21.3: Los Elementos del Grupo 15 (Los Pnicogenos)

Objetivos de aprendizaje

• Comprender las tendencias en propiedades y reactividad del grupo 15 elementos: los pnicogenos.

Al igual que los elementos del grupo 14, el miembro más ligero del grupo 15, el nitrógeno, se encuentra en la naturaleza como elemento libre, y los elementos más pesados se conocen desde hace siglos porque se aíslan fácilmente de sus minerales. El antimonio (Sb) fue probablemente el primero de los pnicogenos que se obtuvo en forma elemental y se reconoció como elemento. Su símbolo atómico proviene de su nombre romano: stibium. Se encuentra en la stibnita (Sb ₂ S ₃), un mineral negro que se ha utilizado como cosmético (una forma temprana de rímel) desde tiempos bíblicos, y se reduce fácilmente al metal en un fuego de carbón (Figura\(\PageIndex{1}\)). Los egipcios utilizaron antimonio para recubrir objetos de cobre ya en el tercer milenio antes de Cristo, y el antimonio todavía se usa en aleaciones para mejorar la calidad tonal de las campanas.

Figura\(\PageIndex{1}\): Los antiguos egipcios utilizaron sulfuro de antimonio finamente molido para el maquillaje de ojos. (a) Cristales del mineral negro blando stibnita (Sb ₂ S ₃) sobre una matriz mineral blanca. (b) Un fragmento de una pintura egipcia sobre piedra caliza de los siglos XVI-XIII aC muestra el uso de la stibnita molida (“kohl”) como sombra de ojos negra. Se han encontrado pequeños jarrones de estibnita molida entre los fúnebres enterrados con faraones egipcios.

En forma de su mineral de sulfuro amarillo, orpimento (As ₂ S ₃), el arsénico (As) ha sido conocido por médicos y asesinos profesionales desde la antigua Grecia, aunque el arsénico elemental no se aisló hasta siglos después. La historia del bismuto (Bi), en contraste, es más difícil de seguir porque los primeros alquimistas a menudo lo confundieron con otros metales, como el plomo, el estaño, el antimonio e incluso la plata (debido a su brillo ligeramente rosado-blanco). Su nombre proviene del antiguo wismut alemán, que significa “metal blanco”. El bismuto finalmente se aisló en el siglo XV, y se utilizó para hacer tipo móvil para la impresión poco después de la invención del proceso de impresión Gutenberg en 1440. El bismuto se utiliza en la impresión debido a que es una de las pocas sustancias conocidas cuyo estado sólido es menos denso que el líquido. En consecuencia, sus aleaciones se expanden a medida que se enfrían, llenando un molde completamente y produciendo letras nítidas y claras para la composición tipográfica.

El fósforo fue descubierto en 1669 por el alquimista alemán Hennig Brandt, quien buscaba la “piedra filosofal”, una sustancia mítica capaz de convertir los metales básicos en plata u oro. Creyendo que la orina humana era la fuente del ingrediente clave, Brandt obtuvo varias docenas de cubos de orina, que permitió putrefacer. La orina se destiló a sequedad a alta temperatura y luego se condensó; los últimos humos se recolectaron bajo el agua, dando un sólido blanco ceroso que tuvo propiedades inusuales. Por ejemplo, resplandeció en la oscuridad y estalló en llamas cuando se retiraba del agua. (Desafortunadamente para Brandt, sin embargo, no convirtió el plomo en oro.) El elemento recibió su nombre actual (del griego phos, que significa “luz”, y foros, que significa “traer”) en el siglo XVII. Durante más de un siglo, la única forma de obtener fósforo era la destilación de orina, pero en 1769 se descubrió que el fósforo se podía obtener más fácilmente de los huesos. Durante el siglo XIX, la demanda de fósforo para los partidos era tan grande que los campos de batalla y los cementerio de los pobres se buscaban sistemáticamente huesos. Los fósforos tempranos eran piezas de madera recubiertas con fósforo elemental que se almacenaban en un tubo de vidrio evacuado y se encendieron cuando se rompió el tubo (¡lo que podría causar accidentes desafortunados si los fósforos se guardaran en un bolsillo!).

Desafortunadamente, el fósforo elemental es volátil y altamente tóxico. Es absorbido por los dientes y destruye hueso en la mandíbula, lo que lleva a una condición dolorosa y fatal llamada “mandíbula fossy”, que durante muchos años fue aceptada como un riesgo ocupacional de trabajar en la industria de los fósforos.

