Presentación Grupo 15

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GRUPO 15
Propiedades generales del grupo 15
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Propiedades generales del grupo 15
• Configuración electrónica externa: ns2 np3
• Grupo de elementos NO METÁLICOS.
• Se detectan irregularidades  estructurales.
• N, P: no metales. As, Sb: metaloides. Bi: metal.
• Números de oxidación 3-, 3+, 5+.
• Óxidos 3+ y 5+  N y P: ácidos. As y Sb: menos ácidos. Bi2O3:
básico.
Fuentes y Estado Natural
Nitrógeno
• Aire: fuente natural de N2.
 Los minerales que contienen nitratos no son 
comunes nitrato de Chile (NaNO3).
Fósforo
 Principal mineral del fósforo: la apatita 
Ca9(PO4)6·CaX2, X = F,OH,Cl).
• La turquesa: mineral de color azul que el cobre le 
proporciona formado por soluciones fosfatadas sobre 
rocas muy ricas en aluminio, 35,03% de la 
composición de su fórmula química:
CuAl6(PO4)4(OH)8·5H2O.
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Arsénico:
• Los principales minerales del arsénico 
son la arsenopirita FeAsS, el realgar
α-As4S4,y el orpimento, As2S3.
Antimonio:
• El principal mineral del antimonio son 
la estibinita, Sb2S3.
Bismuto:
• El bismuto se encuentra en estado 
nativo y en forma de bismutinita,Bi2S3.
Fuentes y Estado Natural
Alótropos y polimorfos
• N: El nitrógeno no tiene alótropos.
• P: presente tres variedades alotrópicas. El fosforo blanco 
(P4, que es el que existe en condiciones estándares) que 
existe como molécula tetraédrica y reacciona con el 
oxígeno del aire y arde.
• Arsénico: existe como arsénico amarillo As4 y arsénico 
gris, que es el estable en condiciones estándares.
• Antimonio: es similar al Arsénico gris
• Bismuto: es metálico
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Ejercicio 1
Explique la variación de las siguientes propiedades de los 
elementos del grupo 15: a) puntos de fusión de la variedad 
estándar, b) estabilidad de los estados de oxidación –3, +3 
y +5, c) carácter metálico, d) fuerza ácida de los ácidos 
oxigenados en estado de oxidación +5, e) carácter ácido-
base de los óxidos en estado de oxidación +3.
CM +5 +3 -3 PF + F.Ac. C.AcBa
NoMe + - + - + + acido
NoMe acido
+
SemiMe + anfotero
SemiMe anfotero
Me - + - - - - básico
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Ejercicio 2
Explique las diferencias significativas entre el nitrógeno y el 
fósforo respecto de los aspectos siguientes: 
• Estabilidad de los enlaces múltiples consigo mismo.
• Número máximo de enlaces sigma que pueden formar 
• Polaridad de los enlaces en sus compuestos con 
hidrógeno y oxígeno.
• Atomicidad de las moléculas de nitrógeno y fósforo (en 
estado estándar)
Nitrógeno Fósforo
Estabilidad enlaces
múltiples
Muy estable
Número máximo de 
enlaces sigma
4 enlaces 5 enlaces
Polaridad de enlace en 
compuestos con H
  = 0,9   = 0,4
Polaridad de enlace en 
compuestos con O
  = 0,5   = 1
Atomicidad de las 
moléculas en estado 
estándar
N2 P4
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Compuestos más importantes: Nitrógeno
NITROGENO
• NH3: 
En presencia del agua el amoníaco reacciona dando un ion 
denominado amonio y un ion oxidrilo:
NH3 + H2O  NH4+ + OH-
Propiedades físicas
 Gas incoloro.
 Olor irritante.
 Se condensa en líquido.
 Teb alta puente de H.
Propiedades químicas:
Disuelve sales (menos que
H2O)
Soluciones conductoras.
Con metales alcalinos
soluciones azul profundo.
Obtención Industrial
Proceso de Haber: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g)∆H < 0 K = 7,7 x 102
Mayor % de conversión  síntesis de NH3 a baja T (~500 °C, T relativamente 
baja), alta Ptotal (200-700 atm) y empleando catalizador metálico (Fe).
Ejercicio 3
En el proceso Haber-Bosch se sintetiza amoníaco 
haciendo pasar corrientes de nitrógeno e hidrógeno en 
proporciones estequiométricas sobre un catalizador de 
hierro. Cuando dicho proceso se realiza a 500ºC y 400 atm 
se consume el 43% de los reactivos, siendo el valor de la 
constante de equilibrio Kp=1,55x10–5. Determine, en las 
condiciones anteriores: a) el volumen de hidrógeno 
necesario para la obtención de 1t de amoníaco puro; b) la 
fracción molar de amoníaco obtenido; c) la presión total 
necesaria para que se consuma el 60% de los reactivos. 
