QUÍMICA INORGÂNICA LIPPY UERJ

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Elementos do grupo 15
Aula 7
Prof. Dr. Lippy Faria Marques
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1. Introdução
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Família 15 (VA) 
Configurações eletrônicas: ns2np3
O estado de oxidação máximo para esses elementos é +5;
(todos os elétrons são utilizados para se formar ligações químicas).
A tendência do par de elétrons s permanecer inerte (efeito do par inerte) cresce com o aumento da massa atômica.
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Tabela I. Configurações eletrônicas dos elementos do grupo 15 
Configuração eletrônica da camada de valência: ns2 np3 
 Alguns desses elementos possuem diferentes estados de oxidação.
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*os estados de oxidação em negrito são os mais estáveis de cada espécie;
* Os estados de oxidação entre parênteses, são os estados de oxidação de existência duvidosa.
Tabela II. Estados de oxidação dos elementos do grupo 15 
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As valências +III e +V se verificam em compostos com halogênios e enxofre;
O nitrogênio exibe uma grande variedade de estados de oxidação: NH3, N2H4, NH2OH, N2, N2O, NO, HNO2, NO2, HNO3. 
Tabela II. Estados de oxidação dos elementos do grupo 15 
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TIPOS DE LIGAÇÕES
A maioria dos compostos formados pelos elementos desse grupo possuem caráter covalente;
Configuração eletrônica do N 
Estado fundamental
Configuração eletrônica do H 
Estado fundamental
Molécula da amônia (NH3)
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A molécula de amônia pode estabelecer mais um ligação química?
OBS: Fala-se íon AMÔNIO e não íon AMÔNIA!!!
Amônia
Íon amônio
+
+
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ENERGIAS DE IONIZAÇÃO
Uma grande quantidade de energia é necessária para remover todos os cinco elétrons de valência, de modo que os íons M5+ não são formados!
Os elementos Sb e Bi podem perder três de seus elétrons formando os cátions M3+, mas tais energias de ionização são demasiadamente elevadas nos outros elementos para a ocorrência de tal processo;
Os átomos de nitrogênio podem receber três elétrons (assumindo uma configuração eletrônica estável), formando os chamados nitretos iônicos, contendo o íon N3-.
Exemplos: Li3N, Be3N2, Mg3N2, Ca3N2
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CARÁTER METÁLICO E NÃO-METÁLICO
Os elementos do grupo 15 seguem a tendência geral, isto é, o caráter metálico aumenta de cima para baixo dentro da família;
N, P e As  Ametais
Sb e Bi  metais
O aumento do caráter metálico fica evidente nos seguintes aspectos analisados:
 Na aparência e estrutura dos elementos;
 Pela sua tendência em formar íons positivos;
 Pela natureza dos seus óxidos;
 Resistividade elétrica.
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REATIVIDADE
O nitrogênio é bastante inerte, por isso se acumulou em elevadas quantidades na atmosfera;
Geralmente quando se deseja um ambiente não reativo emprega-se uma atmosfera de nitrogênio:
Linha de reação em atmosfera inerte de N2
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O fósforo branco se inflama quando exposto ao ar: armazenamento em sob água: 
O fósforo vermelho é estável ao ar à temperatura ambiente, mas reage quando aquecido:
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Formas alotrópicas do fósforo:
Fósforo branco: Branco, constituído de pequenas moléculas de 4 átomos, instável ao ar. Utilizado em bombas incendiárias.
Fósforo vermelho: Vermelho, mais estável e menos reativo do que o fósforo branco. Não possui estrutura definida, formando uma estrutura polimérica, de fórmula Pn
Fósforo negro: é obtido aquecendo-se o fósforo branco a altas pressões
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HIDRETOS
Todos os elementos formam hidretos voláteis de fórmula geral MH3;
Todos são gases tóxicos, de cheiro desagradável! Ex: amônia;
Descendo-se pelo grupo, do NH3 ao BiH3, podemos observar:
 A preparação dos hidretos se torna cada vez mais difícil;
 A estabilidade diminui;
 O poder redutor aumenta.
