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UFRRJ – Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro
ICE – Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
IC397 – Química Inorgânica I
Prof.: Geovan da Silva Souza
Ana Gabriele Santos Albuquerque 200602003-8
André Luiz Torres Rosas 200602004-6
 Átila Santana da Silva 200602005-4
Luis Augusto Avellar Martins 200602023-2 
FAMÍLIA DO NITROGÊNIO – GRUPO 15 ( ou V-A)
1- Introdução
 O nitrogênio é raro na crosta terrestre, mas o elemento nitrogênio é o principal componente de nossa atmosfera ( 76% em massa ). Essa abundância do nitrogênio elementar não é um comum em nosso sistema solar. Como a atmosfera de Marte tem apenas 2,6% de nitrogênio, a colonização de Marte dependeria da existência de rochas contendo nitrogênio na crosta do planeta.
 Para crescer,as plantas necessitam nitrogênio. Entretanto, elas não podem usar diretamente o nitrogênio, devido à energia de ligação tripla entre dois nitrogênios( 944 kJ/mol ) que torna o gás nitrogênio quase tão inerte como os gases nobres. Para poder ser usado pelos organismos, o nitrogênio deve primeiro ser “fixado”, isto é, combinado com outros elementos para formar compostos mais úteis. Uma vez fixado, o nitrogênio pode ser convertido em outros compostos, usados como remédios, fertilizantes, explosivos e plásticos.
 As propriedades do fósforo, no Período 3, diferem significativamente das do Nitrogênio. O raio atômico do fósforo é cerca de 50% maior do que o do Nitrogênio; logo, dois átomos de fósforo são muito grandes para se aproxiamrem o suficiente para que os seus orbitais 3p se sobreponham para formar ligações p. Dessa forma, enquanto o nitrogênio pode formar estruturas com ligações múltiplas, como o N2O3, como o P4O6. O tamanho dos átomos e a disponibilidade dos orbitais 3d significa que o fósforo pode formar até seis ligações, enquanto o nitrogênio pode formar apenas quatro.
II) Informações Gerais
	Elemento
	Z
	M.M.(g/mol)
	Densidade(g/cm3)
	P.F.(ºC)
	P.E.(ºC)
	E.I(kJ/mol)
	Afinidade eletrônica(kJ/mol)
	Eletronegatividade
	E.O.
	R.A.(pm)
	Símbolo
	Nitrogênio
	7
	14,01
	1,04
	-210
	-196
	1400,2856
	-7
	3,0
	-3,+3,+5
	125
	N
	Fósforo
	15
	30,97
	1,82
	44
	280
	1011,1903,2912
	+72
	2,2
	-3,+3,+5
	115
	P
	Arsênio
	33
	74,92
	5,78
	613
	-
	947,1798
	+78
	2,2
	-3,+3,+5
	182
	As
	Antimônio
	51
	121,76
	6,69
	631
	1750
	834,1794,2443
	+103
	2,1
	-3,+3,+5
	182
	Sb
	Bismuto
	83
	208,98
	8,90
	271
	1650
	703,1610,2466
	+91
	2,0
	+3,+5
	155
	Bi
1- Configuração eletrônica e estados de oxidação
            Todos os elementos desse grupo apresentam cinco elétrons na camada mais externa e o estado de oxidação máxima é +5, quando utilizam todos os elétrons para fazer ligações. O efeito do par inerte cresce com o aumento da massa atômica. Assim, geralmente só os elétrons p são utilizados, resultando uma valência 3. 
            2- Tipos de ligações e energia de ionização
          A maioria dos compostos formados pelos elementos do grupo VA é covalente. A remoção dos cinco elétrons da camada de valência implica numa energia de ionização muito elevada, de modo que não se formam íons M5+. Contudo, os elementos maiores do grupo (Sb e Bi) podem ser transformados em íons M3+, perdendo três de seus elétrons externos. 