Si bien el nitrógeno es el elemento más abundante en la atmósfera, fue el último de los pnicogenos que se obtuvieron en forma pura. En 1772, Daniel Rutherford, trabajando con Joseph Black (quien descubrió CO ₂), notó que quedaba un gas cuando se eliminó CO ₂ de una reacción de combustión. Antoine Lavoisier llamó al gas azote, que significa “sin vida”, porque no soportaba la vida. Cuando se descubrió que el mismo elemento también estaba presente en el ácido nítrico y sales de nitrato como el KNO ₃ (nitre), se le denominó nitrógeno. Alrededor del 90% del nitrógeno producido hoy en día se utiliza para proporcionar una atmósfera inerte para procesos o reacciones sensibles al oxígeno, como la producción de acero, refinación de petróleo y envasado de alimentos y productos farmacéuticos.

Preparación y Propiedades Generales del Grupo 15 Elementos

Debido a que la atmósfera contiene varios billones de toneladas de nitrógeno elemental con una pureza de alrededor del 80%, es una enorme fuente de gas nitrógeno. La destilación del aire licuado produce gas nitrógeno que es más de 99.99% puro, pero pequeñas cantidades de gas nitrógeno muy puro se pueden obtener de la descomposición térmica de la azida sódica:

\[\mathrm{2NaN_3(s)\xrightarrow{\Delta}2Na(l)+3N_2(g)} \label{Eq1}\]

En contraste, la corteza terrestre es relativamente pobre en nitrógeno. Los únicos minerales de nitrógeno importantes son los grandes depósitos de KNO ₃ y NaNO ₃ en los desiertos de Chile y Rusia, que aparentemente se formaron cuando los antiguos lagos alcalinos se evaporaron. En consecuencia, prácticamente todos los compuestos de nitrógeno producidos a escala industrial utilizan nitrógeno atmosférico como material de partida. El fósforo, que constituye sólo alrededor de 0.1% de la corteza terrestre, es mucho más abundante en minerales que el nitrógeno. Al igual que el aluminio y el silicio, el fósforo siempre se encuentra en combinación con el oxígeno, y se requieren grandes insumos de energía para aislarlo.

Los otros tres pnicogenos son mucho menos abundantes: el arsénico se encuentra en la corteza terrestre a una concentración de aproximadamente 2 ppm, el antimonio es un orden de magnitud menos abundante y el bismuto es casi tan raro como el oro. Los tres elementos tienen una alta afinidad por los calcógenos y generalmente se encuentran como los minerales de sulfuro (M ₂ S ₃), a menudo en combinación con sulfuros de otros elementos pesados, como cobre, plata y plomo. De ahí que una fuente importante de antimonio y bismuto es el polvo de combustión obtenido fundiendo los minerales de sulfuro de los metales más abundantes.

En el grupo 15, como en otras partes del bloque p, vemos grandes diferencias entre el elemento más ligero (N) y sus congéneres en tamaño, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad (Tabla\(\PageIndex{1}\)). El comportamiento químico de los elementos se puede resumir de manera bastante simple: el nitrógeno y el fósforo se comportan químicamente como no metales, el arsénico y el antimonio se comportan como semimetales y el bismuto se comporta como un metal. Con sus configuraciones de electrones de valencia ns ² np ³, todos forman compuestos al perder los tres electrones de valencia np para formar el estado de oxidación +3 o los tres electrones de valencia np y los dos ns para dar el estado de oxidación +5, cuya estabilidad disminuye suavemente de fósforo a bismuto. Además, la magnitud relativamente grande de la afinidad electrónica de los pnicogenos más ligeros les permite formar compuestos en el estado de oxidación −3 (como NH ₃ y PH ₃), en el que tres electrones se agregan formalmente al átomo neutro para dar una subcapa np llena. El nitrógeno tiene la inusual capacidad de formar compuestos en nueve estados de oxidación diferentes, incluyendo −3, +3 y +5. Debido a que los compuestos covalentes neutros de los pnicogenos trivalentes contienen un par solitario de electrones en el átomo central, tienden a comportarse como bases de Lewis.