Amônia
A amônia é um gás incolor de odor pungente;
 
O gás é bastante tóxico e se dissolve em água liberando calor;
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Logo: hidróxido de amônio = solução aquosa de amônia !!!!!
Base fraca
Tanto NH3 como o NH4OH reagem com ácidos formando sais de amônio:
Quais os produtos da reação: NH4OH + HCl  ? + ?
Esses sais formados se assemelham muito aos sais da família dos elementos do grupo 1.
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Os sais de amônio se decompõem facilmente quando aquecidos:
NH4Cl(s) + calor  NH3(g) + HCl(g)
(NH4)2SO4 + calor  NH3(g) + H2SO4(l)
Se o ânion não for oxidante (ex: Cl- ou SO42-) há liberação de amônia (exemplos acima). Caso o ânion seja oxidante (ex: NO3-, NO2-, ClO4- Cr2O72-), então o NH4+ é oxidado a N2 ou N2O:
NH4NO2(s) + calor  N2(g) + 2H2O(l)
(NH4)2Cr2O7(s) + calor  N2(g) + 4H2O(l) + Cr2O3(s)
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O NH3 pode ser preparado em laboratório aquecendo-se um sal de amônio com NaOH:
NH4Cl(s) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + NH3(g) + H2O(l)
O NH3 pode ser detectado por:
1- O seu odor característico;
2- Tornar azul o papel de tornassol umedecido;
3- Formar nuvens brancas e densas de NH4Cl quando aproximamos HCl.
4- Formar um precipitado alaranjado com o reagente de Nessler.
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Processo de Haber-Bosch
Químico alemão Fritz Haber
Químico alemão Carl Bosch
Prêmio Nobel de Química de 1931
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
Reação catalisada por ferro
Temperatura de 450°C 
Pressão de 200 atm
 - Grande importância para armamentos da Alemanha (1ª Guerra Mundial);
 - Atualmente: Fertilizantes na agricultura.
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Fosfina (PH3):
A fosfina, ou fosfano é um gás incolor extremamente tóxico e reativo, com odor que se assemelha ao de peixe em decomposição;
Ao contrário do NH3, não é muito solúvel em água e suas soluções aquosas tem caráter neutro;
O PH3 puro é estável ao ar mas se inflama quando aquecido em torno de 150°C:
PH3(g) + 2O2(g)  H3PO4(l)
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Fogo-Fátuo (Cemitérios e Pântanos)
PH3 (resultante da decomposição cadavérica) presente na superfície dos túmulos queima-se espontaneamente se o dia estiver quente, resultando em chamas amarelas e azuis de 2 a 3 metros de altura!!!!!
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Hidrazina (N2H4):
A hidrazina é um líquido covalente, fumegante quando exposto ao ar, e com odor semelhante ao do NH3;
Queima facilmente ao ar liberando grande quantidade calor:
N2H4(l) + O2(g)  N2(g) + H2O(l) DH = -621 kJ/mol
Os derivados metilados da hidrazina são utilizados como combustível de foguete e ônibus espaciais;
Pode atuar como um agente redutor, na fabricação de I2 e O2
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Óxidos de Nitrogênio
 - Todos os óxido e oxo-ácidos de nitrogênio apresentam ligações múltiplas pp-pp entre os átomos de nitrogênio e oxigênio. Isso não ocorre com os elementos mais pesados do grupo 15;
 - Tal fato explica o motivo no nitrogênio formar uma série de compostos que não tem análogos de P, As, Sb ou Bi;
 - Existem uma variedade de óxidos de nitrogênio, com o estado de oxidação desse elemento podendo variar de (+I) a (+VI).
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Tabela III. Óxidos de nitrogênio 
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Óxido nitroso, N2O:
É um gás estável e pouco reativo. É preparado cuidadosamente pela decomposição térmica do nitrato de amônio fundido, a 280°C.
NH4NO3(l)  N2O(g) + 2H2O(l) (280°C)
N2O é utilizado como anestésico, principalmente por dentistas. Conhecido como “gás hilariante” (No entanto não provoca risos!)
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