Inorganic Chemistry Notes

Tema 1: Definición y objetivos de la Química Inorgánica

• Definición y objetivos de la Química Inorgánica
• Clasificación de los elementos.
• Periodicidad química.
• El enlace químico y su relación con las propiedades de los elementos y sus compuestos.

Tema 2: Elementos metálicos

• Características generales.
• Clasificación
• Propiedades físicas y químicas.
• Estabilidad de los estados de oxidación.
• Tipos de compuestos.
• Obtención y aplicaciones.
• Consideraciones sobre su importancia en las ciencias farmacéuticas y en el ámbito de los materiales (biomateriales).

Tema 3: Compuestos de Coordinación

• Introducción.
• Nomenclatura.
• Isomerías.
• Teorías de enlace-Teoría del campo del cristal.
• Propiedades de los compuestos de coordinación.
• Introducción a la Química Bioinorgánica.

Tema 4: Estudio de los elementos no metálicos de los grupos 18 al 13

• Características generales.
• Estructura y reactividad.
• Estado natural, obtención, aplicaciones y su interés en las ciencias farmacéuticas.

Tema 5: Hidrógeno

• Clasificación de las combinaciones hidrogenadas.
• Enlace, estructuras y propiedades de las combinaciones hidrogenadas de los elementos no metálicos de los grupos 17 al 13.
• Estudio de algunos compuestos hidrogenados de interés farmacéutico

Tema 6: Combinaciones oxigenadas binarias

• Clasificación.
• Propiedades ácido-base.
• Óxidos, oxoácidos y oxosales de los elementos no metálicos de los grupos 17 al 13.
• Enlace, estructura, propiedades, obtención, implicaciones medioambientales y aplicaciones en el ámbito farmacéutico y en la ciencia de materiales (biomateriales).

Tema 9: Introducción a las combinaciones oxigenadas

• Química del oxígeno.
• Importancia del agua y las disoluciones acuosas.
• Aspectos sobre óxidos, hidróxidos y su química ácido-base en disolución acuosa.
• Agua: Molécula polar. El compuesto más importante del oxígeno, el óxido más importante.

Combinaciones oxigenadas binarias: Óxidos

• Hay una gran variedad de óxidos y de tipos de enlace presentes en estos.
• El oxígeno forma compuestos con todos los elementos excepto con el Helio, neón, argón y Kriptón.
• Reacciona directamente con todos los elementos excepto con los halógenos, algunos metales nobles como la plata y el oro y con los gases nobles

Tipos de Óxidos

• Óxidos no metálicos: Ej. $NO_2$
• Óxidos semimetálicos: Ej. $SiO_2$
• Óxidos metálicos: Ej. $Fe<em>2O</em>3$
• Óxidos de halógenos (Ej. $ClO_2$) - Existen pero no son estables
• Óxidos de algunos gases nobles (Ej. $XeO_3$) - Existen pero no son estables
• Óxidos de Au, Ag y Pt (Ej. $Au<em>2O</em>3$) - Existen pero no son estables

Óxidos

• E + O_2 \rightarrow EO \quad \Delta G < 0 Muy estables

Óxidos de Metales

• E + O_2 \rightarrow EO \quad \Delta G < 0 E es un METAL
• Metales (M) → ÓXIDOS IÓNICOS: $O^{2-}$ y $M^{n+}$ enlace iónico. SÓLIDOS Ejs: $Na<em>2O$, $MgO$, $Al</em>2O_3$, $BaO$, etc.
• Metales de transición → ÓXIDOS iónicos, covalentes.
• Muchos son NO ESTEQUIOMÉTRICOS (Ej: FeO es $Fe_{0.95}O$)

Óxidos de No Metales

• E + O_2 \rightarrow EO \quad \Delta G < 0 E es NO METAL
• No Metales (E) → ÓXIDOS MOLECULARES: E-O enlace covalente. GASES ó LÍQUIDOS (F. Intermoleculares) Ejs: $CO<em>2$, $NO$, $NO</em>2$, $SO_2$, etc.
• Semimetales (SM) ó línea M-E → ÓXIDOS COVALENTES SÓLIDOS
  • Poliméricos: Ej: $P<em>4O</em>{10}$
  • Sólidos redes covalentes. Ej: $SiO_2$
• Moléculas discretas covalentes: Óxidos moleculares (gas, líquido, sólido).
• Los óxidos de los no metales más pesados o de los semimetales, tienden a ser solidos poliméricos covalentes

Propiedades Ácido-Base de los Óxidos

• Muchos óxidos son compuestos de carácter ácido o básico formados al eliminar el agua del correspondiente ácido o base.
• Óxidos iónicos normalmente son básicos.
• Óxidos covalentes, normalmente son ácidos.
• Algunos óxidos de semimetales son anfóteros.

