Su descubrimiento se atribuye a Daniel Rutherford en 1772 .

Su nombre fue sugerido por Jean Antoine Claude Chaptal en 1970 .

El nombre de nitrógeno proviene del latín nitrum y éste del griego νίτρον, nitro; y -geno, de la raíz griega γεν generar,

El nitrógeno gas fue identificado inicialmente como componente del aire que impedía la respiración o la combustión. Por eso se le dio el nombre de azote (sin vida) en francés.

Número atómico: 7 Masa atómica: 14.0067 uma Radio atómico: 56 pm Electronegatividad de

Pauling: 3.04 Configuración electrónica:

1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz1 con

tres electrones desapareados

Isótopos estables: 14N abundancia 99.634%, 15N abundancia 0.366%

Para el N2 Punto de fusión:-210º C Punto de ebullición:-195.8ºC Es incoloro, inodoro, es un gas

diamagnético. La molécula es muy poco reactiva a causa

del fuerte enlace triple entre los átomos de nitrógeno.

El nitrógeno es el elemento más electronegativo de la familia. Así, además de los estados de oxidación típicos de la familia (-3,+3 y +5), el nitrógeno forma compuestos con otros estados de oxidación

Comprende el 78.1% del volumen de la atmósfera

Es poco abundante en las rocas

Está presente también en los restos de animales, por ejemplo el guano, usualmente en la forma de urea, ácido úrico y compuestos de ambos.

El nitrógeno atmosférico es fijado por: la acción biológica, procesos industriales y por descargas atmosféricas que producen NOX

El único proceso importante para la producción de nitrógeno a gran escala es la licuefacción y la destilación fraccionada del aire.

Otros métodos de obtención son la descomposición térmica del (NH4)2Cr2O7, la reacción del NH3 con bromo, o la reacción a altas temperaturas del NH3 con CuO:

(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2 O3 + 4H2 O

8NH3 + 3Br2 N2 + 6 NH4Br(aq)

2NH3 + 3 CuO N2 + 3CuO + 3H2O

La molécula de N2(g) se vuelve más reactiva a temperaturas elevadas o en presencia de catalizadores. El único elemento químico que reacciona con N2(g) a temperatura ambiente es el litio, formándose el nitruro de litio:

N2(g) + 6 Li(s) → 2 Li3N(s)

Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH3) y la hidracina (N2H4). Con el oxígeno forma varios óxidos como el nitroso (N2O) o gas

de la risa, el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2), estos dos últimos se conocen conjuntamente como NOx y son producto de procesos de combustión contribuyendo a la aparición de episodios contaminantes de smog fotoquímico.

Otros óxidos son el trióxido de dinitrógeno (N2O3) y el pentóxido de dinitrógeno (N2O5), ambos muy inestables y explosivos y cuyos ácidos respectivos son el ácido nitroso (HNO2) y el ácido nítrico (HNO3) que forman, a su vez, nitritos y nitratos.

El nitrógeno forma compuestos binarios con casi todos los elementos de la tabla periódica. Los métodos de preparación son la reacción directa con N2 o NH3 y la descomposición térmica de la amidas metálicas:

3Ca + N2 Ca3 N2

3Mg + 2NH3 Mg3 N2 + 3H2

3Zn (NH2)2 Zn3 N2 + 4NH3

En su forma combinada es esencial para todas las formas de vida ya que constituye el 15% del peso de las proteínas. Se emplea para la producción de fertilizantes y otros productos químicos.

Los métodos de fijación de nitrógeno atmosférico (procedimiento de Birbeland-Eyde) y los estudiados para el amoníaco (Haber), complementados en la síntesis de Osdwald, tienen enorme importancia industrial y en particular para la agricultura pues las reservas naturales de abonos naturales como el salitre son insuficientes para satisfacer las necesidades de los cultivos, por lo que el aprovechamiento del nitrógeno atmosférico resolvió un problema de capital interés al suministrar nitratos minerales en grandes cantidades y a bajo costo.

Los explosivos modernos que han reemplazado a la antigua pólvora negra, son derivados nitratos obtenidos por la acción del ácido nítrico sobre alguna sustancia orgánica: con el algodón forma Algodón Pólvora o nitrocelulosa y se usa para el colodión y celuloide.

Con el Tolueno da lugar a la formación del TRINITROTOLUENO (T.N.T.)

El N2 se utiliza fundamentalmente para los siguientes fines:

Para proporcionar atmósferas inertes, exentas de otros gases más reactivos.

Protección de componentes electrónicos durante su fabricación o almacenamiento. Se añade a las botellas de vino cuando se les quita el tapón para prevenir la oxidación del vino.

También se utiliza en la fabricación de acero, en el purgado de hidrocarburos inflamables en refinerías y oleoductos, etc.

Fabricación de amoníaco y otros compuestos nitrogenados.

