Transcript Antimonio Sb

Grupo 15: Familia del
Nitrógeno
Acevedo Domínguez Naray Alejandra
Alvarado Salinas Guillermo Samuel
García Aragón Cynthia
León Zárate María José
López Guadarrama Alejandro
Villanueva Estrada Estefanía
• Configuración electrónica que termina en nS2 nP3. ó nS2 nd10 nP3. (Arsénico)
• 5 electrones en su capa de valencia.
• Los números de oxidación suelen ser o 5 o 3.
• Tienden a formar 3 o 5 enlaces cuando son el átomo central de una molécula.
• El carácter metálico aumenta con el aumento del número atómico.
• EL punto de ebullición y de fusión aumenta a medida que aumenta el número
atómico.
Si el carácter metálico aumenta
¿Qué propiedad disminuye?
E2O3
E2O5
EH3
ECl5
EO3-
3EO4
Pirámide trigonal
NH3 , PH3, BiCl3, PCl3,SbCl3 , etc.
Bipirámide trigonal:
PF5 , AsF5, SbCl5, PCl5,BiF5 (polímero), etc.
El NF5 no es estable ya que el N no tiene el
suficiente tamaño como para albergar 5 floruros.
Tetraédrica:
PO43AsO43SbO43-
Triangular Plana:
NO3BiO3PO3-
NITRÓGENO
• Del latín “nitrium”
(Antiguamente =
compuestos de sodio)
y “genes” = generar
• Descubierto por
Daniel Rutherford en
1772
Características




Gas diatómico (N2).
Compone el 78 % del aire en la atmósfera
Consta de 6 isótopos:
Estables 14N y 15N
Radiactivos
12N, 13N, 16N y 17N
 Constituye un papel
primordial al ser el
constituyente de los
aminoácidos, ácidos
nucleicos y proteínas.
•
El Ciclo del
nitrógeno es uno
de los procesos
más importantes
en los ecosistemas.
Nitruros
 Compuestos binarios
 Clasificación: salinos, covalentes e
intersticiales.
 Su formación puede darse a partir de
N2 o NH3, o por descomposición
térmica de una amida:
 6 Li (s) + N2 → 2 Li3N(s)
3 Ca (s) + 2 NH3 (l) → Ca3N2 (s) + 3 H2 (g)
NH3
Gas incoloro
Tóxico (en altos niveles de exposición)
Líquido excelente disolvente.
Producción de fertilizantes y fuente primaria en la
producción de sustancias químicas.
 Se obtiene a partir del proceso Haber:




N2 (g) + 3 H2 (g) → 2NH3 (g)
HNO3
 Líquido incoloro, corrosivo y tóxico ( puede causar
quemaduras graves).
 Producción de fertilizantes y explosivos.
 Tiene usos adicionales en metalurgia y refinado.
NO2




Gas color café.
Olor fuerte y penetrante.
Es uno de los contaminantes del aire más prominentes
Su dímero N2O4 (incoloro)
∆ + N2O4(g)