Variación Periódica

• Básicos: Li, Na, K, Rb, Cs, Be, Mg, Ca, Sr, Ba
• Ácidos: C, Si, Ge, Sn, Pb, N, P, As, Sb, Bi, O, S, Se, Te, Po, F, Cl, Br, I
• Anfótero: B, Al, Ga, In, Tl
• Anfótero en todos sus estados de oxidación: Li
• Anfótero en sus estados de oxidación bajos y ácido en los altos: N

Reacción con Agua

• Tanto los óxidos metálicos como los no metálicos, reaccionan con el agua para producir compuestos con el grupo E-O-H.
• Si E es un metal (M), el grupo actúa como base liberando iones hidroxilo en la disolución, mientras que si E es un no metal (NM), se liberan iones hidronio.
• Si E es un metal…
  • $M-O(s) + H_2O \rightarrow M^{2+}(ac) + 2OH^-(ac)$ BASES.
  • Mayor basicidad al aumentar el carácter iónico.
  • Ejemplo: $Na<em>2O(s) + H</em>2O(l) \rightarrow 2NaOH(ac) \rightarrow 2Na^+(ac) + 2OH^-(ac)$
  • Metales de transición → MeO insolubles en $H<em>2O$, solubles en $H</em>3O^+$.
    • Ej: $CuO(s) + 2H^+ \rightleftharpoons Cu^{2+}(ac) + H_2O$
  • En algunos casos carácter ácido-base depende del nº de oxidación
    • Ej: CrO (BÁSICO) → $Cr<em>2O</em>3$ (ANFÓTERO) → $CrO_3$ (ÁCIDO)
• Si E es un no metal…
  • Los óxidos de NO METALES SO3 + $H<em>2O$ → $H</em>2SO<em>4$  $HSO</em>4$-(ac) +H+ 2$H_3O^+$(ac)
  • N2O, NO, CO… No reaccionan frente $H_2O$. NEUTROS (E.O. bajos)
  • $SiO<em>2$ (red covalente) No reaccionan frente $H</em>2O$. Reacciona con OH- → silicatos. ÁCIDO
  • $SO<em>2$, $SO</em>3$, $P<em>4O</em>{10}$,… Reaccionan frente $H_2O$ → Oxoácido → Oxoaniones. ÁCIDOS
• Si E es un semimetal…
  • ÓXIDOS de SEMIMETALES (o próximos): insolubles en H2O. ANFÓTEROS
    • Ej. $Al<em>2O</em>3(s) + 6H<em>3O^+ \rightarrow 2[Al(H</em>2O)_6]^{3+}$
    • Ej. $ZnO(s) + 2H^+ \rightleftharpoons Zn^{2+}(ac) + H<em>2O \quad + 2OH^- + H</em>2O \rightleftharpoons [Zn(OH)_4]^{2-}(ac)$

Electronegatividad y Carácter Ácido-Base

• E = METAL: EM-O más polar (iónico), debido a la gran diferencia de electronegatividades.
  • Desprotonación del agua: Produciendo una base en disolución.
• E = NO METAL: El enlace O-H es ahora el más polar, y es atacado por moléculas de agua preferentemente, resultando oxoaniones e iones hidronio en disolución.
  • Protonación del agua: Produciendo un ácido en disolución
• E = SEMI-METAL: Si E es un semimetal, los dos enlaces del grupo E-O-H, son aproximadamente de la misma polaridad, y cualquiera de los dos se puede romper dependiendo del medio. En este caso el grupo es anfótero.