          Somente o nitrogênio existe sob a forma de molécula diatômica, porque os demais átomos do grupo são grandes e seus tamanhos dificultam o estabelecimento de duas ligações pi (M M). Nos hidretos destes elementos a energia de ligação e a estabilidade decrescem de cima para baixo no grupo. Assim, a arsina (AsH3), a estibina (SbH3) e a bismutina (BiH3) só são obtidas em pequenas quantidades. Nestes hidretos, os ângulos de ligação se tornam menores, à medida que se desce no grupo. Veja:
 
          Isso ocorre provavelmente devido ao tamanho crescente dos átomos centrais, fazendo com que o orbital p, com dois elétrons, seja mais difuso e se aproxime da forma esférica, "comprimindo" as ligações. Tanto a arsina quanto a estibina são gases tóxicos.
NITROGÊNIO ( N )
            HISTÓRICO:  O nitrogênio foi descoberto em 1722, por Priestley.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O nitrogênio gasoso constitui cerca de 78% do ar atmosférico da Terra e forma vários sais solúveis presentes no solo, que são utilizados pelas plantas. 
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O nitrogênio exige uma grande variedade de estados de oxidação, que pode ser verificado pelos seguintes exemplos: -3 na amônia (NH3), -2 na hidrazina (N2H4), -1 na hidroxilamina (NH2OH), 0 no nitrogênio molecular (N2), +1 no óxido nitroso (N2O), +2 no óxido nítrico (NO), +3 no ácido nitroso (HNO2), +4 no dióxido de nitrogênio (NO2) e +5 no ácido nítrico (HNO3). Passando uma faísca elétrica através do N2 gasoso a baixas pressões, pode-se obter o nitrogênio ativo. Essa forma de nitrogênio atômico reage com diversos elementos, rompendo muitas moléculas normalmente estáveis.
          O composto de nitrogênio de maior importância é a amônia, cujo ponto de ebulição é maior do que se deveria esperar, devido à formação de pontes de hidrogênio no estado líquido. O caráter fortemente básico da amônia faz dela um excelente doador de elétrons. Assim, ela forma sais de amônio [NH4]+ e também compostos de coordenação com íons metálicos, como por exemplo o [Co(NH3)6]3+. A hidrazina (N2H4) é um líquido fumegante quando exposto ao ar, de cheiro semelhante ao da amônia. Alguns de seus derivados são utilizados como combustíveis para foguetes e ônibus espaciais. A hidrazina é obtida pelas seguintes reações:
   NH3 + NaOCl    NH2Cl + NaOH     (lenta)
2 NH3 + NH2Cl    N2H4 + NH4Cl      (rápida)            
            UTILIZAÇÃO: O nitrogênio puro é obtido industrialmente pela destilação fracionada do ar resfriado. O nitrogênio líquido (-180o C) é muito utilizado na conservação de embriões, sêmen e outros materiais, além de encontrar emprego na medicina, como antisséptico e para retirada de verrugas na pele. Os nitratos são empregados como fertilizantes agrícolas e na fabricação de explosivos e o nitrito é usado em testes laboratoriais. Junto com o ácido clorídrico, o ácido nítrico (na proporção 3:1) forma a água-régia - único solvente capaz de dissolver o ouro e outros metais nobres, mais resistentes a ácidos.
FÓSFORO ( P )
            HISTÓRICO:  O fósforo foi isolado pela primeira vez em 1669, pelo alquimista Brand.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O fósforo é muito difundido na crosta terrestre (cerca de 12% de sua composição), sendo encontrado em mais de 250 minerais. O mineral de fósforo mais importante é a apatita, a qual pode se apresentar de três maneiras, de estruturas semelhantes, sendo que as três podem se apresentar mescladas na mesma rocha:
Fluorapatita: 3 Ca3(PO4)2 . CaF2
Cloroapatita: 3 Ca3(PO4)2 . CaCl2
Hidroxiapatita: 3 Ca3(PO4)2 . Ca(OH)2
          Existe também um mineral formado apenas por carbonatos e fosfatos de cálcio, chamado fosforita. A extração do fósforo pode ser feita pelo aquecimento das fosforitas em forno elétrico, a temperaturas próximas a 1000o C, com areia e carbono. O fósforo é ainda um importante constituinte dos ossos e dentes dos animais.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O fósforo existe sob três formas alotrópicas: O fósforo amarelo é uma variedade venenosa e instável, que oxida-se espontaneamente a temperaturas próximas de 40o C, gerando uma intensa luminosidade e liberando grande quantidade de calor (a combustão produz o pentóxido de fósforo - P2O5). Por isso ele deve ser conservado imerso em água. Suas moléculas são formadas por quatro átomos de fósforo, formando um tetraedro. 
