Es un gas incoloro e inodoro que constituye aproximadamente 78% en volumen del aire. La molécula N2 tiene un triple enlace. N≡N

Las fuentes minerales más importantes que contienen nitrógeno son el salitre (KNO3) y el nitrato de Chile (NaNO3).

El nitrógeno molecular se obtiene por destilación fraccionada del aire (los puntos de ebullición del nitrógeno líquido y del oxígeno líquido son -196°C y -183°C, respectivamente

Ver Cuadro de Generalidades

- La mayoría de los compuestos denitrógeno son covalentes.

- La mayoría presenta +3 y +5

Número de oxidación

+5

H

(Ver cuadro 2).

Otras formas:

- A partir del aire libre de CO2 y de humedad, con Cu o Fe calentando al rojo

2 Cu (al rojo ) + aire 2CuO + N2 ,

para no agotar el Cu, se regenera mezclando el aire con amoniaco

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

- Empleando el hipobromito en medio alcalino con NH4Cl

3NaOBr + 2NaOH + 2 NH4Cℓ 2NaCl + 3NaBr + N2 + 5H2O

(ver cuadro)

Fue descubierto en 1669 por Hennig BrandHay varias formas alotrópicas del fósforo, pero sólo el fósforo blanco (P4) y el fósfororojo tienen importancia.

El P4 es un sólido blanco (p. f. 44.2°C), insoluble en agua, pero bastante soluble en (CS2) y en cloroformo (CHCl3).

El fósforo blanco es una sustancia muy tóxica. Estalla en llamas espontáneamente cuando se expone al aire.

P4(s) + 5O2(g) P4O10(s)

Se cree que la alta reactividad del fósforo blanco proviene de la tensión en la molécula P4 los enlaces P-P están comprimidos en la estructura tetraédrica.

En alguna época, el fósforo blanco se usó en la fabricación de cerillas, pero debido a su alta toxicidad se ha sustituido por el trisulfuro de tetra fósforo.

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Cuando se calienta en ausencia de aire, a 300°C aproximadamente, el fósforo blanco setransforma con lentitud en fósforo rojo:

nP4( fósforo blanco) (P4)n ( fósforo rojo )

El fósforo se encuentra en la naturaleza como rocasfosfóricas, que son fundamentalmente orto fosfato de

tricalcio, Ca3(PO4)2 y fluoroapatito, Ca5(PO4)3F .El fósforo libre se puede obtener por calentamiento defosfato de calcio con coque y arena silícea y se conservabajo agua:

Ca3(PO4)2(s) + 5C(s) + 3SiO2(s) 3CaSiO3(s) + 5CO(g) + 1/2P4(s)

(Ver cuadro para obtención del resto del grupo V)

El amoniaco es un gas incoloro de olor irritante. Soluble en aguaP. f. =-77,74°C, P. e.=-33,42 °CCasi tres cuartas partes del amoniaco producido anualmente se usa como fertilizante. Se puede preparar en el laboratorio tratando una sal de amonio con un hidróxido de sodio:

NH4Cℓ(ac) + NaOH(ac) NaCl (ac) + H2O (I) + NH3 (g)

2 NH4Cl s +

∆

Ca(OH)2 s

CaCl2 s + 2H2O l + 2NH3(g)

2 (NH4)2SO

4 s+ CaO(s) CaSO4 s + H2O l + 2NH3(g)

2(NH4)2CO

3 (s)+ Ca(OH)

2 sCaCO3 s + H2O l + 2NH3(g)

∆

∆

∆

· Por hidrolisis de un nitruro iónico.

Mg3N2 + H2O Mg(OH)2 + 2NH3

· Industrialmente a partir de nitrógeno e hidrógeno por el proceso Haber.

a. Obtención de N2 a partir del aire liquido y del H2 a partir del gas de agua

CO + H2O CO2 + H2

b. Purificación de los gases de síntesis N2/H2,eliminando derivados de S,CO .c. Proceso catalítico desplazando el equilibrio hacia la obtención del NH3

N2(g) + 3 H2 (g) Cat 2NH3(g) ∆ H = -92,4 KJ/mol500°C

- El amoniaco líquido se auto ioniza de modo análogo al agua:2NH3(l) NH4

+ + NH2 –

- Libre de impurezas se comporta como un solvente, así con los metales del GIA yIIA .

Na + NH3 Cat.Fe NaNH2 + ½ H2

Fertilizantes,explosivos

Fertilizantes,

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NH3

3/2 O2 N2 + 3H2O +

+ 3/2 O22NO + 3 H2O *

Cat .Pt 750-900 °C

• Se utiliza para en la obtención del HNO3 (Met. De Ostwald), la mezcla de gases debe permanecer en contacto con el Pt en un corto tiempo (10-3 ) s para que no ocurra la descomposición del NO según :

3 NO N2O + NO2

La utilización industrial del nitrógeno atmosférico sigue la secuencia.H2 O2 O2+H2O

N2 NH3 NO HNO3 (ac)

Las sales de amonio son inestables termicamente.

NH4Cl NH3 + Cl2

(NH4)2SO4 NH3 + NH4HSO4

NH4NO2 N2 + 2H2O

NH4NO3 N2O + 2 H2O

(NH4)2 Cr2O7 N2 + 4H2O + Cr2O3

Derivados del amoniaco: se obtienen remplazando loa átomos de H por radicales orgánicos e inorgánicos.Aminas: R – NH2

Amidas : M-NH2, Imidas (=NH )Hidroxilamina: NH2OHHidracina: N2H4 (puede considerarse como resultado de reemplazar un H por un grupo -NH2.

♦ La hidracina es un líquido incoloro que huele como el amoniaco. Funde a 2°C yhierve a 114°C.

