FAMILIA DO CARBONO

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Grupo do Nitrogênio
Shriver Cap. 11
p. 405-422
Lee Cap. 14
p. 236-266
Brown Cap. 22
p. 827-837
Atkins & Jones 
Cap. 14
p. 665-673
Russel v2 Cap. 21
p. 1090-1091
1077-1078
Kotz Cap. 21
p. 282-287
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2
CONFIGURAÇÃO E POSIÇÃO NA TABELA
TODOS ELEMENTOS DO GRUPO 15/ VA
[GÁS NOBRE] ns2 np3
Nitrogênio e Fósforo são não metal;
Arsênio e Antimônio são semi-condutores;
Bismuto é metal.
Os estados de oxidação variam desde -3 a +5
Os elementos do grupo do nitrogênio são
importantes para a vida, geologia e indústria. O
nitrogênio é único da família no estado gasoso
forma diatômica e ocupa o 2º lugar no ranking
dos produtos químicos mais produzidos no
mundo.
Grupo do nitrogênio 15/VA
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Grupo do nitrogênio 15/IVA
Nitrogênio, Fósforo, Arsênio,
Antimônio, Bismuto
Propriedade N P AS Sb Bi
N° Atômico 7 15 33 51 83
Configuração 
eletrônica
[He]
2s2 2p3
[Ne]
3s2 3p3
[Ar]3d10 4s2
4p3
[Kr]4d10
5s2 5p3
[Xe] 4f14
5d10 6s2
6p3
P. Fusão (°C) -210 80 614 (sub.) 631 271
P. Ebulição (°C) -196 277 - 1750 1564
1° EI1 KJ/mol 1402 1012 947 830 703,3
2° EI2 KJ/mol 2856 1907 1798 1595 1610
3° EI3 KJ/mol 4578 2914 2745 2440 2466
4° EI4 KJ/mol 7475 4914 4837 4260 4370
5° EI4 KJ/mol 9445 6274 6043 5400 5400
Propriedades Não metal Não metal
Semi-
condutor
Metal Metal
Fonte natural Ar 
atmosférico
Hidroxi-
apatita
Ca5(PO4)3
Arsenopirita
FeAsS
Estibina
Sb2S3
Bismutinita
Bi2S3
Propriedades físicas (fonte: Lee)
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GRUPO 15/ VA 
Número atômico = 7
1s2 2s2 2p3  5 elétrons
[He] 2s2 2p3
Nitrogênio
Nitrogênio
Daniel Rutherford em 1772, descobriu o nitrogênio , com
experimentos envolvendo ratos, percebia-se que os ratos
morriam em uma jarra fechada após consumir todo
oxigênio, logo o “ar nocivo” remanescente era o nitrogênio.
O nitrogênio é encontrado na atmosfera em mais de 78% e na crosta terrestre na
forma de sais como o nitrato de potássio, KNO3 (salitre da Índia) e nitrato de
sódio, NaNO3 (salitre do Chile).
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Abundância dos elementos na crosta terrestre.
Composição do ar atmosférico.
Nitrogênio
Propriedades do nitrogênio:
Fórmula N2;
Gás incolor;
Inodoro;
Sem sabor;
Ponto de ebulição: -196ºC
Estado de oxidação Exemplos
+5 N2O5, HNO3, NO3
-
+4 NO2, N2O4
+3 HNO2, NO2
-, NF3
+2 NO
+1 N2O, H2N2O2, N2O2
-2, HNF2
0 N2
-1 NH2OH, NH2F
-2 N2F4
-3 NH3, NH4
+, NH2
-
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Nitrogênio
Propriedades do nitrogênio:
N2 é pouco reativa devido a forte ligação
tripla N≡N, 941kJ/mol. Quando as
substâncias se queimam ao ar, normalmente
reagem com O2, mas não reagem com N2.
Entretanto, quando magnésio queima ao ar,
forma-se o nitreto de magnésio (Mg3N2).
3 Mg (s) + N2 (g)  Mg3N2 (s)
O nitreto de magnésio (Mg3N2) é uma base de Bronsted forte, reage
com água para formar amônia.
Mg3N2 (s) + 6 H2O (l)  2 NH3 (aq) + 3 Mg(OH)2 (s)
Nitrogênio
Preparação e utilização do nitrogênio
O gás nitrogênio é obtido pela destilação
fracionada do ar líquido, estima-se que
sejam produzidos 36 milhões de
toneladas/ano nos EUA.
A baixa reatividade do N2, permite usá-
lo no embalo de alimentos, fabricação de
metais e dispositivos eletrônicos.
O principal uso é na fabricação de
fertilizantes, a partir de amônia.