Fuerza Ácida Relativa de los Oxoácidos

• Que factores van a determinar su fuerza ácida relativa:
  1. El número de enlaces de oxígeno no hidroxílicos (OH) con el átomo central.
  2. La electronegatividad del átomo central
  3. Número de OH (Ac. Polipróticos)

Factores que Afectan la Fuerza Ácida

1. Número de oxígenos no protonados ($NM=O$) (E.O.) ↑ $n^o$ enl. $NM=O$ ⇒ ↑ ACIDEZ
   • HClO4 > HClO3
   • Mayor $n^o$ enlaces $E = O$. Mayor estado de oxidación y mayor acidez
2. Electronegatividad del átomo central (NM) ↑ ⇒ ↑ ACIDEZ
   • H2SO4 > H2SeO4.
   • Según aumenta la electronegatividad del átomo central, en esa misma medida aumentará también su capacidad para disminuir la densidad electrónica de sus átomos vecinos.
3. Número de OH (Ac. Polipróticos) ↓ nº enl. NM-OH ⇒ ↑ ACIDEZ
   • Disminución de la acidez si disminuye el número de enlace E – OH.

Reglas Empíricas para Estimar la Fuerza Ácida

• Regla de PAULING: $NMOn(OH)m$
• Regla de BELL: Valor de $pKa ≈ 8 – 5n$
• FAR no tiene en cuenta el elemento (solo NM=O). A igual n, la acidez aumenta con la electronegatividad

Ejemplos

• HClO es Muy débil
• HClO2 es Débil
• HClO3 es Fuerte
• HClO4 es Muy fuerte

Tema 14: Óxidos y Oxoácidos de los Elementos del Grupo 17

• Generalidades
• Algunos óxidos de los halógenos
• Oxoácidos y oxoaniones de los halógenos

Óxidos de Halógenos: Generalidades

• Gran variedad en las propiedades de los óxidos y en sus propiedades ácido-base en disolución acuosa
• Con la excepción del flúor, son posibles 3 o 4 oxoácidos por elemento, correspondiendo a los estados de oxidación +1,+3,+5 y +7, aunque no se producen todas las posibilidades; no aparecen los de flúor en general, ya que es el elemento más electronegativo.
• Los óxidos de los halógenos se caracterizan por un olor fétido, son agentes oxidantes muy inestables con tendencia a explotar espontáneamente.
• Solo el difluoruro de dioxígeno, sólido inestable naranja- amarillo, se puede preparar de forma directa a partir de los elementos.
• El difluoruro de oxígeno es un gas amarillo pálido que se prepara por reacción de fluor (gas) con NaOH (ac)
• ¡Para el Flúor es más correcto hablar de fluoruros de oxígeno! Se conoce bien dos, muy oxidantes y donde el oxígeno tiene el estado de oxidación muy inusual de +2 debido a la elevada electronegatividad del flúor.
• La mayoría de los óxidos de cloro son explosivos y el ClO es fundamental en el proceso de destrucción de la capa de ozono por los gases clorofluorocarbonados
• El Cl2O es un agente clorante y blanqueante comercial
• El ClO2 se utiliza para blanquear harina y para el tratamiento de residuos y aguas

Características Generales

1. Tipo de compuestos
   • Son generalmente óxidos moleculares
2. Estado de agregación en condiciones normales
   • Gases, sólidos y líquidos
3. Reactivos
   • Muy reactivos (¡explosivos!), tienen tendencia a explotar; salvo el I2O5 el único termodinámicamente estable, que se utiliza para la determinación cuantitativa de monóxido de carbono.
   • Solo el difluoruro de dioxígeno, O2F2, un sólido inestable naranja-Amarillo, puede prepararse directamente a partir de los elementos. MUY PELIGROSO
   • La mayoría de los óxidos se dan con el Cloro, (ClO, Cl2O, ClO2 , Cl2O7)
   • El óxido de cloro es el responsable de la destrucción de la capa de ozono (clorofluorocarbonos).
   • El óxido de dicloro es un agente clorante y blanqueante comercial.
   • El dióxido de cloro se utiliza como blanqueante de harinas y para el tratamiento de agua y residuos, aunque muy diluido (explosion).
   • El heptaóxido de dicloro (formalmente es el anhidrido del ácido perclórico) es un líquido oleoso sensible a los golpes.
4. ¿Ácidos o básicos?
   • Ácidos
5. ¿Oxidantes o reductores?
   • Oxidantes MUY INESTABLES
   • Olor fétido
   • Agentes oxidantes muy inestables con tendencia a explotar
   • No existen óxidos de Br estables a temperatura ambiente

