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INTRODUCCIÓN
Estos elementos forman parte del grupo 15 de la tabla periódica, llamados también
nitrogenoideos, Constituyen el 0,33% de la corteza terrestre (incluyendo agua y
atmósfera).
Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3,
aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y
frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la
estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico
predomina el estado +3.
No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes; salvo el nitrógeno, todos
reaccionan con ácidos oxidantes. Con el oxígeno se forman los óxidos con número de
oxidación +3 y +5, excepto el nitrógeno que forma todos los comprendidos entre +1 y +5,
aunque principalmente, +1, +2, +4. La acidez de los hidróxidos X(OH)3 disminuye según
aumenta el número atómico.
PROPIEDADES FISICAS
Nitrógeno
Nombre
Número atómico
Valencia
Estado de oxidación
Electronegatividad
Radio covalente (Å)
Radio iónico (Å)
Radio atómico (Å)
Configuración electrónica
Primer potencial de ionización (eV)
Masa atómica (g/mol)
Densidad (g/ml)
Punto de ebullición (ºC)
Punto de fusión (ºC)
Descubridor
Nitrógeno
7
1,2,+3,-3,4,5
-3
3,0
0,75
1,71
0,92
2
1s 2s22p3
14,66
14,0067
0,81
-195,79 ºC
-218,8
Rutherford en 1772
Fosforo
Nombre
Número atómico
Valencia
Fósforo
15
+3,-3,5,4
Estado de oxidación
+5
Electronegatividad
2,1
Radio covalente (Å)
1,06
Radio iónico (Å)
0,34
Radio atómico (Å)
1,28
Configuración electrónica
[Ne]3s23p3
Primer potencial de ionización (eV)
11,00
Masa atómica (g/mol)
30,9738
Densidad (g/ml)
1,82
Punto de ebullición (ºC)
280
Punto de fusión (ºC)
44,2
Descubridor
HennigBrandt en 1669
Arsénico
Arsénico
Nombre
Número atómico
33
Valencia
+3,-3,5
Estado de oxidación
+5
Electronegatividad
2,1
Radio covalente (Å)
1,19
Radio iónico (Å)
0,47
Radio atómico (Å)
1,39
Configuración electrónica
[Ar]3d104s24p3
Primer potencial de ionización (eV)
10,08
Masa atómica (g/mol)
74,922
Densidad (g/ml)
5,72
Punto de ebullición (ºC)
613
Punto de fusión (ºC)
817
Descubridor
Los antiguos
Antimonio
Nombre
Antimonio
Número atómico
51
Valencia
+3,-3,5
Estado de oxidación
+5
Electronegatividad
1,9
Radio covalente (Å)
1,38
Radio iónico (Å)
0,62
Radio atómico (Å)
1,59
Configuración electrónica
[Kr]4d105s25p3
Primer potencial de ionización (eV)
8,68
Masa atómica (g/mol)
121,75
Densidad (g/ml)
6,62
Punto de ebullición (ºC)
1380
Punto de fusión (ºC)
630,5
Descubridor
Los antiguos
REACCIONES DE OBTENCION
 El nitrógeno se obtiene a partir del aire por licuación de éste y posterior destilación
fraccionada.
En el laboratorio se obtiene por oxidación del amoniaco con óxido de cobre (II):
2 NH3(g) + 3 CuO(s) → 3 Cu(s) + 3 H2O(g) + N2(g).
También puede obtenerse por calentamiento del nitrito de amonio:
NH4NO2(s) → 2 H2O(g) + N2(g).
Reacciones de obtención del fosforo:
El fosforo se prepara comercialmente calentando fosfato de calcio mas arena (dióxido de
silicio) z coque, en un horno eléctrico.
2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) → 6CaSiO3(s) + 10CO(g) + P4(s)
El fosforo blanco es muz toxico.
P4(s) + 5º2(g) → P4O10(s)
 Reacción para obtener arsénico:
FeAsS (s)
→ FeS(s) + As(g)
Se calienta a 700°C en ausencia de oxigeno.
 Mediante el tostado del sulfuro de antimonio se obtiene óxido de antimonio (III),
Sb2O3, que se puede reducir con coque 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
REACCIONES QUIMICAS
No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes
Reaccionan con ácidos oxidantes con excepción del nitrógeno.
A temperatura y presión elevada y en presencia de catalizadores, el nitrógeno reacciona
con hidrógeno formando amoniaco.