Tabla\(\PageIndex{1}\): Propiedades seleccionadas del grupo 15 elementos

Inmueble	Nitrógeno	Fosforo	Arsénico	Antimonio	Bismuto
*La configuración mostrada no incluye subcarcasas d y f rellenas. ^† Para fósforo blanco. ^‡ Para arsénico gris. ^§ Los valores citados son para iones de seis coordenadas en los estados de oxidación indicados. Los iones N ^5 ^+, P ^5 ^+ y As ^5 ^+ no son especies conocidas. ^|| La forma química de los elementos en estos estados de oxidación varía considerablemente. Para N, la reacción es NO 3 ^− + 3H ^+ + 2e ^− → HNO 2 + H 2 O; para P y As, es\(\ce{H3EO4 + 2H^{+} + 2e^{−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb lo es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">símbolo atómico	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">n	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">P	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">as	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">SB	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">BI
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">número atómico	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">7	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">15	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">33	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">51	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">83
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">masa atómica (amu)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">14.01	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">30.97	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">74.92	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">121.76	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">209.98
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">configuración de electrones de valencia	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">2s ^2 2p ^3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">3s ^2 3p ^3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">4s ^2 4p ^3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">5s ^2 5p ^3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">6s ^2 6p ^3
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">punto de fusión/punto de ebullición (°C)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">−210/−196	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">44.15/281 ^c	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">817 (a 3.70 MPa) /603 (sublima) ^†	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">631/1587	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">271/1564
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">densidad (g/cm ^3) a 25°C	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">1.15 (g/L)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">1.82 ^†	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">5.75 ^‡	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">6.68	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">9.79
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">radio atómico (pm)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">56	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">98	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">114	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">133	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">143
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">primera energía de ionización (kJ/mol)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">1402	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">1012	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">945	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">831	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">703
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">estado (s) de oxidación común	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">−3 a +5	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">+5, +3, −3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">+5, +3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">+5, +3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">+3
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">radio iónico (pm) ^§	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">146 (−3), 16 (+3)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">212 (−3), 44 (+3)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">58 (+3)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">76 (+3), 60 (+5)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">103 (+3)
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">afinidad electrónica (kJ/mol)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">0	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">−72	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">−78	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">−101	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">−91
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">electronegatividad	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">3.0	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">2.2	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">2.2	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">2.1	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">1.9
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">potencial de reducción estándar (E°, V) (E ^V → E ^III en solución ácida) ^||	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">+0.93	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">−0.28	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">+0.56	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">+0.65	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">—
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">producto de reacción con O 2	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">No 2, NO	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">P 4 O 6, P 4 O 10	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">Como 4 O 6	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">SB 2 O 5	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">BI 2 O 3
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">tipo de óxido	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">ácido (NO 2), neutro (NO, N 2 O)	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">ácido	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">ácido	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">anfótero	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">basic
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">producto de reacción con N 2	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">—	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">producto de reacción con X 2	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">px 3, PX 5	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">ASF 5, ASx 3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">SBf 5, SBCl 5, SbBr 3, SBb 3	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="LT-Chem-6510">BIF 5, BiX 3
\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">producto de reacción con H 2	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none	\ (\ ce {H3EO4 + 2H^ {+} + 2e^ {−} → H3EO3 + H2O}\); y para Sb es\(\ce{Sb2O5 + 4e^{-} + 10H^{+} → 2Sb^{3+} + 5H2O}\).” style="text-align:center; vertical-align:middle;” class="lt-chem-6510">none

En el grupo 15, la estabilidad del estado de oxidación +5 disminuye de P a Bi.

Debido a que los compuestos covalentes neutros del grupo trivalente 15 elementos tienen un par solitario de electrones en el átomo central, tienden a ser bases de Lewis.

Reacciones y Compuestos de Nitrógeno

Al igual que el carbono, el nitrógeno tiene cuatro orbitales de valencia (uno 2s y tres 2p), por lo que puede participar en como máximo cuatro enlaces de pares de electrones mediante el uso de orbitales híbridos sp ³. Sin embargo, a diferencia del carbono, el nitrógeno no forma cadenas largas debido a interacciones repulsivas entre pares solitarios de electrones en átomos adyacentes. Estas interacciones adquieren importancia en las distancias internucleares más cortas que se encuentran con los elementos más pequeños del segundo período de los grupos 15, 16 y 17. Los compuestos estables con enlaces N-N se limitan a cadenas de no más de tres átomos de N, como el ion azida (N ₃ ⁻).