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Destilação fracionada de ar
Nitrogênio
Compostos de nitrogênio com hidrogênio
No laboratório amônia, NH3 pode ser preparado pela
ação de NaOH com um sal de amônio.
NH4Cl (aq) + NaOH (aq)  NH3 (g) + H2O (l) + NaCl (aq)
A produção comercial de NH3 é realizada pelo processo Haber
N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) 
Aproximadamente são produzidos 16 milhões de
toneladas de amônia e 75% é usado na preparação de
fertilizantes.
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PROCESSO HABER N2 + 3 H2  2 NH3
Fritz Haber
1868-1934
Nitrogênio
Compostos de nitrogênio com hidrogênio
Hidrazina, N2H4 apresenta ligação N-N, o qual é instável, logo o
composto e empregado como combustível de foguetes. A síntese pode
ser feita a partir de hipoclorito e amônia.
2 NH3 (aq) + OCl
-
(aq)  N2H4 (aq) + Cl 
-
(aq) + H2O(l)
A reação é complexa, envolvendo a formação de
cloroamina (NH2Cl) que é muito tóxico. Por isso
que há advertência na embalagem de alvejantes
para não serem misturados com produtos com
amônia.
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pKa = 10,64 pKa = 9,7pKa = 10,72 pKa = 9,26
(CH3)2NH > CH3NH2 > (CH3)3N > NH3
Compostos de nitrogênio com hidrogênio
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Óxidos e oxiácidos de nitrogênio
Óxido nitroso (N2O): é um gás incolor e conhecido
como gás hilariante, o qual foi usado no passado como
anestésico.
Óxido nítrico (NO): é um gás incolor e tóxico, sendo
preparado pela redução do ácido nítrico com Cu ou Fe.
NH4NO3 (s)  N2O (g) + H2O(g)
8HNO3 + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Dióxido nitroso (NO2): é um gás marrom-amarelado, tóxico e sufocante.
2 HNO3 → N2O5 + H2O 
2 N2O5 → 4 NO2 + O2
2 NO + O2 → 2 NO2
2 NO2  N2O4
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Ácido nítrico
4HNO3 → 2H2O + 4NO2 + O2 (72°C)
HNO3 + H2O → H3O
+ + NO3
-
C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O
Mg(s) + 2HNO3 (aq) → Mg(NO3)2 (aq) + H2 (g)
TNT: 2 C7H5N3O6 → 3 N2 + 5 H2O + 7 CO + 7 C 
TNG: 4 C3H5(ONO2)3 → 12CO2 +10 H2O +5 N2 +2NO
TNT: 2 C7H8 + 3 HNO3 → C7H5N3O6 + 3 H2O 
TNG: C3H5(OH)3 → 4 C3H5(ONO2)3 +3 H2O 
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Óxidos e oxiácidos do nitrogênio
 Preparação:
NH4NO3(s)  NO2(g) + 2H2O(g)
3Cu(g) + 2NO3
-(aq) + 8H+(aq)  3Cu2+(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)
4 NH3(g) +5O2(g)  4NO(g) + 6H2O(g) (processo de Ostwald)
4 HNO3(aq)  4NO2(g) + O2(g) + 2H2O(l) (na presença de luz)
 O processo de Ostwald é a rota comercial para o NO:
4 NH3(g) +5O2(g)  4NO(g) + 6H2O(g) (processo de Ostwald)
Ácido Nítrico em 3 etapas:
– oxidação da NH3 por O2 para formar NO
(catalisador Pt);
– oxidação do NO por O2 para formar NO2
(o NO que não reagiu é reciclado);
– NO2 é dissolvido em água para formar ácido
nítrico.
HNO3
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PROCESSO OSTWALD: ÁCIDO NÍTRICO
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(aq) + NO(g)
NH3 é oxidada na superfície da
Pt em ar, levando a NO e NO2.
NO2 reage com água fornecendo
HNO3.
HNO3
Cu Al
O ácido nítrico, reage com materiais que contem proteinas semelhante a pena
mostrada na primeira figura, após a reação a pena branca torna-se amarela.
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O nitrogênio desproporciona-se na produção de ácido nítrico:
3NO2(g) + H2O(l)  2H
+(aq) + 2NO3
-(aq) + NO(g)
O NO é um neurotransmissor importante (faz com que os músculos que
recobram os vasos sanguíneos relaxem).
Ácidos comuns: HNO3 (nítrico) e HNO2 (nitroso).
O ácido nítrico é um ácido forte.
O ácido nítrico concentrado oxidará a maior parte dos metais:
NO3
-(aq) + 2H+(aq) + e-  NO2(g) + H2O(l), E = 0,79 V
NO3
-(aq) + 4H+(aq) + 3e-  NO2(g) + 2H2O(l), E = 0,96 V
O ácido nítrico é usado para a fabricação de fertilizantes (NH4NO3),
remédios, plásticos e explosivos.