El nitrógeno reacciona con metales formando nitruros. Sin embargo, solo con litio la
reacción se produce a temperatura ambiente.
El amoníaco (NH3) es uno de los compuestos más importantes de nitrógeno. En el
laboratorio se puede preparar por la acción del NaOH con una sal de amonio (NH4).
NH4Cl (ac) + NaOH (ac) → NH3 (g) + H2O (l) + NaCl (ac)
Oxido nitroso: por calentamiento del nitrato de amonio a temperaturas no mayores
de 250ºC. 200ºC
NH4NO3(s) →N2O(g) + 2H2O
Oxido nítrico: se obtiene comercialmente en la primera etapa del proceso Ostwald para la
obtención del HNO3, por oxidación catalítica del amoníaco en fase gaseosa.
NH3 . 500ºC
4NH3(g) + 5O2(g)→ 4NO(g) + 6H2O
En presencia del aire, el óxido nítrico forma instantáneamente humos de color café de
dióxido de nitrógeno:
2NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)
En el laboratorio el dióxido de nitrógeno se prepara por la acción del ácido nítrico
concentrado sobre cobre:
Cu(s) + 4HNO3(ac) → Cu(NO3)2(ac) + 2H2O(l) + 2NO2(g)
Acido nítrico (NO3): formado por dióxido de nitrógeno soluble en agua:
3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO
El nitrógeno con ciertos metales, forma “nitruros” iónicos:
6Li(s) + N2(g) → 2Li3N (s)
El ion nitruro (N3-) es una base de Brönsted fuerte y reacciona con el agua para producir
amoniaco
N3-(ac) + 3H2O(l) → NH3(g) + 3OH- (ac)
 Fosforo:
Ca+2 + 2H2PO-4
Fosfato monocálcico
→
Ca(H2PO4)2
Ca(H2PO4)2 + Ca+2 → Ca(HPO4)
Fosfato dicálcico
2Ca(HPO4) + Ca+2 →
Fosfatotricálcico
Ca3(PO4)2
P4(s) + 3OH¯(ac) + 3H2O(l) →PH3(g) + 3H2PO4¯
PCL3(l) + 3H2O(l)
2H3PO4(l)
→
→
H3PO4(l) + 3HCL(ac)
H4P2O7 + H2O(g)
H3PO4(l) + H4P2O7(l) →
4PCl5 + 4NH4Cl
→
H5P3O10(l) + H20(g)
(CL2PN)4 + 16HCl
 Arsénico
AsCl3 +Cl2→ AsCl5ASCl3 + RMgCl
2As + 3RBr
→
→
AsR3 + 3MgCl2
AsRBr2 + AsR2Br
AsR2Br+R´Li→As 2R´+LiBr
4As(s)+6CH3I(l)→3(CH3)2AsI(sol)+AsI3(sol)
3(CH3)2AsI(sol) + 2 Na(sol)
 Antimonio:
SbCl3+H2O →
SbF5(l)+HF(l)
→
→
Na(s) + Na((CH3)2As(I)
SbOCl+HCl
H2F⁺(sol)+SbF¯6(sol)
HBrO2 + Sb(OH)3 ---->H2O + Sb(BrO2)3
Sb + O2 ----->Sb2O3
HNO3 +Fe(OH)3 -----> H2O + Fe(NO3)3
Aplicaciones:
·
·
 El nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y en estado líquido para
conservar células.
 El fósforo se utiliza en pirotecnia y en la fabricación de cerillas.
El arsénico y el antimonio son semiconductores.
Muchos compuestos de nitrógeno y fósforo se utilizan como abonos y detergentes.
Propiedades químicas del nitrógeno. El calor de disociación de las moléculas de
nitrógeno es de 171,14 Kcal por mol de 𝑁2 (calor absorbido) , siendo mayor que el de
cualesquiera otras moléculas diatónicas A 3500°C únicamente un 5% de las moléculas
de nitrógeno están disociadas en átomos en consecuencia el nitrógeno es el elemento
más inactivo con excepción de los gases inertes . la estructura de su molécula, ∙N⋮⋮N: ,
con tres pares de electrones compartidos , explica la inercia química del nitrógeno. No
obstante, cuando se calienta a elevada temperatura con ciertos metales se combina con
ellos formando nitruros; de este modo se obtiene fácilmente 𝑁𝐿𝑖3 , 𝑁2 𝐶𝑎3 ,𝑁2 𝑀𝑔3 y 𝑁𝐵 ;
los nitruros de los metales activos son iónicos y contienen el ion nitruro 𝑁 ≡ .también
reacciona con elementos no metálicos , como el oxígeno e hidrogeno y con compuestos
tales como el carburo cálcico c2ca(𝐶2 𝐶𝑎 + 𝑁2 = 𝐶𝑁2 𝐶𝑎 + 𝐶).