Algunos Óxidos de Halógenos

Dióxido de Cloro: $ClO_2$

• Gas amarillo en condiciones normales. Se produce por la reacción peligrosa entre clorato de potasio $KClO_3$ y ácido sulfúrico concentrado
• Radical muy reactivo que no tiende a dimerizar. Se disuelve en agua sin alterarse, aunque se hidroliza lentamente a HCl y $HClO_3$
• Molécula angular ; Paramagnético (1 e- desapareado) . El electron desapareado esta en un orbital deslocalizado!
• Gran poder oxidante
  • Medio Ácido: $ClO<em>2 + 4H^+ + 5e^- \rightleftharpoons Cl^- + 2H</em>2O$ $Eº ClO_2/Cl^- = 1,50 V$
  • Medio Básico (dismutación): $2ClO<em>2 + 2OH^- \rightleftharpoons ClO</em>3^- + ClO<em>2^- + H</em>2O$
  • Medio Neutro: $ClO<em>2 + 1e^- \rightleftharpoons ClO</em>2^-$ $Eº ClO<em>2/ClO</em>2^- = 1,28 V$
• Aplicaciones
  • Blanqueante de harina, pulpa de madera, industria papelera…
  • Prevención bioterrorismo (anthrax) (muy oxidante!)

Pentóxido de Yodo: $I<em>2O</em>5$

• Oxido de halógeno estable. ¡ El único !
• Sólido molecular (blanco)
  • 2 pirámides trigonales conectadas por un vértice
• Reactividad
  • Óxido ácido (carácter ácido): $I<em>2O</em>5(s) + H<em>2O(l) \rightleftharpoons 2HIO</em>3(aq)$
  • Carácter oxidante: $I<em>2O</em>5(s) + 5CO(g) \rightarrow I<em>2(s) + 5CO</em>2(g)$
• Aplicación: Análisis cuantitativo de CO (chimeneas, automóviles)

Oxoácidos y Oxoaniones

• Ác. hipohalosos (hipohalitos): HXO X = F, Cl, Br, I +1
• Ác. halosos (halitos): $HXO_2$ X = Cl +3
• Ác. hálicos (halatos): $HXO_3$ X = Cl, Br, I +5
• Ác. perhálicos (perhalatos): $HXO<em>4$ X = Cl, Br, I +7 , $H</em>5IO_6$ Ác. ortoperyódico

Estructura

• La longitud del enlace en el anión ClO- , corresponde a un enlace sencillo.
• En el resto, la longitud es intermedia entre un enlace sencillo y uno doble. Hay un carácter parcial de doble enlace, que se acentúa al aumentar el contenido de oxígeno del oxoanión.
• Al aumentar el número de enlaces dador aceptor Cl O, se acentúa la deficiencia de carga negativa sobre el Cl, que se compensa con enlaces de tipo π deslocalizados.
• $X O^- , X O<em>2^-, X O</em>3^-, X O_4^- \rightarrow DESLOCALIZACIÓN e^- \rightleftharpoons ESTABILIDAD$

Características Generales

1. ESTABILIDAD

   • Oxoácidos muy inestables y difíciles de aislar en general.
   • Las sales de los oxoaniones son mas estables (deslocalización π ).
   • La estabilidad aumenta con el número de formas resonantes

2. FUERZA ÁCIDA

   • HXOn + $H<em>2O \rightleftharpoons XO</em>n^- + H_3O^+$
   • ↑ χ del halógeno Mayor fuerza ácida
   • ↑ el E.O. (> nº de O=) Todos monopróticos
   • Ácidos hipohalosos, halosos A. DÉBILES
   • Ácidos hálicos, perhálicos A. FUERTES

3. CARÁCTER REDOX

   • OXOÁCIDOS y OXOANIONES son OXIDANTES

   • Cualquier oxoácido de un halógeno es más oxidante que su oxoanión

   • Sus propiedades oxidantes están relacionadas con la estabilidad; al aumentar la estabilidad disminuye el poder oxidante.