El nitrógeno es el único pnicogeno que normalmente forma múltiples enlaces consigo mismo y otros elementos del segundo período, utilizando el solapamiento π de orbitales np adyacentes. Así, la forma estable del nitrógeno elemental es N ₂, cuyo enlace N=N es tan fuerte (D _N=942 kJ/mol) comparado con los enlaces N—N y _{N=N (D N—N = 167 kJ/mol; D N} = 418 kJ/mol) que todos los compuestos que contienen enlaces N—N y N=N son termodinámicamente inestable con respecto a la formación de N ₂. De hecho, la formación del enlace N=N es tan favorecida termodinámicamente que prácticamente todos los compuestos que contienen enlaces N-N son potencialmente explosivos.

Nuevamente en contraste con el carbono, el nitrógeno experimenta solo dos reacciones químicas importantes a temperatura ambiente: reacciona con el litio metálico para formar nitruro de litio, y es reducido a amoníaco por ciertos microorganismos. A temperaturas más altas, sin embargo, el N ₂ reacciona con más elementos electropositivos, como los del grupo 13, para dar nitruros binarios, que varían de carácter covalente a iónico. Al igual que los correspondientes compuestos de carbono, los compuestos binarios de nitrógeno con oxígeno, hidrógeno u otros no metales suelen ser sustancias moleculares covalentes.

Pocos compuestos moleculares binarios de nitrógeno se forman por reacción directa de los elementos. A temperaturas elevadas, N ₂ reacciona con H ₂ para formar amoníaco, con O ₂ para formar una mezcla de NO y NO ₂, y con carbono para formar cianógeno (N=C—C=N); el nitrógeno elemental no reacciona con los halógenos ni con los otros calcógenos. Sin embargo, todos los haluros binarios de nitrógeno (NX ₃) son conocidos. A excepción de NF ₃, todos son tóxicos, termodinámicamente inestables y potencialmente explosivos, y todos se preparan haciendo reaccionar el halógeno con NH ₃ en lugar de N ₂. Tanto el monóxido de nitrógeno (NO) como el dióxido de nitrógeno (NO ₂) son termodinámicamente inestables, con energías libres positivas de formación. A diferencia del NO, el NO ₂ reacciona fácilmente con el exceso de agua, formando una mezcla 1:1 de ácido nitroso (HNO ₂) y ácido nítrico (HNO ₃):

\[\ce{2NO2(g) + H2O(l) \rightarrow HNO2(aq) + HNO3(aq)} \label{Eq2}\]

El nitrógeno también forma N ₂ O (monóxido de dinitrógeno, u óxido nitroso), una molécula lineal que es isoelectrónica con CO ₂ y puede representarse como ⁻ N=N ⁺ =O. Al igual que los otros dos óxidos de nitrógeno, el óxido nitroso es termodinámicamente inestable. Las estructuras de los tres óxidos comunes de nitrógeno son las siguientes:

Pocos compuestos moleculares binarios de nitrógeno se forman por la reacción directa de los elementos.

A temperaturas elevadas, el nitrógeno reacciona con metales altamente electropositivos para formar nitruros iónicos, como Li ₃ N y Ca ₃ N ₂. Estos compuestos consisten en redes iónicas formadas por iones M ^{n +} y N ³⁻. Así como el boro forma boruros intersticiales y el carbono forma carburos intersticiales, con menos metales electropositivos el nitrógeno forma una gama de nitruros intersticiales, en los que el nitrógeno ocupa agujeros en una estructura metálica compacta. Al igual que los carburos y boruros intersticiales, estas sustancias suelen ser materiales muy duros y de alto punto de fusión que tienen brillo metálico y conductividad.

El nitrógeno también reacciona con semimetales a temperaturas muy altas para producir nitruros covalentes, como Si ₃ N ₄ y BN, que son sólidos con estructuras de red covalente extendida similares a las del grafito o diamante. En consecuencia, suelen ser materiales de alto punto de fusión y químicamente inertes.

El amoníaco (NH ₃) es uno de los pocos compuestos binarios termodinámicamente estables de nitrógeno con un no metal. No es inflamable en el aire, pero se quema en una atmósfera de O ₂:

\[\ce{4NH3(g) + 3O2(g) \rightarrow 2N2(g) + 6H2O(g)} \label{Eq3}\]

Alrededor del 10% del amoníaco que se produce anualmente se utiliza para fabricar fibras y plásticos que contienen enlaces amida, como nailon y poliuretanos, mientras que el 5% se usa en explosivos, como nitrato de amonio, TNT (trinitrotolueno) y nitroglicerina. Se utilizan grandes cantidades de amoníaco líquido anhidro como fertilizante.