          Aquecendo-se o fósforo amarelo a temperaturas entre 250-300o C por cerca deduas horas, obtém-se o fósforo vermelho, uma variedade estável e não-venenosa, formada por dois tetraedros de átomos de fósforo ligados um ao outro (dimerização do fósforo amarelo).Aquecendo o fósforo amarelo a cerca de 200o C, porém, a alta pressão, forma-se a terceira variedade - o fósforo negro. Trata-se de uma forma polímera, constituída de várias moléculas tetraédricas unidas entre si, formando longas cadeias. É uma substância cinza-escura e de densidade maior do que as outras formas alotrópicas.
          O fósforo amarelo apresenta uma afinidade muito grande pelos demais elementos, podendo formar com eles numerosos compostos. Sendo um redutor bastante enérgico, transforma o ácido sulfúrico, a quente, em SO2. A mais de 600o C o fósforo decompõe a água, formando ácido fosfórico e liberando hidrogênio:
P4 + 16 H2O   4 H3PO4 + 10 H2
          Com o oxigênio, o fósforo forma vários óxidos de caráter ácido: P2O3 (P com valênica +3), P2O5 (P com valênica +5), P2O4 (P com valênicas +3 e +5). Dos três, o pentóxido é o óxido mais ávido por água, e constitui um dos melhores agentes desidratantes disponíveis no laboratório e na indústria.
          O fósforo reage com halogênios, produzindo haletos, dentre quais os mais importantes são os cloretos (PCl3 e PCl5). O PCl3 é obtido pela síntese direta do fósforto com o halogênio. Fazendo-se borbulhar o cloro através do tricloreto, que é líquido à temperatura ambiente, obtém-se o pentacloreto. O fósforo também forma o hidreto PH3 (fosfina), mas o PH5 não existe porque o hidrogênio não possui orbitais d para distorcer a nuvem eletrônica do fósforo e hibridizá-lo.
            UTILIZAÇÃO:  O ácido fosfórico é empregado na produção de fosfatos que são utilizados como fertilizantes. Os fosfatos de sódio e potássio são ainda usado como aditivos em detergentes. Os cloretos de fósforo (PCl3 e PCl5) são muito utilizados em várias sínteses orgânicas, como agente clorador. 
ARSÊNIO ( As )
            HISTÓRICO:  O arsênio foi isolado no século XIII, por Roger Bacon.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  Em quantidades reduzidas (aprox. 0,00005%), o arsênio está presente na matéria orgânica e em quase todos os sulfetos metálicos, e encontra-se ainda dissolvido nas águas naturais. Raramente ocorre sob a forma elementar, e seus principais minerais são:
Ouro-pigmentado: As2S3
Realgar: AsS
Arsenopirita: FeAsS
Arsenolita: As2O3
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Analogamente ao fósforo, o arsênio existe sob três formas alotrópicas. A única estável à temperatura ambiente é uma substância cristalina de cor cinza-escuro, de brilho metálico. As duas outras formas, instáveis, são o arsênio amarelo e o arsênio negro. A primeira, obtida pelo resfriamento rápido de vapores de arsênio, cristaliza-se no sistema cúbico e é constituída de moléculas tetratômicas. Além disso é volátil e solúvel em solventes apolares. Já o arsênio negro é amorfo, resultando da decomposição térmica do hidreto de arsênio AsH3 (arsina).
            A arsina pode ser obtida pela seguinte reação:
As2O3 + 6Zn + 6H2SO4   2AsH3 + 6ZnSO4 + 3H2O
            Substituindo-se os hidrogênios da arsina por radicais orgânicos pode-se obter derivados orgânicos do arsênio.
            A altas temperaturas o arsênio combina-se com muitos elementos, especialmente alguns metais, com os quais forma ligas extremamente duras. Entre os halogenetos mais conhecidos está o AsCl3, um líquido oleoso e incolor, muito venenoso e instável na presença de ar. Fazendo passar uma corrente de gás sulfídrico (H2S) através de uma solução de ácido arsênico (H3AsO4), forma-se um precipitado amarelo - o pentassulfeto (As2S5) - que se dissolve em presença de íons sulfeto.
