TEMA 7: Grupo del Nitrógeno
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TEMA7:GrupodelNitrógeno 1 1 Propiedadesgenerales 2 - N y P son no metales (y bioelementos) - As y Sb metaloides. - Sb y Bi domina el carácter metálico 2 Propiedadesgenerales 3 3 Propiedadesgenerales 4 4 Propiedadesgenerales -Configuración electrónica ns2p3 Capa llena “s” + capa semillena “p” -Æ gran estabilidad 5 5 Propiedadesgenerales -Estados de oxidación que comprenden desde -3 hasta +5. –3 frente a los electropositivos, y +3 y +5 frente a los electronegativos. El “N” tiene todos los estados de oxidación comprendidos entre –3 y 5. 6 6 Propiedadesgenerales -Estados de oxidación: -3 hasta +5. 7 7 Propiedadesgenerales 8 8 Propiedadesgenerales - N es el principal componente del aire (78%). - N2, NH, NO y CN en estrellas, polvo interestelar y cometas. - Gran estabilidad de la molécula de N2 ==> difícil encontrar compuestos con N, ej: NaNO3 y KNO3. - organismos vivos lo contienen como aminoácidos y proteinas (2.5% peso del cuerpo humano) - obtención N: * destilación del aire. * separación con tamices moleculares. * laboratorio: 2 NH3(g) + 3 CuO(s) o 3 Cu(s) + 3 H2O(g) + N2(g) 9 9 Propiedadesgenerales - Los hidruros de los elementos de este grupo son agentes reductores muy efectivos. - El P, As y Sb, y sus compuestos, son tóxicos. - No reaccionan con el agua o con los ácidos no oxidantes. - Reaccionan con ácidos oxidantes (excepción del N). - El N reacciona con metales formando nitruros. 10 10 Propiedadesgenerales - Usos principales del N: * crear atmósferas inertes: - componentes electrónicos. - evita oxidación del vino. - conservación manzanas(+30 meses). - purgado hidrocarburos, etc… * fabricación de NH3 y otros compuestos nitrogenados. * líquido criogénico. - El P se usa en pirotecnia y en la fabricación de cerillas. - El As y Sb son semiconductores Æcircuitos electrónicos - N y P Æ detergentes y fertilizantes. 11 11 Lamoléculadedinitrógeno 12 12 Lamoléculadedinitrógeno 13 13 14 14 CompuestosdelNitrógeno 15 15 Nitruros Pueden dividirse en iónicos, covalentes e intersticiales. • Sólo hay unos pocos nitruros iónicos, siendo los más importantes los de Li, Zn y de los metales alcalinotérreos. • Nitruros covalentes más importantes son los de B, S y P. • Los nitruros intersticiales se forman con aquellos metales de transición que cristalizan en estructuras cúbico compactas con huecos octaédricos lo suficientemente grande para alojar los átomos de N. Se preparan calentando el metal a T elevadas (1200ºC) en una corriente de amoniaco o nitrógeno. 16 16 CompuestoshidrogenadosdelN • Todos los elementos forman hidruros de fórmula MH3. • La estabilidad del enlace M-H decrece hacia abajo en el grupo; las moléculas son piramidales con ángulos de enlaces decrecientes al bajar en el grupo, sugiriendo que cada vez es menor la participación del orbital s a los híbridos que constituyen el armazón de enlaces V de la molécula. • Sólo el amoníaco se prepara por reacción directa de los elementos: N2 + 3H2 o 2NH3 17 17 CompuestoshidrogenadosdelN 1785, Berthollet 18 18 CompuestoshidrogenadosdelN NH3 • Se encuentra donde hay descomposición de materia orgánica nitrogenada. • Su geometría es piramidal trigonal encontrándose el átomo de nitrógeno en el vértice de la pirámide. • Tiene un par electrónico sobre el nitrógeno lo que le hará comportarse como una base de Lewis. • Dada la diferencia de electronegatividad entre ambos elementos y su geometría, la molécula es bastante polar. • A Tambiente gas incoloro, si bien su puntos de fusión y ebullición son más elevados de lo que les correspondería (puentes de hidrógeno). • Puede licuarse a temperaturas ordinarias. • Es muy soluble en agua y el volumen del líquido incrementa notablemente. 19 19 CompuestoshidrogenadosdelN NH3 20 20 CompuestoshidrogenadosdelN NH3 Métodos de obtención del amoniaco. • Los alquimistas lo obtenían calentando pezuñas y cuernos y recogiendo en agua el gas desprendido. • Otros lo conseguían calentando orina con sal común y tratando el producto con álcalis. • Actualmente, el método habitual de obtención es a partir de sus elementos, mediante la síntesis de Haber: N2 + 3H2 ÅÆ 2 NH3 ; 'H = –92,4 kJ 21 21 CompuestoshidrogenadosdelN NH3 22 22 CompuestoshidrogenadosdelN NH3 23 23 CompuestoshidrogenadosdelN NH3 Actualmente todo el NH3 se produce según este método. Inicialmente la producción se dedicó a la fabricación de explosivos, en la actualidad sus destinos principales son los fertilizantes y 24los 24 plásticos. NH3 25 25 CompuestoshidrogenadosdelN NH3 26 26 CompuestoshidrogenadosdelN NH3 Aplicacionesdel amoniaco Otros usos: - Caprolactama, nylon - Poliuretanos - Gas criogénico - Limpiacristales. 