O ácido nitroso (fraco, Ka = 4,5  10
-4) não é estável e desproporciona-se 
em NO e HNO3. 
Gás de cor acastanhada de
cheiro forte e irritante, muito
tóxico, é um poderoso
oxidante que, nas reações na
atmosfera originando o ácido
nítrico. Causam impacto
ambiental, como as chuvas
ácidas e a eutrofização de
lagos e rios.
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Ciclo do nitrogênio
Fixação de nitrogênio no solo através da simbiose de leguminosas e 
cianobacterias, atráves da enzima nitrogenase.
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Fósforo
Propriedades do fósforo:
Na caixa de fósforo há o trisulfeto de
tetrafósforo, P4S3. A fricção converte a
energia cinética em calor o qual se inicia
uma reação termodinâmicamenteexotérmica.
OCORRÊNCIA, ISOLAMENTO E PROPRIEDADES DO FÓSFORO
 Existem dois alótropos do fósforo: vermelho e branco.
 O fósforo branco é altamente reativo (reage espontaneamente com
oxigênio ao ar).
 Conseqüentemente, o fósforo branco é armazenado na água.
 Se o fósforo branco é aquecido à 400 C na ausência de ar, ele se
converte em fósforo vermelho.
 O fósforo vermelho é o alótropo mais estável e normalmente não é
armazenado sob água.
Fósforo
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Fósforo: Alotropia
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HALETOS DE FÓSFORO
O fósforo forma variedades de tri- e pentahaletos.
O mais importante: PCl3 usado em sabão, detergente, plástico e na
produção de inseticida.
Preparação de haletos de fósforo: 2P(s) + 3Cl2(g)  2PCl3(l)
Na presença de cloro em excesso: PCl3(l) + Cl2(g)  PCl5(s)
Exceção: uma vez que o F2 é um oxidante forte, obtem-se direto:
2P(s) + 5F2(g)  2PCl5(g)
Na presença de água a hidrólise ocorre facilmente:
PF3(g) + 3H2O(l)  H3PO4(aq) + 3HF(aq)
PCl5(l) + 4H2O(l)  H3PO4(aq) + 5HCl(aq)
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Reações com fósforo
COMPOSTOS OXI DE FÓSFORO
 O óxido de fósforo(III), P4O6 é preparado através da reação de
fósforo branco com ar, sendo o óxido de fósforo(V), P4O10 com
excesso de oxigênio.
 O óxido de fósforo(V), P4O10 é também preparado através da
oxidação do P4O6.
 Nos óxidos de fósforo, os átomos de P adotam a estrutra tetraédrica.
 O óxido de fósforo(III), P4O6 produz ácido fosforoso, H3PO3 em
água.
 O H3PO3 é um ácido diprótico fraco (o H ligado ao P não é ácido).
 O óxido de fósforo(V), P4O10 produz ácido fosfórico, H3PO4.
 O P4O10 é usado como um agente de secagem por causa de sua
afinidade com a água.
 O ácido fosfórico é um dos ingredientes da Coca-Cola.
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 Os ácidos fosfórico e fosforoso sofrem reações de condensação.
 O ácido fosfórico e seus sais são usados em detergentes (como
Na5P3O10) e fertilizantes (de rochas fosfáticas extraídas de minas).
 Os compostos de fósforo são importantes em sistemas biológicos
como o trifosfato de adenosina (ATP) que armazena energia nas
células.
Produção de fósforo em forno elétrico
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Fósforo em fertilizantes
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Sarin é uma substância tóxica que atua essencialmente sobre o sistema
nervoso. Muito utilizada em guerra química. O sarin é um composto
organofosforado. Essa classe de compostos foi sintetizada pela primeira
vez em 1936 pelo químico Gerhard Schrader, que tentava desenvolver
pesticidas de uso agrícola. O caso mais recente de utilização de sarin foi
um atentado terrorista ao metrô de Tóquio, no Japão, em 1995. A seita
japonesa radical Verdade Suprema foi a responsável pelo atentado, que
deixou doze mortos e 5 mil feridos. Outro composto organofosforado de
efeito devastador é o tabun
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As2S3 Sb2S3 As4S4
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Usos do Arsênio:
Arsênio é letal, DL = 130mg.
Preservativos de árvores contra insetos. 
CCA = Arsenito cromato de cobre(II)  Complexo de cobre(II) 
com sal quarternário de amônio.
Contaminação da água com Arsênio:
O arsênio na forma de óxidos 
é conhecido como veneno. O 
problema é a contaminação 
do lençol freático.