2NO2 (g)
Usos
 Producción industrial del amoniaco NH3 y
conversión en ácido nítrico (HNO3).
 En
estado
líquido
se
utiliza
como
refrigerante.
 Hidrazina N2H4 y dimetilhidrazina N2H2(CH3)2
se utilizan como combustibles de cohetes.
Obtención
 A partir del aire : Eliminación del oxígeno
 Aire líquido: Destilación fraccionada
 Descomposición de NH4NO2 :
NH4NO2(s) → 2H2O (g)+ N2 (g)
 Oxidación de amoniaco con óxido de
cobre (II):
2NH3 (g) + 3CuO (s) → 3 Cu (s) + 3H2O + N2 (g)
Aplicaciones
FÓSFORO
•Descubierto en
1669 por Hennig
Brandt
•Del griego
“portador de luz”.
El fósforo P4 se encuentra como
una serie de alótropos.
 Fósforo blanco
 Fósforo rojo
 Fósforo negro (el más estable)
Obtención
 Reducción de Fluoroapatita (Ca5(PO4)3F) e
Hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH).
Reacciones
 Formación de ácido fosfórico
Ca5(PO4)3F(s) + 5H2SO4(l) → 3H3PO4(l) + 5CaSO4(s) + HF(g)
 Fósforo elemental
2Ca3(PO4)2(s) + 6SiO2(s) + 10C(s) → 6CaSiO3(l) +
10CO(g) + P4(g)
Funciones biológicas
Usos
 Pirotecnia, bombas de humo, fabricación de acero
y aleaciones.
 El 85% del ácido fosfórico se emplea en la
producción de fertilizantes.
Aplicaciones
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Se conoce desde tiempos remotos, al igual
que sus compuestos sulfurados.
Desde entonces se conocían sus
propiedades toxicas, irritantes y corrosivas.
Roger Bacon y Alberto Magno se detuvieron
en su estudio —se cree que este último fue el
primero en aislar el elemento en el año 1250.
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Sólido
Metaloide
Bloque 4, periodo P
Masa atómica: 74.926 u
Configuración electrónica: [Ar]4s2 3d10 4p3
Radio medio 115 pm
Electronegatividad 2,18 (Pauling)
Estado(s) de oxidación ±3,5
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Gris metálico
Estructura cristalina: romboédrica
Densidad: 5,73 g/cm3
Punto de fusión: 887 K (614 °C)
Punto de ebullición: 1090 K (817 °C)
Buen conductor térmico
Mal conductor eléctrico
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
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Amarillo
Densidad: 1,97 g/cm3
Extremadamente volátil
Más reactivo que el arsénico metálico
Presenta fosforescencia a temperatura
ambiente
Negro
Densidad: 4,7 g/cm3
Estructura cristalina: hexagonal
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Alacranita
Fórmula química: As8S9
Densidad: 3.43 g/cm3
Arsenolita
Fórmula química: As2O3
Densidad: 3,7 g/cm3
•
Getchellita
Fórmula química: SbAsS3
•
Densidad: 3.98 g/cm3
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
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Oropimente
Fórmula química: As2S3
Densidad: 3,53 g/cm3
Rejalgar
Fórmula química: As4S4
Densidad: 3,56 g/cm3
Tennantita
Fórmula química: Cu12As4S13
Densidad: 4.7 g/cm3
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
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Ácido arsénico
Fórmula química: H3AsO4
Masa molar: 141,94 g/mol
Punto de fusión; 308,65 K (36 °C)
Punto de ebullición: 433 K (160 °C)
Se usa en el tratamiento de madera, en la fabricación de colorantes
como herbicida, insecticida o raticida.
Ácido arsenioso
Fórmula química: H3AsO3
Masa molar: 125,94 g/mol
Es una molécula piramidal
Es usado como un herbicida, pesticida, y raticida
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
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•
Trihidruro de arsénico III
Fórmula química: AsH3
Punto de fusión: 157 K (-116 °C)
Punto de ebullición: 210 K (-63 °C)
Masa molar: 78.0 g/mol
Gas incoloro, inflamable y altamente tóxico
Se usa en síntesis orgánicas y en la formación de materiales
semiconductores.
Trióxido de arsénico
Fórmula química: As2O3
Punto de fusión: 585 K (312 °C)
Punto de ebullición: 738 K (465 °C)
Masa molar: 197.8 g/mol
Se usa en la fabricación de pesticidas, tratamiento de la
leucemia, preservativos para madera y elaboración de
semiconductores.
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•
Lewisita
Nombre sistemático: 2-cloroetenildicloroarsina
Masa molar 207.32 g/mol
Punto de fusión: 255 K (-18 °C)
Punto de ebullición: 463 K (190 °C)
Aceite de color café.
Utilizado en la fabricación de armas químicas.
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•
Cuadro clínico agudo
Síntomas gastrointestinales: aliento con olor a ajo, náuseas, vómito,
diarrea.
Síntomas cardiovasculares: hipotensión arterial y shock.
Síntomas cutáneo-mucosos: irritación, vesicación y desprendimiento
de piel.
Síntomas neurológicos: cefalea, letargo, convulsiones, disfunciones
motoras y coma.
Síntomas hematológicos: aplasia medular, desencadenante de
anemia, leucopenia, y trombocitopenia.