El nitrógeno forma otros dos compuestos binarios importantes con hidrógeno. El ácido hidrazoico (HN ₃), también llamado azida de hidrógeno, es una sustancia incolora, altamente tóxica y explosiva. La hidrazina (N ₂ H ₄) también es potencialmente explosiva; se utiliza como propulsor de cohetes y para inhibir la corrosión en calderas.

B, C y N reaccionan con metales de transición para formar compuestos intersticiales que son materiales duros de alto punto de fusión.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\)

Para cada reacción, explique por qué se forman los productos dados cuando se calientan los reactivos.

1. Sr (s) + N ₂ O (g)\(\xrightarrow{\Delta}\) SrO (s) + N ₂ (g)
2. NH ₄ NO ₂ (s)\(\xrightarrow{\Delta}\) N ₂ (g) + 2H ₂ O (g)
3. Pb (NO ₃) ₂ (s)\(\xrightarrow{\Delta}\) PbO ₂ (s) + 2NO ₂ (g)

Dado: ecuaciones químicas balanceadas

Preguntado por: por qué se forman los productos dados

Estrategia:

Clasificar el tipo de reacción. Usando tendencias periódicas en propiedades atómicas, termodinámica y cinética, explicar por qué se forman los productos de reacción observados.

Solución

1. Como metal alcalino, el estroncio es un reductor fuerte. Si el otro reactivo puede actuar como oxidante, entonces se producirá una reacción redox. El óxido nitroso contiene nitrógeno en un estado de oxidación baja (+1), por lo que normalmente no lo consideraríamos un oxidante. El óxido nitroso es, sin embargo, termodinámicamente inestable (ΔH° _f > 0 y ΔG° _f > 0), y puede reducirse a N ₂, que es una especie estable. En consecuencia, predecimos que ocurrirá una reacción redox.
2. Cuando se calienta una sustancia, probablemente se producirá una reacción de descomposición, que a menudo implica la liberación de gases estables. En este caso, el nitrito amónico contiene nitrógeno en dos estados de oxidación diferentes (−3 y +3), por lo que una reacción redox interna es una posibilidad. Debido a su estabilidad termodinámica, N ₂ es el producto probable que contiene nitrógeno, mientras que predecimos que H y O se combinarán para formar H ₂ O.
3. Nuevamente, esta es probablemente una reacción de descomposición térmica. Si un elemento está en un estado de oxidación generalmente alto y otro en un estado de oxidación baja, probablemente se producirá una reacción redox. El nitrato de plomo contiene el catión Pb ^{2 +} y el anión nitrato, el cual contiene nitrógeno en su estado de oxidación más alto posible (+5). De ahí que se pueda reducir el nitrógeno, y sabemos que el plomo se puede oxidar al estado de oxidación +4. En consecuencia, es probable que el nitrato de plomo (II) se descomponga en óxido de plomo (IV) y dióxido de nitrógeno cuando se calienta. A pesar de que el PbO ₂ es un poderoso oxidante, la liberación de un gas como el NO ₂ a menudo puede conducir una reacción desfavorable hasta su finalización (principio de Le Chatelier). Tenga en cuenta, sin embargo, que el PbO ₂ probablemente se descompondrá a PbO a altas temperaturas.

Ejercicio 23.3.1

Predecir el producto o productos de cada reacción y escribir una ecuación química equilibrada para cada reacción.

1. NO (g) + H ₂ O (l)\(\xrightarrow{\Delta}\)
2. NH ₄ NO ₃ (s)\(\xrightarrow{\Delta}\)
3. Sr (s) + N ₂ (g) →

Contestar

1. NO (g) + H ₂ O (l)\(\xrightarrow{\Delta}\) sin reacción
2. NH ₄ NO ₃ (s)\(\xrightarrow{\Delta}\) N ₂ O (g) + 2H ₂ O (g)
3. 3Sr (s) + N ₂ (g) → Sr ₃ N ₂ (s)