♦ En la hidracina cada átomo de N presenta hibridación sp3

♦ La hidracina es una base que puede protonarse para dar los iones N2H5+; y

N2H6+2.Es menos básica que el amoniaco y que la metil amina(NH2CH3)

Es un agente reductor, puede reducir el Fe3+ a Fe2+, MnO4- a Mn2+ e I2 a I-.

♦ Su reacción con el oxígeno es fuertemente exotérmica:

N2H4(l) + O2(g) N2(g) + 2H2O(l) ΔΗr = -666.6 kJ

♦ La hidracina y su derivado metilhidrazina, N2H3(CH3) junto con el oxidantetetróxido de di nitrógeno (N2O4). Se usan como combustibles espaciales.

♦ La hidracina también desempeña un papel importante en la industria de lospolímeros en la de los pesticidas.

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Numero de Oxidación

+1 N2O

+2

+3

+4

+4

+5

*NO3 y N2O6 , no se encuentran bien caracterizados; son muy inestables

- Es un gas incoloro, con un olor agradable y sabor dulce.- Se prepara por calentamiento de nitrato de amonio a 250°C :

NH4NO3(s) ∆ N2O(g) + 2H2O(g).

• A temperatura ambiente es bastante estable.

• “Inerte” incluso a la acción del ozono, halógenos, alcalinos.

• A temperatura elevada reacciona con los alcalinos y sustancias orgánicas, dandonitratos, nitritos, nitrógeno elemental. A bajas temperaturas se puede hidratar.N2O.6H2O

• En soluciones acidas y básicas sus potenciales sugieren que es un oxidantefuerte

N2O(g) + H+(ac) + 2e- 2N2(g) + H2O (l) E° = +1,77 v, a pH =0

N2O(g) + H2O (l) + 2e- 2N2(g) + 2OH-(l) E° = +0,94 v, a pH =14

• El óxido nitroso permite la combustión, porque cuando se descompone porcalentamiento (600°C) forma nitrógeno molecular y oxígeno molecular:

2N2O(g) 2N2(g) + O2(g)

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N2(g) + O2(g) 2NO(g) ΔH = 173.4 kJ

La constante de equilibrio de la reacción anterior a temperatura ambiente es muypequeña: Kp es sólo 4.0 x 10-11 a 25°C. Así que se formará muy poco NO a esatemperatura. Sin embargo, la constante de equilibrio aumenta rápidamente con la temperatura, (por ejemplo, en un vehículo de combustión interna en marcha). En la atmósfera se forma una cantidad apreciable de óxido nítrico cuando hay tormentas.

- A partir de sus elementos, (no se da en la atmósfera pero si en presencia de catalizador y en las condiciones adecuadas (3000°C).

- Es un gas incoloro ligeramente tóxico.- Obtención a gran escala :

Método de Ostwald: oxidación catalítica del amoniaco

4 NH3 + 5 O2 Pt 4NO + 6 H2O(700-800°C)

• Se usa sobre todo como analgésico dental y otras cirugías menores.• El oxido nitroso se llama “gas hilarante”. Todavía no se ha dado una explicación

a esta peculiar respuesta fisiológica.

- Por la reducción de ácido nítrico con cobre:3Cu(s) + 5HNO3(ac) 3Cu(NO3)2(ac) + 4H2O(l) + 2NO(g)

- La molécula de óxido nítrico es paramagnética, contiene un electrón desapareado.

- En presencia del aire, el óxido nítrico forma instantáneamente humos de color café de dióxido de nitrógeno:

2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)

- Es poco soluble en agua y la disolución resultante no es ácida.- A temperatura ambiente termodinámicamente inestable, el gas comprimido o licuado

se desproporciona lentamente según: 4 NO N2O3 + N2O - A altas presiones y temperatura (30 a 50°C): 3 NO NO2 + N2O- En el estado solido esta formado por dímeros en los cuales las dos unidades NO

interaccionan débilmente entre si. O

N 1,15°A

2,18°A 2,62°A

N

O

- Con los halógenos forman los haluros de nitrosilo: 2NO +X2 2NOXX= F, Cl, Br

- Gas café amarillento sumamente tóxico con un olor sofocante.

Por la acción del ácido nítrico concentrado sobre cobre:Cu(s) + 4HNO3(c) Cu(NO3)2(ac) + 2H2O(l) + 2NO2(g)

Otra forma:- A partir:

2NO + O2 2NOEl dióxido de nitrógeno es paramagnético. Tiene una fuerte tendencia a convertirse en el tetróxido de dinitrógeno, que es una molécula diamagnética

- Por dimerización:2NO2 N2O4

Esta reacción se lleva a cabo tanto en fase gaseosa como en fase líquida.

1. 2Cu + NO2 Cu2O + NO2. 2. 2C + 2 NO2 2 CO 2 + N2

3. 7 H2 + 2 NO2 2 NH3 + H2O

4. X2 + 2NO2 2 XNO2 X=Cl, Br

5. CO + NO2 CuO2 + NO

6. SO2 + NO2 SO3 + NO

7. NOCl + NO2 ClNO2 + NO

8. O3 + 2 NO2 N2O5 + O 2

9. NO3 + NO2 N2O5

10. H2O2 +NO2 2HNO3

11. ClNO2 + 2NO2 NOCl + N2O5

12. 2RH + 4NO2 2 RNO2 +N2O3 + H2O

13. R2C= CR2 + 2NO2 R2C=CR2.2NO2

14. 2NO2(g) + H2O(l) HNO3(ac) + HNO2(ac)Ésta es una reacción de desproporción, en la que el número de oxidación del nitrógeno cambia de +4 (en el NO2) a + 3 (en el (HNO2) y + 5 (en el HNO3).

15. Descomposición térmica

2NO2 (150 a 160°C) 2NO +O2

Oxácidos