   • Es decir, en cada serie, el poder oxidante decrece al aumentar el contenido de oxígeno del oxoácido o la oxosal

   • Oxoácidos > Oxosales

   • *Reducción al elemento $X_2$ (pH ácido)

   • *Reducción al anión haluro $X^-$ (pH básico)

   • *Dismutación (no $XO<em>4^-$): $X^- + XO</em>3^- (XO<em>4^-)$ HXOn / $X</em>2$, $XOn^-$ / $X^-$

     • Medio ácido. Reducción del oxoácido a $X_2$
     • Medio básico. Reducción del oxoanión a $X^-$
     • Medio neutro. Desproporción (oxidación y reducción)
       • Ej. 3 $ClO^-(aq) \rightleftharpoons 2Cl^−(aq) + ClO_3^−(aq)$

Aplicaciones

• Hipocloritos (NaClO).
  • Desinfectantes (aguas de bebida, piscinas)
  • Blanqueantes de fibras textiles
• Ácido peclórico ($HClO_4$). Destrucción de materia orgánica.
• $NH<em>4ClO</em>4$. Combustible sólido (lanzaderas espaciales)
• $KClO<em>3$ pirotecnia, obtención $O</em>2$, antiséptico oral

Tema 15: Óxidos y Oxoácidos de los Elementos del Grupo 16

• Óxidos del grupo 16
• Oxoácidos y oxoaniones principales
• Reactividad
• Obtención y aplicaciones
• Efecto invernadero: Lluvia ácida

Óxidos

• Dos de los más importantes óxidos no metálicos son el $SO<em>2$ y $SO</em>3$. They are:

$XO_2$:

• SO2: Gas (moléculas), Acido
• SeO2: Sólido (P.F. = 315ºC), Cadenas, Acido
• TeO2: Sólido (P.F.= 500ºC), Laminas, Anfótero
• Son sólidos poliméricos blancos que se originan al quemar los elementos libres en el aire. El de Se, contiene enlaces dativos fuertes entre los grupos y el de Te, es una red tridimensional

$SO_2$: Óxido Sulfuroso

• Molécula angular ($sp^2$).

• Gas soluble en agua (c.n.), fácil de licuar ($T_{eb} = -10,02 ºC$).

• Es un gas incoloro, tóxico y de olor penetrante.

• Se emplea un orbital dy el pz del S, con dos px de los dos oxígenos

• Reductor débil. Se oxida fácilmente a $SO_4^{2-}$.

  • Medio ácido: $SO<em>2(g) + 2H</em>2O(l) \rightleftharpoons SO<em>4^{2-} + 4H^+ + 2e^- \quad E0SO</em>4^{2-}/SO_2= + 0.20V$

• Oxidante débil: Se reduce a S

• Ácido de Brönsted. Se puede comportar como…

  • $SO<em>2(g) + 2H</em>2O(l) \rightleftharpoons HSO<em>3^- + H</em>3O^+ \rightleftharpoons SO<em>3^{2-} + 2H</em>3O^+$ bisulfito sulfito

• Métodos de obtención:

  • Industrial (Combustión S, H2S, FeS…) $2H<em>2S(g) + 3O</em>2(g) \rightleftharpoons 2SO<em>2(g) + 2H</em>2Oquad 4FeS<em>2(s) + 11O</em>2(g) \rightleftharpoons 8SO<em>2(g) + 2Fe</em>2O_3$ Tostación de piritas.
  • Laboratorio: $2H<em>2SO</em>4(l) + Cu(s) \rightleftharpoons CuSO<em>4(ac) + SO</em>2(g) + 2H<em>2O(l)quad S(s) + O</em>2(g) \rightleftharpoons SO_2(g)$

• Aplicaciones

  • Preservar alimentos (antioxidante) (E220)
  • Obtención del H2SO4
  • CONTAMINANTE Lluvia ácida (CONTAMINACIÓN)

$SO_3$: Óxido Sulfúrico

1. Estado gaseoso (T^a > 45ºC)
   • Moléculas con estructura trigonal plana
2. $T^a$ ambiente
   • Líquido y en estado Sólido es un polimorfo (P. fusión 17ºC)
     • Trímero de forma anular (la de más baja temperatura de fusión, menos estable y más reactiva).