Reacciones y compuestos de los pnicogenos más pesados

Al igual que los elementos más pesados del grupo 14, los pnicogenos más pesados forman compuestos catenados que contienen solo enlaces simples, cuya estabilidad disminuye rápidamente a medida que bajamos del grupo. Por ejemplo, el fósforo existe como múltiples alótropos, el más común de los cuales es el fósforo blanco, que consiste en tetraedros P ₄ y se comporta como un no metálico típico. Como es típico de un sólido molecular, el fósforo blanco es volátil, tiene un punto de fusión bajo (44.1°C) y es soluble en disolventes no polares. Es altamente tenso, con ángulos de unión de solo 60°, lo que explica parcialmente por qué es tan reactivo y tan fácilmente convertido en alótropos más estables. Calentar el fósforo blanco durante varios días lo convierte en fósforo rojo, un polímero que es estable al aire, prácticamente insoluble, más denso que el fósforo blanco, y mayor fusión, propiedades que lo hacen mucho más seguro de manejar. Un tercer alótropo de fósforo, el fósforo negro, se prepara calentando los otros alótropos a alta presión; es aún menos reactivo, más denso y de mayor fusión que el fósforo rojo. Como se esperaba de sus estructuras, el fósforo blanco es un aislante eléctrico, y el fósforo rojo y negro son semiconductores. Los tres pnicogenos más pesados (arsénico, antimonio y bismuto) tienen un brillo metálico, pero son conductores eléctricos quebradizos (no dúctiles) y relativamente pobres.

Al igual que en el grupo 14, los elementos más pesados del grupo 15 forman compuestos catenados que contienen solo enlaces simples, cuya estabilidad disminuye a medida que bajamos del grupo.

La reactividad de los pnicogenos más pesados disminuye a medida que bajamos por la columna. El fósforo es, con mucho, el más reactivo de los pnicogenos, formando compuestos binarios con cada elemento de la tabla periódica excepto el antimonio, el bismuto y los gases nobles. El fósforo reacciona rápidamente con O ₂, mientras que el arsénico se quema en O ₂ puro si se enciende, y el antimonio y el bismuto reaccionan con O ₂ solo cuando se calientan. Ninguno de los pnicogenos reacciona con ácidos no oxidantes como el HCl acuoso, pero todos se disuelven en ácidos oxidantes como el HNO ₃. Solo el bismuto se comporta como un metal, disolviéndose en HNO ₃ para dar el catión Bi ^{3 +} hidratado.

La reactividad del grupo más pesado 15 elementos disminuye a medida que bajamos por la columna.

Los pnicogenos más pesados pueden usar orbitales 3d, 4d o 5d energéticamente accesibles para formar orbitales híbridos dsp ³ o d ² sp ³ para la unión. En consecuencia, estos elementos suelen tener números de coordinación de 5 o superiores. El fósforo y el arsénico forman haluros (e.g., AsCl ₅) que generalmente son especies moleculares covalentes y se comportan como haluros no metálicos típicos, reaccionando con agua para formar los oxoácidos correspondientes (en este caso, H ₃ AsO ₄). Todas las pentahalidas son potentes ácidos de Lewis que pueden expandir su coordinación para acomodar el par solitario de una base de Lewis:

\[\ce{AsF5(soln) + F^{−}(soln) \rightarrow AsF^{−}6(soln)} \label{Eq4}\]

En contraste, los haluros de bismuto tienen estructuras reticulares extendidas y se disuelven en agua para producir iones hidratados, consistentes con el carácter metálico más fuerte del bismuto.

A excepción de BiF ₃, que es esencialmente un compuesto iónico, los trihaluros son moléculas covalentes volátiles con un par solitario de electrones en el átomo central. Al igual que los pentahalidos, los trihaluros reaccionan rápidamente con el agua. En los casos de fósforo y arsénico, los productos son los ácidos correspondientes,\(\ce{H3PO3}\) y\(\ce{H3AsO3}\), donde E es P o As:

\[\ce{EX3(l) + 3H2O(l) \rightarrow H3EO3(aq) + 3HX(aq)} \label{Eq5}\]

Los haluros de fósforo también se utilizan para producir insecticidas, retardantes de llama y plastificantes.

El fósforo tiene la mayor capacidad para formar enlaces π con elementos como O, N y C.