            UTILIZAÇÃO:  Muitos compostos de arsênio são poderosos agentes venenosos, decorrendo daí sua aplicação como inseticidas e raticidas. Para isto são usados principalmente o anidrido arsenioso e os arseniatos de chumbo e cálcio. No caso de envenenamento humano por arsênio, o Ca(OH)2, o MgSO4 e o Fe(OH)3 são antídotos convenientes, pois todos eles provocam a formação de compostos insolúveis de arsênio, impedindo, dessa forma, sua ação. 
            Alguns compostos aromáticos de arsênio são empregados como medicamentos. Entre eles o para-amino-fenil-arsenato de sódio, conhecido como Atonil, e o 3,3-diamiino-4,4-diidróxi-arsenobenzeno, chamado Salvarsan. É empregado no tratamento de algumas formas de malária e também no combate à sífilis.
ANTIMÔNIO ( Sb )
            HISTÓRICO:  O antimônio foi descoberto em 1450, pelo alemão Thölde.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  Encontra-se sempre associado a outros elementos, sendo praticamente constante a presença de enxofre. Seu mineral mais importante - a antimonita (Sb2S3) - representa a combinação mais simples. Na pirargirita e na estefanita existe, além do enxofre, a prata. Quando o grupo SbS se liga ao cobre ou ao chumbo, os minerais são chamados respectivamente tetraedrita e boulangerita. No entanto, de todos esses minerais apenas a antimonita é usada como fonte de obtenção do semimetal, pois é o mais rico em antimônio e também o mais difundido. Suas principais jazidas estão na China, Japão, Bolívia, México, Peru e Iugoslávia.
            A extração do antimônio a partir da antimonita recorre a técnicas diversas. Uma delas consiste em ustular o sulfeto, reduzindo, em seguida o óxido formado (como redutor usa-se, geralmente, o carbono):
2 Sb2S3 + 9 O2    2 Sb2O3 + 6 SO2
2 Sb2O3 + 3 C    4 Sb + 3 CO2
            Entretanto, o antimônio assim obtido é bastante impuro. Através de sucessivas refinações eletrolíticas pode-se obtê-lo com elevado grau de pureza (99,9%).
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O antimônio é um sólido acinzentado que apresenta dificuldades na transmissão de calor e oferece grande resistência à passagem de corrente elétrica. Além dessa forma aparentemente metálica, o antimônio ocorre sob outra forma alotrópica: o antimônio amarelo, estável a -90o C e que, a -40o C, dá origem ao antimônio negro (uma terceira forma alotrópica).Existe ainda o estado chamado antimônio explosivo, obtido por eletrólise do tricloreto (SbCl3). Trata-se de uma variedade instável que, ao ser aquecida, explode e se converte na forma cinzenta comum.
            Os estados de oxidação do antimônio são +5, +3 e -3. O estado -3 é o menos estável. Um exemplo conhecido é o hidreto (SbH3), conhecido como estibina - um gás venenoso e altamente instável: sob leve aquecimento decompões-se em hidrogênio e antimônio. O óxido de antimônio III (Sb2O3) é um óxido anfótero, que se dissolve em ácidos, produzindo cátions Sb(OH)2+ ou SbO+ e na presença de bases, dá origem a ânions SbO - ou Sb(OH)4-.
            O óxido de antimônio V (Sb2O5) é atacado por ácido nítrico concentrado em excesso, produzindo o ácido antimônico (HSbO3 . 3 H2O). Existe ainda um óxido em que o antimônio é aparentemente tetravalente - o Sb2O4. No entanto, trata-se de um composto em que um dos átomos de Sb é trivalente e o outro pentavalente.
            UTILIZAÇÃO:  Apenas o antimônio cinza é aproveitado industrialmente, principalmente na preparação de ligas. É usado também na preparação de vernizes, cerâmica e esmaltes.