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N2 + 3 H2  2 NH3
inicial 100 300 0
reacciona 43 129 86
equilibrio 57 171 86
a) 
34 g de NH3 ------ 6 g de H2
10 6 g de NH3 ------X = (10 6 g x 6 g)/34 g) =176470 g
conversión = 43%
masa teórica = 176470 g /0,43 = 410396 g de H2
𝑉 = 
× ×
=
/
× ,
 
 
×
= 32516, 8L
b) Fracción molar de NH3
𝑥𝑁𝐻 =
𝑛𝑁𝐻
𝑛𝑁 + 𝑛𝐻 + 𝑛𝑁𝐻
=
86𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
57𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 + 171𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 + 86𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠
= 0,274
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c) N2 + 3 H2  2 NH3
inicial 100 300 0
reacciona 60 180 120
equilibrio 40 120 120 
𝐾𝑝 =
𝑝𝑁𝐻
𝑝𝐻 × 𝑝𝑁
𝐾𝑝 = 𝐾𝑥 × 𝑃𝑇
𝑃𝑇 =
𝑥𝑁𝐻
𝑥𝐻 × 𝑥𝑁 × 𝐾𝑝
= 1026𝑎𝑡𝑚
Compuestos más importantes: Nitrógeno
Óxidos de nitrógeno
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Compuestos más importantes: Nitrógeno
• Dióxido de nitrógeno y tetróxido de dinitrógeno de
nitrógeno
N2O4 (g)  2 NO2 (g)
Cu (s) + HNO3 (ac)  Cu (NO3)2 + 2 H2O (l) 
+ 2 NO2 (g)
• Pentóxido de dinitrógeno
N2O5 (s) + H2O (l)  2 HNO3 (ac)
Compuestos más importantes: Nitrógeno
• Ácido Nítrico
4 HNO3  4 NO2 (g) + O2 (g) + 2H2O (l)
Método de obtención: Método Ostwald
4 NH3 (g) + 5 O2 (g)  4 NO (g) + 6 H2O (g)
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g)
3 NO2 (g) + H2O (l)  2 HNO3 (l) + NO (g)
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Compuestos más importantes: Nitrógeno
• Nitritos
NO2–: Reacciona con los ácidos para dar ácido nitroso
• Nitratos
• Son todos solubles 
• El ion nitrato incoloro no es oxidante en condiciones normales.
• El nitrato más importante es el de amonio.
2 NH4NO3 (s)  2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O (g) 
• Otros nitratos se descomponen por rutas diferentes cuando se 
calientan:
2 NaNO3(l)  2 NaNO2 (s) + O2 (g)
Ejercicio 4
Una muestra de 8,53 g de NaNO3 se calienta hasta que la 
pérdida de masa llega a ser de 0,853 g ¿qué tanto por 
ciento de NaNO3 se ha convertido en NaNO2?
NaNO3 (s)  NaNO2 (s) +1/2 O2 (g) 
8,53 g 0,853 g
𝑛𝑂 =
,
/
= 0,027𝑚𝑜𝑙
0,5 mol O2 --------- 1mol NaNO2
16 g O2-------- 69 g NaNO2
0,853 g O2-------- X = (0,853 g x 69 g)/16 g
X=3,68 g
% =
3,68𝑔
8,53𝑔
100 = 43%
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Ejercicio 5
Una forma de eliminar NO de las emisiones gaseosas es 
hacerlo reaccionar con amoníaco, de acuerdo con la 
siguiente reacción: NH3 + NO  N2 + H2O 
a) Ajuste la reacción. b) Calcule los gramos de amoníaco 
que se necesitarán para que reaccionen 16,5 moles de 
monóxido de nitrógeno.
a) 2 NH3 + 3 NO  5/2 N2 + 3 H2O 
b) 3 moles NO ------------ 34 g NH3
16,5 moles -------------X = 
Ejercicio 6
a) El primer paso en la preparación del ácido nítrico es la 
producción de óxido nítrico a partir del amoniaco y 
oxígeno, según la reacción: 
4NH3 (g) + 5O2 (g)  4NO(g) + 6H2O(g) . 