El nitrógeno líquido se utiliza como líquido criogénico para conservar especímenes biológicos.

También se utiliza como refrigerante ideal para experiencias que necesiten muy bajas temperaturas: ensayos de superconductividad eléctrica de materiales.

Propiedades físicas y químicas

Número atómicoNúmero atómico 1515

Masa atómica (Masa atómica (g/mol)g/mol) 30,973830,9738

Electronegatividad Electronegatividad 2.52.5

Radio atómico (Radio atómico (°°A)A) 1.281.28

Radio covalente (Radio covalente (°°A)A) 1.061.06

Radio iónico Radio iónico 0.340.34

Configuración electrónica Configuración electrónica [Ne]3s[Ne]3s223p3p33

Densidad (g/mL)Densidad (g/mL) 1.821.82

Punto de ebullición (°C)Punto de ebullición (°C) 280280

Punto de fusión (°C)Punto de fusión (°C) 44.244.2

Primer potencial de ionización (eV) Primer potencial de ionización (eV) 1111

Descubridor Descubridor Hennig Brandt en 1669Hennig Brandt en 1669

Fósforo blanco- Contiene moléculas tetraédricas P4

- Reactivo - Se inflama al contacto con el aire- Tóxico - Blando - Soluble en disolvente no polares y poco

polares

Fósforo rojo - Red sólida - Amorfo - Obtención: P4 (blanco) P rojo

Fósforo negro - Estructura cristalina regular- Más estable- Más denso

PH3 gas incoloro, venenoso

P 4(s) + 3NaOH (ac) + 3H2O(l) →3NaH2PO3(ac) + PH3(g)

2Na3P(s) + 6H2O (l)→ 2PH3(g) + 6Na+(ac) + 6OH-

(ac)

Sustancias iónicas Sustancias iónicas Contienen al anión PContienen al anión P3- 3- (Na(Na33P y CaP y Ca33PP22)) Las sales de fosfuro reaccionan Las sales de fosfuro reaccionan

vigorosamente con agua .vigorosamente con agua .2Na2Na33P(s) + 6HP(s) + 6H22OO(l)(l)→ 2PH→ 2PH3(g)3(g) + 6Na + 6Na++

(ac)(ac) + 6OH + 6OH--(ac)(ac)

Fosfuro de aluminio

Reacciona con oxígeno formando óxidos con estado de oxidación 3+ y 5+.

El P4O6 y P4O10

P4(s) + 3O2→ P4O6(s)

P4(s) +5O2→ P4O10(s)

Estados intermedios P4O7, P4O8 y P4O9

P4O10(s) +6H2O →4H3PO4(ac)

El H3PO4 experimenta reacciones de condensación formando H4P2O7 y H5P3O10

Forma los haluros PX3 Y PX5

Excepción PI5 Reaccionan con agua PX3 + H2O H3PO3 (ac) + 3HX (ac)

PX5 + 4H2O H3PO4 (ac) + 5HX (ac)

El fósforo se encuentra en la naturaleza como Ca3(PO4)2 y fluoroapatita, Ca5(PO4)3F

2Ca3(PO4)2 (s)+10 C(s)+ 6SiO2 (s) 1500 ºC P4 (g)+ 10 CO(g)+ 6 CaSiO3 (l)

Esencial para la vida Fertilizantes Cerillas Materiales de recubrimiento Dentrífico H3PO4

Levadura artificial Aditivo de bebidas Fosfatos amónicos como polvo para pagar

incendios Bombas de fósforo Recubrimiento interno de lámpara

fluorescentes Productos cerámicos Pintura Medicamentos

Propiedades Valores

Z 33

Configuración electrónica [Ar]3d104s24p3

Peso atómico 74.9216

Volumen atómico 13.0

Densidad g/mL 5.78

Punto de fusión °C 816.8

Punto de ebullición °C 616

1ª. Energía de Ionización (kJ/mol) 947

Radio covalente A° 1.19

Radio iónico X3- A° 2.22

Radio iónico X5+ A° 0.47

Electronegatividad (Pauling) 2.18

Abundancia % 5 E-04

Es el 52º elemento en abundancia de la corteza terrestre con 2

ppm (5·10-4 %) .Se encuentra en forma nativa y, principalmente,

en forma de sulfuro en una gran variedad de minerales que

contienen cobre, plomo, hierro, níquel, cobalto y otros metales.

El arsénico presenta tres estados alotrópicos, gris o metálico, amarillo y negro. El arsénico gris(α) es la forma estable en condiciones normales y tiene estructura romboédrica.

El arsénico amarillo (γ).Presenta fosforescencia a temperatura ambiente.

Una tercera forma alotrópica, el arsénico negro (β), tiene propiedades intermedias entre las formas alotrópicas descritas.

Se clasifica como METALOIDE.