BISMUTO ( Bi )
            HISTÓRICO:  O bismuto foi descoberto em 1753, por Georgius Agricola.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  Na natureza, o bismuto ocorre no estado livre. Geralmente, porém, é encontrado sob a forma de compostos em alguns minerais. Destes, os mais importantes são:
Bismutina ou Bismutinita: Bi2S3
Bismita ou Bismutocre: Bi2O3
Bismutita: Bi2CO3(OH)4
Telurobismutita: Bi2Te3
Tetradimita: Bi2Te2S
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O estado de oxidação característico do bismuto é +3. À temperaturas elevadas forma com o oxigênio o óxido de bismuto (Bi2O3). Trata-se de um óxido básico de coloração amarelo-escura, insolúvel em água. Reagindo-se esse óxido com o ácido clorídrico obtém-se o cloreto de bismuto (BiCl3), um sal volátil esolúvel em água. Dissolvendo-se o bismuto em ácido nítrico, forma-se o nitrato, que com um excesso de água, precipita-se sob a forma de um sal básico, o Bi(OH)2NO3. O processo é reversível: um excesso de ácido nítrico redissolve o precipitado, conduzindo-o à forma de nitrato novamente.
            UTILIZAÇÃO:  O bismuto é utilizado na preparação de ligas de baixo ponto de fusão, usadas na fabricação de fusíveis protetores de fusíveis protetores de circuitos elétricos. Também usa-se o bismuto no endurecimento de placas de chumbo dos acumuladores, mas a maior parte do elemento é utilizada pela indústria farmacêutica, que explora seu poder adstringente e suas propriedades anti-sifilíticas. No entanto, deve-se administrá-lo em quantidades controladas; caso contrário, resultaria em envenenamento. Outros compostos de bismuto são usados no tratamento da úlcera gástrica, da artrite e ainda como cicatrizante.
III) Experimental
NITROGÊNIO
1) Preparação e propriedades
 a) Foi colocado no erlenmeyer do gerador de gás, 4 g de cloreto de amônio, 5 g de nitrito de sódio e 30 mL de água. Foi aquecido brandamente até iniciar a reação:
NH4Cl + NaNO2 ( NH4NO2 + NaCl
NH4NO2 + calor ( N2(g) + 2H2O
O gás foi recolhido em 2 tubos de ensaio
 b) No primeiro tubo, foi colocado um fósforo aceso e foi observado que a chama se extingue, ou seja, significa dizer que o gás Nitrogênio não é comburente.
 c) Foi inflamado um pedaço de fita de magnésio e foi introduzido no 2º tubo. Foi observado, a suave combustão. A reação foi terminada, logo em seguida, juntou-se 5mL de água e foi aquecido.
Mg(s) + N2(g) + calor ( Mg3N2
Mg3N2 + H2O + calor (( Mg(OH)2 + NH3
NH3 + Reagente de Nessler ( coloração castanha
2) Decomposição térmica de sais nitrogenados
 Foi aquecido em diferentes tubos de ensaio os seguintes sais:
a)Cloreto de amônio
NH4Cl + calor ( NH3 + ½ Cl2
b)Dicromato de amônio
NH4Cr2O7 + calor ( Cr2O3 (verde) + N2 + H2O
c) Nitrato de amônio
NH4NO3 + calor ( N2O(g) + 2 H2O(g)
d) Nitrato de chumbo
Pb(NO3)2 + calor ( PbO + 2NO + 3/2 O2
NO + ½ O2 ( NO2( gás castanho )
3) Preparação e propriedades do óxido nitroso
a) Foi feito a reação no aparelho gerador de gás, aquecendo para iniciar a reação, 3 g de cobre e 15 mL de HNO3 (6M). Desprezou-se o gás castanho produzido inicialmente ( NO2 ). Foi recolhido em três tubos de ensaio o gás incolor.
b) Foi observado a formação de vapores castanhos quando o gás incolor é exposto ao ar.
NO + ½ O2 ( NO2
c) Em um outro tubo contendo o gás incolor, foi adicionado 5 mL de solução recém-preparada de FeSO4 e agitou-se. Observou a formação de uma corverde-acastanhada, devido a formação de [FeNO(H2O)5]2+.Essa é uma técnica de identificação de nitrito.
d) No treceiro tubo, foi adicionado 1 mL de solução diluída de KMnO4. Foi observado que NO descora mistura oxidante.