Supuesto que 3,00 litros de amoníaco a 802ºC y 1,30 atm 
reaccionan completamente con oxígeno, a) ¿Cuántos litros 
de vapor de agua medidos a 125ºC y 1,00 atm se forman? 
b) ¿Cuántos litros de aire, medido en CN se necesitarán si 
el aire tiene un 80% en volumen de Nitrógeno y un 20% de 
Oxígeno? c) Complete con ecuaciones el proceso de 
preparación de ácido nítrico.
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Ejercicio 7
Una sustancia (A) (gas que contiene nitrógeno) por 
oxidación a alta temperatura con un catalizador de platino 
produce un gas incoloro (B), que en presencia de aire 
rápidamente se torna pardo formando un gas (C). Cuando 
(B) y (C) se condensan juntos se forma una sustancia (D), 
que reacciona con agua formando el ácido (E). Por 
tratamiento de (E) con una disolución ácida de KI, se 
desprende el gas(B), pero cuando (E) se trata con una 
disolución de NH4Cl, se desprende un gas estable e 
incoloro (F). Identifique todas las sustancias y escriba las 
ecuaciones químicas ajustadas de todas las reacciones.
A (gas con N)  B (gas incoloro)
NH3  NO
B + O2  C
NO + O2  NO2
NO + NO2  D
NO + NO2 N2O3
N2O3 + H2O  E
N2O3 + H2O  HNO2
+ KI  B + I2 + H2O
HNO2
+ NH4Cl  F + H2O + HCl
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Ejercicio 8
a) Los reactivos dentro de una bolsa de aire son: azida de 
sodio, nitrato de potasio y sílice. Escriba las reacciones 
que ocurren en la misma durante un choque.
b) Tomando en cuenta el N2 gaseoso que se produce en la 
reacción de las bolsas de aire, calcule la masa de azida de 
sodio que se necesita para llenar una bolsa de aire de 70 L 
con N2 a 298 K y a una presión de 100 kPa.
a) 2 NaN3  2 Na (s) + 3 N2
2 KNO3 + 10 Na  K2O + 5 Na2O + N2 
SiO2 + 2 K2O  K4SiO4
2 Na2O + SiO2  Na4SiO4
b) 𝑛𝑁 =
×
×
=
, ×
,
 
×
= 2,82𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑁
1 mol N2 -------10 moles de Na
2,82 mol N2-------X = (2,82mol x 10 mol)/1 mol
X= 28,278 moles Na
2 moles Na-----------129,96 g NaN3
28,278 moles Na----------X=(28,278 mol x 129,96 g)/2mol
X = 1837 g NaN3
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Compuestos más comunes: Fósforo
• Obtención
2 Ca3(PO4)2 (s) + 10 CO(g)  6 CaO(s) +10 CO2 (g) + P4 (g)
• Fosfina PH3
• Óxidos de fosforo
• Hexaóxido de fósforo
P4 (s) + 3 O2 (g)  P4O6 (s)
• Decaóxido de fósforo
P4 (s) + 5 O2 (g)  P4O10 (s)
P4O10 (s) + 6 H2O (l)  4 H3PO4 (l)
Compuestos más comunes: Fósforo
• Cloruros de fósforo: 
Hay dos cloruros: el tricloruro de fósforo PCl3, liquido 
incoloro; y el pentacloruro de fósforo, PCl5, un sólido blanco.
Se forma tricloruro de fósforo, cuando el cloro gaseoso 
reacciona con un exceso de fósforo:
P4 (s) + 6 Cl2 (g)  4 PCl3 (l)
En presencia de un exceso de cloro se forma el 
pentacloruro de fósforo:
P4 (s) + 10 Cl2 (g)  PCl5 (l)
El tricloruro de fósforo es un reactivo importante en la 
química orgánica, y su producción mundial es de 250 000 Tn. 
Este compuesto permite transformar alcoholes en compuestos 
clorados.
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Compuestos más comunes: Fósforo
• Ácido fosfórico
• En estado puro es un sólido incoloro que funde a 42°C.
• Es un ácido débil 
H3PO4 (ac) + H2O (l)  H3O+(ac) + H2PO4- (ac) 
H2PO4- (ac) + H2O (l)  H3O+(ac) + HPO4-2 (ac)
HPO4-2 (ac) + H2O (l)  H3O+(ac) + PO4-3 (ac)
• Preparación
P4 (s) + 5 O2 (g)  P4O10 (s)
P4O10 (s) + 6 H2O (l)  4 H3PO4 (l)
Cuando no se lo requiere con tanta pureza:
Ca3(PO4)2 (s) + 3 H2SO4 (ac)  3 CaSO4 (s) + 2 H3PO4 (ac)
Compuestos más comunes: Fósforo
• Fosfatos:
• La mayor parte de los fosfatos son insolubles. Los fosfatos de los 
metales alcalinos y de amonio son las únicas excepciones a esta 
regla.