•
•
Cuadro clínico crónico (arsenicosis)
Es causado principalmente por el consumo continuado de
agua contaminada o por el trabajo con dicha sustancia.
La arsenicosis tiene relación directa con la aparición de varios
tipos de cáncer.
•
Síntomas digestivos: náuseas, vómitos, dolores abdominales.
•
Síntomas cutáneos: aparición de vesículas, ulceras y verrugas.
•
Lesiones degenerativas en el hígado, lesiones cardiacas,
daño renal.
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
En las aguas tóxicas y salobres del Lago Mono, en California, una
bacteria puede sustituir el fósforo (que hasta la fecha se
consideraba indispensable para la vida) con arsénico, al punto
de incorporar este elemento a su (ADN).
Este descubrimiento abre la puerta a la búsqueda de nuevas
formas de vida en planetas que no contengan fósforo en su
atmósfera.
Sin embargo, la bacteria es resistente al arsénico pero no puede
sustituir por completo el fósforo.
ANTIMONIO
 Del griego anti monos
“no solo”
 Símbolo del latín
stibium “lápiz”, ya que
el negro del antimonio
se utilizaba antes para
pintarse las cejas.
Características
 Metaloide
 4 formas alotrópicas (blanco,
amarillo, negro y explosivo)
 Acidez media
 Estructura cristalina
Romboédrica
 Apariencia: sólido cristalino,
fundible, quebradizo, blanco
plateado que presenta una
conductividad eléctrica y
térmica baja
Características
 Isótopos:
31 isótopos de los cuales 2 son
estables y se encuentran en la
naturaleza.
121Sb (57.36%)
123Sb (42.62%)
 Abundancia
Corteza terrestre: 0.2 ppm
Sistema Solar: 950 ppb
Configuración Electrónica
[Kr] 4d10 5s2 5p3
Número atómico
51
Peso atómico
121.76
Punto de Fusión
630.7 °C
Punto de Ebullición
1750 °C
Estado de agregación
Sólido
Densidad
6.69 g/cm3
Dureza de Mohs
3.5
Niveles de oxidación
-3, 3, 5
Electronegatividad
2.05
Radio Atómico
159 pm
%m en la corteza terrestre
6.5x10-5%
Isótopos (%)
Sb-121 (57.21%)
Sb-123 (42.79%)
Obtención
 Se puede encontrar en
minerales como antimonita o
estibina (Sb2S3) y valentinita
(Sb2O3).
Estibina
 Reducción del óxido con
coque
2Sb2O3 + 3C → 4Sb + 3CO2
 Reducción del sulfuro con
hierro
Sb2S3 + 3Fe → 2Sb + 3FeS
Valentinita
Principales centros mineros en
el mundo
Usos
 Es muy quebradizo por lo que se
usa en aleaciones con otros
metales como el Sn y Pb.
 Utilizado en semiconductores
(diodos, detectores de
infrarrojo).
 En acumuladores eléctricos.
 Catalizador en la polimerización
del PET (Sb2O3).
 Sus compuestos son utilizados en
retardantes de llama(Sb2O3),
pinturas, cerámica, esmaltes,
pirotecnia (Sb2S3), entre otros.
Riesgos a la Salud
 Es tóxico.
 El envenenamiento con este
elemento es similar al
causado por el As.
 Una leve intoxicación puede
ocasionar mareo, cefalea y
depresión.
 Una intoxicación grave
produce vómitos frecuentes
y la muerte.
Historia
 El bismuto se conocía desde la antigüedad, pero
hasta a mediados del siglo XVIII se confundía con el
plomo, estaño y cinc.
 Fue aislado en 1753, en Francia, por C.F.Geoffroy.
 De la palabra alemana "bisemutum" que significa
"materia blanca", en alusión al color del elemento.
Descripción del bismuto
• En la clasificación geoquímica de los elementos
pertenece a los calcófilos.
• Existe en la naturaleza como metal libre y en minerales.
• Los compuestos más estables son los del bismuto
trivalente.
• El bismutato de sodio y el pentafluoruro de bismuto son
quizá los compuestos más importantes de Bi(V).
Descripción del bismuto
 Es opaco a los rayos X y en algunas
aleaciones tiene un punto de fusión bajo.
 Poco conductor del calor y la electricidad.
 Es un sólido, duro y quebradizo.
Características y abundancia
Números de oxidación:
Estructura electrónica
Punto de fusión
Punto de ebullición
Estructura cristalina
Color
Electronegatividad
Estado de agregación
Tipo magnético
+3, +5
[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3
271 °C
1564 °C
Romboédrica
Blanco amarillento
2.02
Sólido
Diamagnético
Abundancia
Universo
0.0007 ppm
Solar
0.01 ppm
Corteza terrestre
0.048 ppm
Minerales
Bismutina (Bi2S3)
Bismutita Bi2(CO3)O2
Tetradimita (Bi2Te2S)
 Eulinita Bi4(SiO4)3
Telurobismuto (Bi2Te3)
Reacciones
Reacciones con agua
2Bi(s) + 3H2O(g)
→
Reacciones con aire
4Bi(s) + 3O2(g)
→
Bi2O3(s) + 3H2(g)
2Bi2O3(s)
Reacciones con halógenos
2Bi(s) + 5F2(g)
2Bi(s) + 3I2(g)
→
→
2BiF5(s)
2BiI3(s)
Reacciones
Bismuto se disuelve en ácido sulfúrico
concentrado o ácido nítrico, soluciones de
forma que contenga Bi(III). La reacción de
ácido sulfúrico produce dióxido de azufre(IV).
Con ácido clorhídrico en presencia de
oxígeno, se produce cloruro de bismuto (III).
 4Bi(s) + 3O2(g) + 12HCl(aq)
4BiCl3(aq) + 6H2O(l)
Obtención
 Parte del bismuto comercial se obtiene como
subproducto en las metalurgias de otros
metales como cobre, plomo y estaño , así
como de los lodos anódicos formados en los
procesos de refinado electrolítico de éstos.
 Método de Betts
Usos
(BiOCl)-cosméticos y fabricación de perlas artificiales
“Metal verde”
Salicilato de Bismuto C7H5BiO4
Bibliografía
 http://eprints.uanl.mx/2660/1/S%C3%8DNTESIS_Y_CARACTERIZACI%C3%93N_DE__
NANOPART%C3%8DCULAS_DE_BISMUTO_OBTENIDAS_MEDIANTE_IRRADIACI%C
3%93N_DE_MICROO.pdf
 Mirete Salvador, Catálogo-Glosario de especies minerales, ed. Ministerio de ciencia
y tecnología, Madrid,1991,pp.166.
 SHRIVER & ATKINS, Química Inorgánica 4ª Edición, Ed. McGraw Hill, México,
2008, p 347-375
 BROWN, Theodore; Química. La Ciencia Central, Ed. Pearson Educación, México,
2009, p. 890-899.
 file:///C:/Program%20Files%20(x86)/freshney.org/Periodic%20Table/data/EN/xhelp/
page7.htm