Es un elemento químico esencial para la vida aunque tanto el arsénico como sus compuestos son extremadamente venenosos.

AS2O3 + 3 C 2 As + 3 CO

AS4(s) + 5 O2 (g) 2As2O5 (s) 4As(s)+6CH3I(l) 3(CH3)2AsI(sol)

+AsI3(sol) As2S3 + H2O2 + OH- AsO4

3- + SO42- + H2O

2As+3RBr AsRBr2+AsR2Br

As2O3 + 6 HCl 2 AsCl3 + 3 H2O 2 AsCl3 + 3 H2S As2S3 + 6 HCl

Preservante de la madera (arseniato de cobre y cromo).

Aditivo en aleaciones de plomo y latones.

Componente del tabaco. Insecticida (arseniato de

plomo), herbicidas (arsenito de sodio) y venenos.

Decolorante en la fabricación del vidrio (trióxido de arsénico).

Algunos compuestos se usan en pirotecnia para la preparación de bengalas.

En odontología se usa para destruir la pulpa dentaria.

Elemento químico de la serie de metaloides (periodo 5, bloque “p”). En su forma elemental es un sólido cristalino (estructura romboédrica), quebradizo, blanco plateado.

Este elemento se parece a los metales en su aspecto y

propiedades físicas, pero se comporta quimicamente

como un no metal.

El antimonio se encuentra en la naturaleza en numerosos minerales, aunque es un elemento poco abundante. El principal

compuesto de antimonio es la antimonita (también llamada estibina), Sb2S3.

Mediante la combustión del sulfuro de antimonio se obtiene óxido de antimonio

(III), Sb2O3, que se puede reducir con carbono para la obtención de antimonio.

2Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2

También se puede obtener por reducción directa del sulfuro, por ejemplo con hierro:

Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS

Abundancia y obtención

El antimonio puro se rompe muy facilmente para ser utilizado por sí sólo

Generalmentes se mezcla con plomo, zinc o estaño para formar aleaciones

Se utilizan en baterias de almacenamiento (acumuladores) a base de plomo

Soldaduras Metal para hacer láminas y tuberias Municiones Peltres (aleación antimonio y estaño) Etc.

El trióxido de antimonio es el óxido más importante por su utilización (Sb2O3 ).

Posee propiedades que retardan la combustión para el caso de materiales plásticos y telas.

Se utiliza como catalizador en la producción de fibras plásticas (PET).

Elaboración de algunos tintes y pigmentos.

Etc.

Propiedades:

Número atómico 83e

Estado de oxidación 3+, 5+

Electronegatividad: 1.9

Entalpia de vaporización 104,8 KJ/mol

Radio atómico 143 pm

Masa atómica 208.98 uma

Configuración electrónica [Xe]4f1445d106s26p3

Punto de fisión 271.3°C

Punto de ebullición 1560°C

Densidad: 9.8g/mL

Energía de ionización 703 KJ/mol

Radio iónico 100.12 nm

Color: Blanco

Es un elemento metálico, en si el mas metálico en este

grupo. Metal cristalino blanquizco duro y quebradizo.

Se estima que la corteza terrestre contiene cerca de 0.00002% de bismuto. Existe en la naturaleza como metal libre y en minerales. Los principales depósitos están en Sudamérica, pero en Estados Unidos se obtiene principalmente como subproducto del refinado de los minerales de cobre y plomo.

El bismuto metálico no se considera tóxico y presenta una amenaza mínima para el medio ambiente.Lo único que se sabe de este elemento es que se conoce desde la antigüedad, no se sabe ni quien lo descubrió.

Los principales minerales en los que se encuentra el Bismuto son:

Bismutita (Bi2O3)

Bismutina (Bi2S3)

En la metalurgia para obtener aleaciones debajo punto de fusión.

Como semiconductor en Farmacia y cosmética.

En la industria farmacéutica el Bi está presente en astringentes, antisépticos y remedios para males intestinales; el oxicloruro de bismuto (BiOCl) es de uso muy común en cosméticos.Debido a lo anteriormente mencionado, el bismuto ha tenido una creciente importancia comercial.

El oxido común es básico, se disuelve en ácidos para producir bases de Bismuto (III).

Estas sales se hidrolizan para precipitar la sal básica de bismuto.

Se emplea para oxidar el Mn2+ a ion permanganato ( ) en análisis cualitativo.

Bibliografía

www.textoscientificos.com/.../fosforo-blanco.jpg www.lenntech.es/periodica/elementos/p.htm www.uclm.es/profesorado/afantinolo/Docencia/.../Trans_T8IQ.pdf www.uva.es/consultas/guia.php?... Chang, R. Química , 6ta. Edición editorial Mc- Graw Hill, México

2000 Witten, Kennet et al. Química General 3er, edición de la editorial

Mc- Graw Hill México 2001

GRACIAS