• El fosfato trisódico se emplea como limpiador doméstico. Otros 
fosfatos de sodio como el pirofosfato de sodio Na4P2O7, y el 
tripolifosfato de sodio, Na5P3O10 se suelen agregar a los 
detergentes porque reaccionan con los iones calcio y magnesio del 
agua de red para formar compuestos solubles, con lo que se 
impide que se depositen durante el lavado. 
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Ejercicio 9
Una sustancia roja (A), cuando se calienta en ausencia de 
aire, se vaporiza y se condensa de nuevo para dar una 
sustancia cérea amarilla (B). (A) no reacciona con el aire a 
temperatura ambiente, pero (B) arde de manera 
espontánea para dar nubes de un sólido blanco (C). (C) se 
disuelve exotérmicamente en agua para dar una solución 
que contiene un ácido triprótico, (D). (B) reacciona con una 
cantidad limitada de cloro para dar un líquido fumante 
incoloro (E), el cual, a su vez reacciona de nuevo con el 
cloro para dar un sólido blanco (F). (F) da una mezcla de 
(D) y ácido clorhídrico cuando se trata con agua. Cuando 
se agrega agua a (E), se produce un ácido diprótico (G) y 
ácido clorhídrico. Identifique las sustancias de (A) a la (G) 
y escriba ecuaciones de todas las reacciones.
A (sustancia roja)  B (sustancia cérea amarilla)
4 P  P4 (fósforo blanco)
A + O2  No reacciona
B + O2 C (sólido blanco)
P4 + O2 P4O10
C + H2O  D (ácido tripótico)
P4O10 + H2O  H3PO4
B + Cl2  E (liquido fumante incoloro) 
P4 + 6 Cl2  4 PCl3
E + Cl2  F (sólido blanco)
PCl3 + Cl2  PCl5
F + H2O  D + HCl
PCl5 + H2O  H3PO4 + HCl
E + H2O  G (acido diprótico) + HCl
PCl3 + H2O  H3PO3 + HCl
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Ejercicio 10
Un reactor de fabricación de abonos procesa 50 t/día de 
fosforita (ortofosfato tricálcico) con una riqueza del 70%, 
que reacciona con ácido sulfúrico concentrado del 98%, 
para obtener un superfosfato en el cual el fosfato de la 
fosforita se ha transformado en monohidrógeno fosfato de 
calcio. a) Escriba la reacción ajustada que tiene lugar; b) 
calcule las t/día de superfosfato que se obtienen; c) calcule 
las t/día de ácido sulfúrico consumidas; d) calcule el 
contenido en fósforo del superfosfato, expresado en P2O5.
a) Ca3(PO4)2 + H2SO4  2 CaHPO4 + CaSO4
Ejercicio 11
a) ¿Cómo se prepara el ácido fosfórico? 
b) ¿Por qué la mayoría de sus sales son insolubles? 
c) ¿Cuál es su uso más común? Siendo un aditivo muy 
común en las bebidas gaseosas, ¿qué consecuencia 
importante sobre la salud puede tener el consumo 
excesivo de las mismas? 
d) ¿Cuál es su función química en los detergentes? 
a) P4 (s) + 5 O2 (g)  P4O10 (s)
P4O10 (s) + 6 H2O (l)  4 H3PO4 (l)
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Ejercicio 12
a) Una disolución de hidrogeno fosfato es básica mientras 
que la del ión dihidrógenofosfato es ácida. Escriba los 
equilibrios químicos de las reacciones predominantes que 
explican esta diferencia de comportamiento. 
b) ¿Qué pH tendrá una solución amortiguadora de 
Na2HPO4 y NaH2PO4 0,10 M?