Propiedades químicas del fosforo El fósforo blanco es muy activo y se combina con la
mayor parte de los elementos. Arde en el oxígeno con una llama blanca muy brillante
produciendo nubes de óxido de fósforo (V) sólido. Aproximadamente a 50ºC se produce
su inflamación.Expuesto al aire se oxida lentamente y produce el fenómeno de la
fosforescencia, que se observa en la oscuridad. Dado que esta reacción es exotérmica, se
produce con bastante frecuencia la inflamación espontánea del fósforo blanco, por lo que
suele guardarse bajo el agua.Parece ser que la fosforescencia se debe a la oxidación
lenta del fósforo blanco a óxido de fósforo (III) emitiéndose energía en forma luminiscente.
El fósforo blanco se transforma lentamente en rojo por la acción de la luz por lo que es
necesario guardarlo en la oscuridad.El fósforo rojo está constituído por pequeños cristales
y alguna otra modificación amorfa y tiene la apariencia de un polvo rojo. Se obtiene
cuando se calienta fósforo blanco a 250ºC en ausencia de aire.Se sublima dando el
mismo vapor que el fósforo blanco y cuando se condensa el vapor se obtiene fósforo
blanco. Su temperatura de inflamación ronda los 400ºC.No se disuelve en los mismos
disolventes que el fósforo blanco ni produce fosforescencia ni resulta venenoso cuando se
encuentra puro.En realidad el fósforo rojo es fósforo violeta que se obtiene por disolución
de fósforo blanco en plomo fundido.El fósforo rojo es menos reactivo que el blanco, y no
se oxida fácilmente con el aire. La mayoría de los compuestos fosforados son trivalentes o
pentavalentes. El fósforo se combina fácilmente con el oxígenopara formar óxidos, de los
que son más importantes el trióxido de fósforo (P2O3 ) y el pentóxido de fósforo (P2O5 ).
El trióxido de fósforo, sólido cristalino blanco, se usa como agente reductor. Es
delicuescente, esto es, es disuelto por la humedad del aire. El vapor es tóxico.
El pentóxido de fósforo, blanco, delicuescente, sólido amorfo, sublima a 250ºC. Reacciona
con el agua para formar ácido fosfórico y se usa como agente desecante. El fósforo forma
hidruros con el hidrógeno ; es importante el hidruro de fósforo o fosfina PH3, que es
comparable al amoníaco (NH3), el hidruro de nitrógeno.
Todos los halógenos se combinan directamente con el fósforo para formar haluros, que se
usan en la preparación de hidrácidos y compuestos orgánicos.
Propiedades químicas del arsénico. El arsénico es relativamente inerte a las
temperaturas ordinarias pero calentando el aire arde con llama azulada, produciendo
nubes blancas del trióxido solido 𝐴𝑠2 𝑂3No desplaza el hidrogeno de los ácidos , pero con
el ácido nítrico y otros oxidantes enérgicos se oxida igual que el fosforo y forma acido
arsénico 𝐴𝑠𝑂4 𝐻3. Se une con los Halógenos , con el azufre y muchos metales.
Propiedades químicas del antimonio. El antimonio se encuentra en 2 y posiblemente
tres modificaciones alotrópicas; la variedad corriente, de brillo argentino , es muy
quebradiza , y conduce mal el calor y la electricidad . cristaliza a partir del estado fundido ,
con ligera expansión . su estructura cristalina es similar al del fosforo violeta en estado de
vapor , sus ,moléculastetra atómicas están disociadas en moléculas biatómicas y a mayor
temperatura en átomos . A más de 2000°C el gas es monoatómico .
