxido de dinitrógeno
O
O
N.
N2O4 (g)
2 NO2 (g)
[NO22
Kc =
[N2O4 
pNO22
Kp =
pN2O4
K298 = 0,98
H° = + 58 kJ/ mol
TS° = + 53 ºkJ/ mol
G° = + 5 kJ/ mol
UV
2 NO (g) + O2 (g) 
2 NO2 (g)
luz
Lluvia ácida
:O
N
: :
Nitrógeno
O
O
Pentaóxido de dinitrógeno
Oxoácidos del nitrógeno
N2O3 (s) + H2O (l)  2 HNO2 (ac)
N2O5 (s) + H2O (l)  2 HNO3 (ac)
O
H O N
H O N
O
O
Ácido nítrico
Ácido nitroso
Interconversión de
especies importantes de nitrógeno
OXIDOS DEL NITROGENO
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)
H = – 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)
H = – 118 kJ/mol N2
o mezclado con gas oil (ANFO in English; NAGA en argentino)
3 NH4NO3(s) + 1 (CH2)n(l)
1 CO2(g) + 7 H2O(g) + 3 N2(g)
H = – 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).
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.
Número de oxidación
del N
Longitud de
enlace (Å)
Frecuencia IR de
estiramiento (cm-1)
(NO+)
3+
0.95
2300
Oxido nítrico (NO•)
2+
1.15
1840
(NO-)
1+
1.26
1290
Molécula
Nitrosonio
Nitroxilo
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
H 2N
H 2N
NH2
NH
H2N
N OH
NH
NO Synthase
NO Synthase
O2
O2
COO
NH3
L-Arginine
COO
NH3
N-Hydroxyarginine
O
NH
+ NO
COO
NH3
Citrulline
CICLO DEL NITROGENO
ACTIVACION DE N2
Proceso Natural
N2 + 8 e- + 8 H+ + 16 Mg-ATP
enz.
2 NH3 + H2 + 16 Mg-ADP + 16 Pi
Medio
Ejemplos
Plantas leguminosas (alfalfa, trébol, soja, etc.)
Rhizobium
Otras plantas
Cianobacteria (Anabena azollae, A. variabilis)
No simbióticos (suelo)
Clostridium
(Cl.
Pasteurianum1,2),
Desulfovibrio
3
(anaerobios),
Klebsiella pneumoniae
(anaerobio
1-3
facultativo) Azotobacter (A. vinelandii ) (aeróbico)
1Proteina-FeFe 2Proteina-FeV 3Proteina-FeMo
¿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
N2 , H2O
Luz
planta
Simbiosis
2NH3 + 2 O2
O2
✖ Leghemoglobin
Bacteria
Ez
NH3
+
H2
3 N2/ s / enz !!
Eficiencia: 75%
aa, NH4+
Nitrogenasa
Una de las 4 subunidades de la
nitrogenasa de Azotobacter Vinelandii
Sitios activos de S (amarillo), Mo
(celeste) y Fe Violeta)
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. Biochemistry 2004, 43, 6030
OXOANIONES DEL NITROGENO