Dato: pKa1 = 2,12; pKa2 [H3PO4]= 7,21; pKa3 = 12
H3PO4 (ac) + H2O (l)  H3O+(ac) + H2PO4- (ac) Ka1=10-2
H2PO4- (ac)+ H2O (l)  H3O+(ac) + HPO4-2 (ac) Ka2=10-7
HPO4-2 (ac) + H2O (l)  H3O+(ac) + PO4-3 (ac) Ka3=10-12
HPO4-2 (ac) + H2O (l)  H2PO4- (ac)+ OH-
Kh = Kw/Ka2  Kh = 10-7 Kh > Ka3 
H2PO4- (ac)+ H2O (l)  H3O+(ac) + HPO4-2 (ac)
Kh = Kw/Ka1  Kh = 10-12 Kh < Ka2
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b) Na2HPO4 (base conjugada) y NaH2PO4 (acido débil)
𝑝𝐻 = 𝑝𝐾𝑎 + 𝑙𝑜𝑔
𝑠𝑎𝑙
𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜
𝑝𝐻 = 7,21 + 𝑙𝑜𝑔
0,1
0,1
𝑝𝐻 = 7,21
Ejercicio 13
A partir de los siguientes diagramas de Latimer para el nitrógeno 
en medio ácido y básico construya el diagrama de Frost
correspondiente y establezca: 
a) ¿Cuál es la especie más estable en cada medio? 
b) ¿Es más oxidante el HNO3 o el NO3–? Justifique calculando el 
potencial de reducción a nitrógeno en los dos medios
c) ¿Qué especies son inestables frente a la desproporción tanto 
en medio ácido y en medio básico? Escriba una ecuación de 
desproporción y calcule el potencial de desproporción 
correspondiente
d) ¿Qué especies comproporcionan y en qué se transforman? 
Escriba una ecuación de comproporción y calcule el potencial de 
comproporción correspondiente.
e) ¿En qué medio es más estable el N en estado de oxidación 
+3?
f) ¿En qué medio es más reductor el NO?
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N° oxidación - n x E°
0 0
+1 -(1)(-1,77) = +1,77
+2 -(1)(-1,5) =+1,5 ; +1,5 +1,77 = + 3,27
+3 -(1)(-0,996) = +0,996 ; + 3,27 + 0,996 = + 4,266 
+4 -(1)(-1,07) = + 1,07 ; +1,07 + 4,226 = +5,336
+5 -(1)(-0,803) = + 0,803 ; + 0,803 + 5,336 = +6,139
-1 -(1)(-1,87) = +1,87 
-2 -(1)(1,41) = -1,41 ; -1,41 + 1,87 = +0,46
-3 -(1)(1,275) = -1,275 ; -1,275 + 0,46 = -0,815
Medio ácido
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Medio básico
N° oxidación - n x E°
0 0
+1 -(1)(-0,94) = +0,94
+2 -(1)(-0,76) =+0,76 ; +0,76 +0,94 = + 1,7
+3 -(1)(0,46) = -0,46 ; -0,46 + 1,7 = + 1,24 
+4 -(1)(-0,867) = + 0,867 ; + 0,867 + 1,24 = +2,107
+5 -(1)(0,86) = - 0,86 ; + 0,86 + 2,107 = +1,247
-1 -(1)(-3,04) = +3,04 
-2 -(1)(0,73) = -0,73 ; -0,73 + 3,04 = + 2,31
-3 -(1)(0,1) = -0,1 ; -0,1+ 2,31 = +2,21
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a) En medio ácido NH4+
En medio basico N2
b) Medio ácido HNO3 a N2
6,139𝑉
5
= 1,228𝑉
Medio básico NO3- a N2
1,247𝑉
5
= 0,2494𝑉
El más oxidante es el acido nítrico
c) N2O4  NO3- + NO2
2 OH - + N2O4  2 NO3- + 2 e- + H2O +0,86 V
2 e- + N2O4  2 NO2 + 2 OH - + 0,867 V
2 OH - + 2 N2O4 2 NO3- + 2 NO2 + H2O E°=1,727 V
d) N2O + NH3OH  N2
2 H+ + 2 e- + N2O  N2 + H2O 1,77 V
2 NH3OH+  N2 + 2 e- + 2 H2O 1,87 V
2 H+ + N2O + 2 NH3OH 2 N2 + 3 H2O E°=3,64 V
e) En medio básico
f) En medio básico
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Ejercicio 14
Según el prospecto de un medicamento, recomendado 
para estados carenciales de vitaminas y sales minerales, 
cada comprimido contiene, entre otras sustancias, 90 mg 
de calcio, como fosfato cálcico, y 70mg de fósforo, también 
como fosfato cálcico. A partir de estos datos, compruebe 
que el “fosfato cálcico” que se indica no responde a la 
fórmula Ca3(PO4)2. A veces, en farmacología, se emplea el 
término “fosfato tricálcico” para este compuesto, mientras 
que se reserva el término “fosfato cálcico” a una sal ácida 
de fosfato. Si fuera así, determine de qué sal se trataría.