Aunque no se empaña al aire, arde al calentarlo formando los óxidosy .elelemento se
combina directamente con los halógenos y con el azufre . no desplaza el hidrogeno del
ácido clorhídrico , pero reacciona con el ácido nítrico para formar sólido y con el ácido
sulfúrico concentrado para dar y . al aumentar su estado de oxidación , el antimonio
muestra su carácter no metálico; como antimonio trivalente actúa como metal en
compuestos como el y el y como no metal en el , antimonio sódico ; el antimonio
pentavalente muestra solamente propiedades no metálicas.
Los compuestos solubles en antimonio son tóxicos.
Estados de oxidación
Tanto el nitrógeno como el fósforo presentan estados de oxidación desde –3 a
+5, mientras que el arsénico, antimonio al presentar electronegatividad decreciente
presentan menor variación en sus estados de oxidación.
TABLA III
ESTADOS
DE
OXIDACIÓN
+5
𝑃4 𝑂10 (𝑃2 𝑂5 )
𝑁2 𝑂5
𝐴𝑠4 𝑂10
𝑆𝑏4 𝑂10
𝐻𝑁𝑂3
𝐻3 𝑃𝑂4
𝐻3 𝐴𝑠𝑂4
𝐻3 𝑆𝑏𝑂4
𝑃𝐶𝑙5
𝐴𝑠𝐶𝑙5
𝑆𝑏𝐶𝑙5
+4
𝑁𝑂2
𝑁2 𝑂4
+3
𝑃4 𝑂6 (𝑃2 𝑂3 )
𝑁2 𝑂3
As4 𝑂6
Sb4 𝑂6
𝐻𝑁𝑂2
𝐻3 𝑃𝑂3
𝐻3 As𝑂3
𝐻3 Sb𝑂3
𝑁𝐶𝑙3
𝑃𝐶𝑙3
NaAs𝑂2
NaSb𝑂2
As𝐶𝑙3
Sb𝐶𝑙3
As3+
Sb3+
+2
NO
+1
𝑁2 𝑂
𝐻3 𝑃𝑂2
𝐻2 𝑁2 𝑂2
ác.hipofosforoso
ác.hiponitroso
0
𝑁2
𝑃4 , 𝑃
As4 , As
Sb
Fósforo blanco
Fósforo rojo
-1
𝑁𝐻2 𝑂𝐻
Hidroxilamina
-2
-3
𝑁2 𝐻4
Hidrazina
𝑁𝐻3
𝑁𝐻4 +
𝑀𝑔3 𝑁2
Nitruro de Mg
𝑃2 𝐻4
Difosfina
𝑃𝐻3
Fosfina
𝑃𝐻4 +
Fosfonio
𝐶𝑎3 𝑃2
Fosfuro
As𝐻3
Arsina
Sb𝐻3
Estibina
APLICACIONES
Nitrógeno
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 La hidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes.
El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el del carbono, dado que está
presente en la atmósfera no sólo como N2 (78%) sino también en una gran diversidad de
compuestos. Se puede encontrar principalmente como N2O, NO y NO2, los llamados NOx.
También forma otras combinaciones con oxígeno tales como N2O3 y N2O5 (anhídridos),
"precursores" de los ácidos nitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoníaco (NH3),
compuesto gaseoso en condiciones normales.
Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para crear atmósferas
protectoras y como gas criogénico para obtener temperaturas del orden de 78K de forma
sencilla y económica.
En la actualidad el nitrógeno es empleado en diversas labores; en los países
desarrollados una de las más recientes y comunes es el ser empleado en lugar del aire
común para el inflado de llantas y neumáticos debido a la alta eficiencia que se derivan de
su uso. No se dilata con la fricción o el movimiento evitando mayor presión en el
neumático y por tanto fugas que se derivan en perdida de presión de la llanta, seguido por
mayor esfuerzo del motor, mayor consumo de combustible, más rápido desgaste del
neumático y los frenos. El uso del nitrógeno para el inflado de los neumáticos no solo
redime en un ahorro directo, paralelo a esto también hace un gran aporte ecológico al
disminuir las emisiones de CO2 provenientes del esfuerzo adicional que deben hacer los
vehículos al perder presión constantemente en las llantas cuando son infladas con aire.
Fosforo
La mayoría de los compuestos del fósforo son trivalentes y pentavalentes. El fósforo se
combina fácilmente con oxígeno formando óxidos, siendo los más importantes el óxido de
fósforo (III), P2O3, y el óxido de fósforo (V), P2O5. El óxido de fósforo un sólido cristalino
blanco, se emplea como agente reductor. Es una sustancia delicuescente (se disuelve
con la humedad del aire) y su vapor es tóxico. El óxido de fósforo (V), un sólido amorfo,
blanco y delicuescente, sublima a 250 °C. Reacciona con agua formando ácido fosfórico y
se utiliza como agente desecante.