Con orbitales d energéticamente accesibles, el fósforo y, en menor medida, el arsénico son capaces de formar enlaces π con átomos del segundo período como N y O. Este efecto es aún más importante para el fósforo que para el silicio, resultando en enlaces P—O muy fuertes e incluso enlaces P=O más fuertes. Los cuatro primeros elementos del grupo 15 también reaccionan con el oxígeno para producir el óxido correspondiente en el estado de oxidación +3. De estos óxidos, P ₄ O ₆ y As ₄ O ₆ tienen estructuras de jaula formadas al insertar un átomo de oxígeno en cada borde del tetraedro P _{4 o As 4} (parte (a) en la Figura\(\PageIndex{2}\)), y se comportan como óxidos típicos no metálicos. Por ejemplo, P ₄ O ₆ reacciona con agua para formar ácido fosforoso (H ₃ PO ₃). Consistente con su posición entre los óxidos no metálicos y metálicos, Sb ₄ O ₆ es anfótero, disolviéndose ya sea en ácido o base. En contraste, Bi ₂ O ₃ se comporta como un óxido metálico básico, disolviéndose en ácido para dar soluciones que contienen el ion Bi ^{3 +} hidratado. Los dos elementos menos metálicos de los pnicogenos más pesados, el fósforo y el arsénico, forman óxidos muy estables con la fórmula E ₄ O ₁₀ en el estado de oxidación +5 (parte (b) en la Figura\(\PageIndex{2}\). En contraste, Bi ₂ O ₅ es tan inestable que no hay pruebas absolutas de que exista.

Figura\(\PageIndex{2}\): Las Estructuras de Algunos Compuestos de Fósforo en Jaula. (a, b) Las estructuras de P ₄ O ₆ y P ₄ O ₁₀ se derivan ambas de la estructura del fósforo blanco (P ₄) al insertar un átomo de oxígeno en cada uno de los seis bordes del tetraedro P ₄; P ₄ O ₁₀ contiene un átomo de oxígeno terminal adicional unido a cada átomo de fósforo. (c) La estructura de P ₄ S ₃ también se deriva de la estructura de P ₄ insertando tres átomos de azufre en tres bordes adyacentes del tetraedro.

Los pnicogenos mas pesados forman sulfuros que van desde especies moleculares con estructuras de jaula tridimensionales, como P ₄ S ₃ (parte (c) en la Figura\(\PageIndex{2}\)), hasta estructuras en capas o en cinta, como Sb ₂ S ₃ y Bi ₂ S ₃, que son semiconductores. La reacción de los pnicogenos más pesados con metales produce sustancias cuyas propiedades varían con el contenido de metales. Los fosfuros ricos en metal (como M ₄ P) son sólidos duros, de alto punto de fusión y conductores eléctricos con un brillo metálico, mientras que los fosfuros ricos en fósforo (como MP ₁₅) son de menor fusión y menos estables térmicamente porque contienen unidades P _n catenadas. También se conocen muchos compuestos orgánicos u organometálicos de los pnicogenos más pesados que contienen de uno a cinco grupos alquilo o arilo. Debido a la fuerza decreciente del enlace pnicogeno-carbono, su estabilidad térmica disminuye de fósforo a bismuto.

La estabilidad térmica de los compuestos orgánicos u organometálicos del grupo 15 disminuye en el grupo debido a la fuerza decreciente del enlace pnicogeno-carbono.

Ejemplo\(\PageIndex{2}\)

Para cada reacción, explique por qué se forman los productos dados.

1. \(\mathrm{Bi(s) +\frac{3}{2}Br(l)\rightarrow BiBr_3(s)}\)
2. 2 (CH ₃) ₃ As (l) + O ₂ (g) → 2 (CH ₃) ₃ As = O (s)
3. PBr ₃ (l) + 3H ₂ O (l) → H ₃ PO ₃ (aq) + 3HBr (aq)
4. As (s) + Ga (s)\(\xrightarrow{\Delta}\) GaAs (s)

Dado: ecuaciones químicas balanceadas

Preguntado por: por qué se forman los productos dados

Estrategia:

Clasificar el tipo de reacción. Usando tendencias periódicas en propiedades atómicas, termodinámica y cinética, explicar por qué se forman los productos de reacción.