• Ácido de Lewis (orbitales d del S)
• Oxido Carácter ácido SO3(s) + H2O(l)  H2SO4(l) ∆H<<0 violenta
  • O - S <- Piridina <- Trifenil fosfina
• Obtención: SO2(g) + ½ O2(g) \rightleftharpoons SO_3(g) \quad ∆H << 0 Cinética muy lenta y requiere de catalizadores (Pt, V2O5) 400ºC y Alta P
• Aplicaciones
  • Obtención del ácido sulfúrico

Oxoácidos

• 1 átomo de S
  • $H<em>2SO</em>3$ (ac. sulfuroso)
    • HSO3 - (bisulfito)
    • $SO_3^{2-}$ (sulfito)
  • $H<em>2SO</em>4$ (ac. sulfúrico)
    • HSO4 - (bisulfato)
    • $SO_4^{2-}$ (sulfato)
• 2 átomos de S (concatenación)
  • $H<em>2S</em>2O<em>3$ (ac. tiosulfúrico) $S</em>2O_3^{2-}$ (tiosulfato)
  • $H<em>2S</em>2O<em>4$ (ac. ditionoso) $S</em>2O_4^{2-}$ (ditionito)
  • $H<em>2S</em>2O<em>6$ (ac. ditiónico) $S</em>2O_6^{2-}$ (ditionato)
• 3 o más átomos de S
  • $H<em>2S</em>xO<em>6$ (ac. politiónicos) $S</em>xO_6^{2-}$
• Peroxoácidos
  • $H<em>2S</em>2O<em>8$ (ac. persulfúrico) $S</em>2O_8^{2-}$
  • Persulfatos/Peroxodisulfatos $S<em>2O</em>8^{2−}$

Acido Sulfuroso

• Ácido diprótico; carácter débil
  • Carácter redox: Reductor débil: se oxida a $SO_4^{2-}$ ($E0=+0,2 V$).
  • Oxidante débil: se reduce a S
• Y muy conocidas; por ejemplo, las sales de Na y K se obtienen comercialmente.
• $HSO_3^- -S(O-E = \sigma) - OH \rightleftharpoons S^(O - O^-)O^- -OE = \sigma + \frac{1}{2}\pi$ A mayor estabilidad de oxoaniones vs oxoácido
• -Reductor moderado. Fungicida. Conservante de vinos, frutas y verduras (bactericida y antioxidante). Disolvente de lignina (pasta de papel/blanqueador de papel)

Acido Sulfúrico

• REACTIVIDAD DEL H2SO4
  • Soluble en agua, desprende calor, ácido fuerte: $H<em>2SO</em>4 + H<em>2O \rightleftharpoons HSO</em>4^- + H<em>3O^+quad K = 10^3$ $HSO</em>4^- + H<em>2O \rightleftharpoons SO</em>4^{2-} + H_3O^+ \quad K = 1,2x10^{-2}$
  • Deshidratante enérgico (quemaduras)
  • Oxidante moderado
    • $SO<em>4^{2-} \rightleftharpoons SO</em>2 \quad E/= 0,20 V$
    • $SO_4^{2-} \rightleftharpoons S \quad E/= 0,37 V$

Obtención$H<em>2SO</em>4$

• $S(s) +O<em>2(g) \rightleftharpoons SO</em>2(g)$
• $2SO<em>2(g) + O</em>2(g) \rightleftharpoons SO_3(g)$
• $SO<em>3(g) + H</em>2SO<em>4(l) (98$
• $H<em>2S</em>2O<em>7(l) + H</em>2O(l) \rightleftharpoons 2 H<em>2SO</em>4(l)$