El fósforo forma hidruros con hidrógeno, siendo el más importante el PH3, semejante al
amoníaco (NH3) o hidruro de nitrógeno. Todos los halógenos se combinan directamente
con el fósforo formando haluros, que se usan en la preparación de haluros de hidrógeno y
compuestos orgánicos. Los compuestos comerciales del fósforo más importantes son el
ácido fosfórico y sus sales denominadas fosfatos. La mayor parte de los compuestos del
fósforo se utilizan como fertilizantes. También se emplean para aclarar disoluciones
azucaradas, así como en pruebas de tejidos de seda y materiales ignífugos, y en
aleaciones de fósforo-bronce y fósforo-cobre. El fósforo blanco se usa para preparar
raticidas y el fósforo rojo para elaborar fósforos o cerillas.
Arsénico
El arsénico se usa en grandes cantidades en la fabricación de vidrio para eliminar el color
verde causado por las impurezas de compuestos de hierro. Una carga típica en un horno
de vidrio contiene un 0,5 % de trióxido de arsénico. A veces se añade al plomo para
endurecerlo, y también se usa en la fabricación de gases venenosos militares como la
lewisita y la adamsita. Hasta la introducción de la penicilina, el arsénico era muy
importante en el tratamiento de la sífilis. En otros usos médicos ha sido desplazado por
las sulfamidas o los antibióticos. Los arseniatos de plomo y calcio se usan frecuentemente
como insecticidas. Ciertos compuestos de arsénico, como el arseniuro de galio (GaAs), se
utilizan como semiconductores. El GaAs se usa también como láser. El disulfuro de
arsénico (As2S2), conocido también como oropimente rojo y rubí arsénico, se usa como
pigmento en la fabricación de fuegos artificiales y pinturas.
El arsénico es venenoso en dosis significativamente mayores a 65 mg, y el
envenenamiento puede producirse por una única dosis alta, pero también por
acumulación progresiva de pequeñas dosis repetidas, como, por ejemplo, la inhalación de
gases o polvo de arsénico. Por otra parte, algunas personas, en concreto los que ingieren
arsénico en las montañas del sur de Austria, han descubierto que el arsénico tiene un
efecto tónico, y han desarrollado cierta tolerancia hacia él que les permite ingerir cada día
una cantidad que normalmente sería una dosis fatal. Sin embargo, esta tolerancia no les
protege contra la misma cantidad de arsénico administrada hipodérmicamente.
A menudo es importante contar con un test fiable que detecte la presencia de cantidades
pequeñas de arsénico, porque el arsénico, aun siendo un veneno violento, es
ampliamente usado y, por tanto, es un contaminante muy difundido. La prueba de Marsh,
llamado así por su inventor, el químico inglés James Marsh, proporciona un método
simple para detectar trazas de arsénico tan mínimas que no podrían descubrirse con un
análisis ordinario. La sustancia a analizar se coloca en un generador de hidrógeno, y el
arsénico presente se convierte en arsenamina (AsH3), que se mezcla con el hidrógeno. Si
el flujo de hidrógeno se calienta mientras pasa por un tubo de vidrio, la arsenamina se
descompone, y el arsénico metálico se deposita en el tubo. Cantidades mínimas producen
una mancha apreciable. Utilizando la prueba de Marsh se pueden detectar cantidades tan
mínimas como 0,1 mg de arsénico o de antimonio.
Antimonio
El antimonio tiene una creciente importancia en la industria de semiconductores en la
producción de diodos, detectores infrarrojos y dispositivos de efecto Hall.
Usado como aleante, este semimetal incrementa mucho la dureza y resistencia a
esfuerzos mecánicos de la aleación. También se emplea en distintas aleaciones
como peltre, metal antifricción (aleado con estaño), metal inglés(formado por zinc y
antimonio), etc.
Algunas aplicaciones más específicas:
 baterías y acumuladores
 tipos de imprenta
 recubrimiento de cables
 cojinetes y rodamientos
Compuestos de antimonio 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 retardante de llama. Estas aplicaciones como retardantes de llama
comprenden distintos mercados como ropa, juguetes, o cubiertas de asientos.