Solución

1. El bromo es un oxidante, y el bismuto es un metal que se puede oxidar. Por lo tanto, es probable que ocurra una reacción redox. Para identificar el producto, recuerde que el bismuto puede formar compuestos en el estado de oxidación +3 o +5. El pnicogeno más pesado, el bismuto, es bastante difícil de oxidar al estado de oxidación +5 debido al efecto de par inercia. De ahí que el producto probablemente será bromuro de bismuto (III).
2. La trimetilarsina, con un par solitario de electrones en el átomo de arsénico, puede actuar como una base de Lewis o un reductor. Si el arsénico es oxidado por dos electrones, entonces el oxígeno debe reducirse, muy probablemente por dos electrones al estado de oxidación −2. Debido a que As (V) forma fuertes enlaces al oxígeno debido a la unión π, el producto esperado es (CH ₃) ₃ As=O.
3. El tribromuro de fósforo es un haluro no metálico típico. Esperamos que reaccione con agua para producir un oxoácido de P (III) y el correspondiente ácido hidrohalogenado.Debido a la fuerza del enlace P=O, el ácido fosforoso (H _{3 PO 3}) es en realidad HP (O) (OH) ₂, que contiene un enlace P=O y un enlace P—H.
4. El galio es un metal con una fuerte tendencia a actuar como reductor y formar compuestos en el estado de oxidación +3. En contraste, el arsénico es un semimetal. Puede actuar como reductor para formar compuestos en el estado de oxidación +3 o +5, o puede actuar como oxidante, aceptando electrones para formar compuestos en el estado de oxidación −3. Si ocurre una reacción, entonces probablemente se formará un compuesto binario con una relación 1:1 de los elementos. GaAs es un ejemplo de un compuesto III-V, muchos de los cuales se utilizan en la industria electrónica.

Ejercicio\(\PageIndex{2}\)

Predecir los productos de cada reacción y escribir una ecuación química equilibrada para cada reacción.

1. PCl ₅ (s) + H ₂ O (l) →
2. Bi ₂ O ₅ (s)\(\xrightarrow{\Delta}\)
3. Ca ₃ P ₂ (s) + H ⁺ (aq) →
4. NaNh ₂ (s) + PH ₃ (soln) →

Contestar

1. PCl ₅ (s) + 4H ₂ O (l) → H ₃ PO ₄ (aq) + 5HCl (aq)
2. Bi ₂ O ₅ (s)\(\xrightarrow{\Delta}\) Bi ₂ O ₃ (s) + O ₂ (g)
3. Ca ₃ P ₂ (s) + 6H ⁺ (aq) → 2PH ₃ (g) + 3Ca ^{2 +} (aq)
4. NaNH ₂ (s) + PH ₃ (sol) → NaPH ₂ (s) + NH ₃ (sol)

Resumen

La reactividad del grupo más pesado 15 elementos disminuye en el grupo, al igual que la estabilidad de sus compuestos catenados. En el grupo 15, el nitrógeno y el fósforo se comportan químicamente como no metales, el arsénico y el antimonio se comportan como semimetales y el bismuto se comporta como un metal. El nitrógeno forma compuestos en nueve estados de oxidación diferentes. La estabilidad del estado de oxidación +5 disminuye de fósforo a bismuto debido al efecto de par inerte. Debido a su mayor electronegatividad, los pnicogenos más ligeros forman compuestos en el estado de oxidación −3. Debido a la presencia de un par solitario de electrones en el pnicogen, los compuestos covalentes neutros de los pnicogenos trivalentes son bases de Lewis. El nitrógeno no forma compuestos catenados estables debido a las repulsiones entre pares solitarios de electrones en átomos adyacentes, pero sí forma múltiples enlaces con otros átomos del segundo período. El nitrógeno reacciona con elementos electropositivos para producir sólidos que van de carácter covalente a iónico. La reacción con metales electropositivos produce nitruros iónicos, la reacción con menos metales electropositivos produce nitruros intersticiales y la reacción con semimetales produce nitruros covalentes. La reactividad de los pnicogenos disminuye con el aumento del número atómico. Los compuestos de los pnicogenos más pesados suelen tener números de coordinación de 5 o superiores y utilizan orbitales híbridos dsp ^{3 o d 2 sp 3} para la unión. Debido a que el fósforo y el arsénico tienen orbitales d accesibles energéticamente, estos elementos forman enlaces π con átomos del segundo período como O y N. El fósforo reacciona con los metales para producir fosfuros. Los fosfuros ricos en metal son sólidos duros, de alto punto de fusión y conductores de electricidad con brillo metálico, mientras que los fosfuros ricos en fósforo, que contienen unidades de fósforo catenadas, son de menor fusión y menos estables térmicamente.