MnO4- + 8H+ + 5e- ( Mn2++ 4H2O E0 = +1,51 V
HNO2 + H+ + e- ( NO(g) + H2O E0 = +1,00 V
MnO4- + 8H+ + 5e- ( Mn2++ 4H2O (x1) ( Semi-Reação de Redução )
NO(g) + H2O ( HNO2 + H+ + e- (x5) ( Semi-Reação de Oxidação )
MnO4- + 3H+ + H2O + 5NO(g) ( Mn2++ 5HNO2 ( Equação Iônica Essencial ) ddp =+0,51 V
4) Propriedades do íon nitrito
 A 15 mL de solução de 1M de NaNO2, foi adicionado 5 mL de solução diluída de H2SO4 (3M) e foi dividida em três partes iguais e esta foi colocada em banho de gelo, pois o ácido nitroso formado se decompõe.
2NaNO2 + H2SO4 ( 2HNO2 + Na2SO4
a) Foi aquecido brandamente o 1º tubo de ensaio e adicionou-se, lentamente, 2 mL de solução recém-preparada de FeSO4. Após esfriado, foi adicionado solução diluída de NaOH (1M) e foi identificado o precipitado marrom como Fe(OH)3.
Fe+++ + 3NaOH ( Fe(OH)3(s) + 3Na+
b) Ao segundo tubo, foi adicionado solução de KI amidonado. Forma uma solução violeta carcterizada pela formação de I2.
2NO2-(aq) + 2I- (aq) + 4H+(aq) ( 2NO(g) + I2(aq) + 2H2O(l)
c) Ao terceiro tubo, foi adicionado solução diluída de KMnO4. A reação ocorre rápido, e fica incolor, ou seja, NO2- descora mistura oxidante.
NO2-+ MnO4- + H+ ( NO3- + Mn++ + H2O 
5) Reações de ácido nítrico
a) Reagiu-se um pedaço de fita de magnésio, isento da camada de óxido, com ácido nítrico 1 M. Foi aquecido suavemente e foi identificado o gás liberado, colocando na boca do tubo uma papel de filtro embebido em solução aquosa de FeSO4.
Mg(s) + HNO3 ( MgNO3 + ½ H2
b) Foi aquecido, em um tubo de ensaio, 0,5 g de enxofre e 5 mL de ácido nítrico concentrado. Foi mantido o aquecimento por cerca de 2 min. Após esfriado, foi diluído com água e filtrado e ao filtrado, foi adicionado solução de íon bário.
c) Foi juntado 3 mL de HCl com 1 mL de HNO3, ambos concentrados e foi aquecido.
3 HCl + HNO3 (( 2H2O + NOCl + Cl2
Ocorre reação de desproporcionamento formando água régia.
FÓSFORO
1) Reatividade
 Em 2 vidros de relógio, foi colocado alguns mg de fósforo branco e fósforo vermelho. Foi deixado ao ar por alguns minutos e observou-se que o fósforo branco depois de um certo tempo infalmou-se.
P4 ( branco ) ( n P4 ( vermelho )
n P4 + 3O2 ( n P4O6
2) Solubilidade
 Em dois tubos de ensaio, contendo 3 mL de CS2 ( solvente apolar ), foi adicionado alguns mg de fósforo branco e fósforo vermelho. Foi agitado e observado se os sólidos se dissolvem. Foi vertido aguns mL, de cada solução, separadamente, para duas tiras de papel de filtro seco. Deixar o solvente evaporar e observar o que ocorre.
3) Transformação de fósforo branco em fósforo vermelho
 Colocou-se um pedaço de fósforo branco em tubo de ensaio seco e fechar. Foi aquecido ligeiramente até que o tubo ficasse cheio de vapores de fósforo ( o vapor se inflama, qunado todo o oxigênio do tubo é consumido ). Foi retirado do aquecimento e foi adicionado 2 cristais de iodo.
 
 P4 ( branco ) n P4 ( vermelho )
QUESTIONÁRIO
1-,2-e 3- estão respondidas no relatório(acima);
4- O fósforo vermelho aprrsenta estrutura cristalina indefinida (polimérica), maior ponto de ebulição e menor superfície de contato, por ser amorfo; já o fósforo branco, tem forma tetraédrica, menor ponto de ebulição e maior superfície de contato, o que o torna mais reativo;
5- O iodo desempenha papel(função) de catalisador nesta reação.
Bibliografia
1. http://www.geocities.com/Vienna/Choir/9201/grupo_VA.htm;
2 .http://pt.wikipedia.org;
3. ATKINS,Peter,JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. – 3. ed. – Porto Alegre : BookMan, 2006.