Aplicaciones del Acido Sulfúrico y sus Oxoaniones

• $H<em>2SO</em>4$, Obtención de superfosfatos (fertilizantes).
• Obtención de HCl a partir de NaCl.
• Electrolitos (baterías de Pb).
• Refinado del petróleo.
• Explosivos (nitrocelulosa).
• NaHSO4 Limpiador doméstico, Saniflush®
• $Al<em>2(SO</em>4)_3$ Fabricación de papel
• $BaSO_4$ Radiografías estómago
• $MgSO_4$ Laxante
• CONTAMINACIÓN: LLUVIA ÁCIDA

Efectos provocados por emisión de contaminantes

• Agujero de O3 estratosfera (global)
• Lluvia ácida troposfera (regional)
• Smog fotoquímico capa de mezcla (local)
• Incremento del efecto invernadero (global)

Tema 16: Óxidos y Oxoácidos de los Elementos del Grupo 15

• Nitrogen and Phosphorus, non metals; As and Sb, metalloids; and Bi, metallic
• Electronegativity shows N and P a high degree of non-metallic character.

Oxides of Nitrogen

Básico! Property typically related to metallic oxides $G15 \rightarrow Acidic$

• (+1) N2O (g)
• (+2) NO (g)
• (+3) N2O3 (l)
• (+4) NO2 (g)
• (+5) N2O5 (s)

Nitrogen(I) Oxide - Nitrous Oxide (N2O)

• Gas, dipole moment in gas µD=0,16 D
• Diamagnetic
• Stable at room temperature 𝑁2𝑂 𝑁2 + ½ 𝑂2
• Obtainment: $𝑁𝐻<em>4𝑁𝑂</em>3 (𝑠) 𝑁<em>2𝑂 (𝑔) + 2𝐻</em>2𝑂$

Applications

• General anesthetic
• Aerosol propellant
• Greenhouse gas

Nitrogen(II) Oxide - Nitric Oxide (NO)

• Gas, dipole moment in gas µD=0,17 D
• Less stable than N2O - 3NO 𝑁2𝑂 + 𝑁𝑂2
• Molecular Orbitals

Nitrogen(IV) Oxide - Nitrogen Dioxide (NO2)

• Angular Molecule N O:
• Parameters
  • Bond Length: 1,20 Ǻ
  • Angle: 134º
  • Paramagnetic
• Forms Dimers: 2 ·𝑁𝑂2 𝑁2𝑂4 (𝑔)
• In the Presence of H2O: 2 ·𝑁𝑂2 + 𝐻2𝑂 → 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻𝑁𝑂2
• Applications - Production of Nitric Acid

Oxoacids of Nitrogen

Nitrous Acid - HNO2

• Only in Solution or Vapor - 3 𝐻𝑁𝑂2(𝑎𝑐) 𝐻𝑁𝑂3 + 2𝑁𝑂 + 𝐻2𝑂

Properties of Nitrites - NO2

• Basic
• Lewis Base

Nitric Acid - HNO3

• Strong Acid - 𝐻𝑁𝑂3 + 𝐻2𝑂 𝑁𝑂3 + 𝐻3𝑂
• Resonance Structure - Very Stable
• Strong Oxidizer - Different Products depending on factors
• In Solution - Attacks Most Metals
  *There are Some Exceptions, like Au and Pt

Applications NO3/HNO3

• Explosives - TNT - Nitroglycerine
• Fertiliser - NH4NO3

Oxides of Phosphorus

P4O6

Get structure with O bridges

P4O10

Add O to P4O6 structure to produce

Oxoacids of Phosphorus

H3PO2 - Hypophosphorous Acid

• Has only one proton
• One oxygen bounds to one hydrogen

H3PO3 – Phosphorous Acid

• Exists two protons
• Not a REDOX reaction

H3PO4 – Phosphorous Acid

• Is Very Stable
• Synthesis

Applications

• Fertilisers - 85% of production
• Preparation of yeast - 85% of production

Tema 17: Oxides of Group 14 Elements

• Group 14 Elements
• Oxides
• Silicons
• Metal Oxides

Group 14 Overview

• From Top to Bottom of the Chain
  • Sn: Has metal Properties
  • Pb: Has metal Properties
  • Ge: Metaloid/ Semiconductor
  • Si: Non-Metal/ Semiconductor
  • C: Non-Metal with a high volume
• Oxidation States
  • +4
  • +2 Increased in Stability
• Ionisation Energy
  • Large Increase for First Ionisation