27 27 Ciclodelnitrógeno 28 28 Ciclodelnitrógeno El N es muy importante para la vida. CICLO NATURAL: - Asimilación biológica del N atmosférico por las plantas leguminosas. Catalizado por la enzima nitrogenasa. - Amonificación: Transformación de los desechos de animales y plantas en forma de aminoácidos, por parte del oxígeno atmosférico, en NH4+ -Oxidación del NH4+ a NO3- por bacterias nitrificantes -Transformación del ión NO3- a N2O por bacterias desnitrificantes. - Difusión del N2O hacia la atmósfera donde se transforma 29 lentamente de óxidos superiores 29 Ciclodelnitrógeno 30 30 Ciclodelnitrógeno 31 31 Ciclodelnitrógeno 32 32 Ciclodelnitrógeno 33 33 Ciclodelnitrógeno 34 34 OtroscompuestoshidrogenadosdelN 35 35 OtroscompuestoshidrogenadosdelN 36 36 OtroscompuestoshidrogenadosdelN Azida de hidrógeno ó ácido hidrazoico, HN3 • Es un líquido incoloro. Tiene un desagradable olor y es extremadamente tóxico. •Es altamente explosivo: 2 HN3 ––> H2 + 3 N2 • Su sal derivada más importante es la azida de sodio, NaN3. Es una sustancia tóxica (máximo permitido 0.2 mg /m3 de aire, menor que el de KCN 5mg/m3) y cuyo principal uso actual se centra en la construcción de los air-bags de los automóviles. • Las azidas de metales pesados explotan por choque; la azida de plomo, Pb(N3)2, se utiliza como detonador. Es relativamente segura mientras no se le golpea, en cuyo caso descompone explosivamente: Pb(N3)2 ––> Pb (s) + 3 N2(g) 37 37 OtroscompuestoshidrogenadosdelN QUÍMICA DEL AIRBAG - no debe inflarse accidentalmente - los gases utilizados no debe ser tóxicos - el gas debe ser frío, para evitar quemaduras - conseguir inflado rápido de la bolsa (llena en 20-60 ms) - y los productos químicos que se generan deben ser estables y de fácil manejo. De entre los gases no tóxicos, el N2 es el más adecuado. 2 NaN3 (s) Æ (300C) Æ 2 Na (l) +3 N2 (g) (40 ms) Esta reacción se inicia al elevar la temperatura gracias a un dispositivo eléctrico y causa una explosión lenta que se denomina deflagración. Esta deflagración libera una importante cantidad de N2, necesario para inflar la bolsa 38 38 Halurosdenitrógeno 39 39 Óxidosdelnitrógeno • Los más importantes son el NO y NO2. • Son también gases y normalmente se les suele llamar NOx, para referirnos a ellos en su conjunto. • Son gases tóxicos, que además se acumulan en los pulmones, si bien en cantidades elevadas. • N2O, a T ambiente es un gas extraordinariam estable, a T elevada mantiene la combustión de las sustancias orgánicas. Fue el primer anestésico moderno utilizado en cirugía. 40 40 Óxidosdelnitrógeno Monóxido de nitrógeno (NO). • Es nociva en el medio atmosférico. Puede reaccionar con el O2 formando el irritante NO2, que contribuye al smog fotoquímico de grandes ciudades con un alto número de automóviles: NO + O2 o 2 NO2 • Suele obtenerse en el laboratorio al reducir ácido nítrico con Cu, también puede obtenerse por síntesis directa. Industrialmente se obtiene como producto intermedio en la fabricación de ácido nítrico (proceso Ostwald): 4 NH3 + 5 O2 o 4 NO + 6 H2O • Dado que es oxidado por el ozono, es uno de los gases que contribuye al debilitamiento de la capa de ozono. 41 41 Óxidosdelnitrógeno Actividad biológica del NO • El NO fue nominada por la revista Science Molécula del Año 1992. Aún siendo de una toxicidad semejante al CO, en bajas concentraciones es esencial en la transmisión de los impulsos nerviosos en los mamíferos. Al parecer este gas es crucial para controlar la presión sanguínea. • En 1996 se descubrió que la hemoglobina transporta NO así como O2. El NO contribuye a disminuir el espesor de las paredes de los vasos sanguíneos, facilitando el transporte de oxígeno a los tejidos circundantes. • Otros procesos en los que esta implicado: - neurotransmisión - regulación inmunológica - relajación muscular - está relacionada con la erección masculina y en las 42 contracciones uterinas. 42 Óxidosdelnitrógeno Dióxido de nitrógeno (NO2). • El NO2 es un gas de color pardo-rojizo – El color pardo de la atmósfera de las ciudades se debe a este gas. • Se dimeriza al bajar la temperatura o aumentar la presión formando el N2O4 de color amarillo claro y diamagnético: • El NO2 es muy inestable y se dismuta con facilidad (se oxida y reduce al mismo tiempo) formando ácidos nitroso y nítrico: – 2 NO2 + H2O o HNO2 + HNO3. 43 43 Óxidosdelnitrógeno 44 44 Óxidosdelnitrógeno Tomado de Chang R, Química 6ta ed, 1999. 45 45 Óxidosdelnitrógeno monóxido de dinitrógeno (N2O) • Se le conoce tambien como el gas hilarante (intoxicaciones de baja intensidad favorecen un estado eufórico y enorme variabilidad anímica). Se utiliza como agente anestésico en odontología. • Debido a que no es tóxico, a que es inodoro e inerte y que es muy soluble en grasas se le utiliza como propelente en recipientes presurizados (botes de nata y similares 46 46 Formacióndenieblas(SMOG) Los agentes primarios de polución atmosférica más importantes son: • SO2 (combustibles fósiles) • CO (motores de explosión) • hidrocarburos (motores de explosión) • NO (motores de explosión) En la atmósfera estos agentes primarios sufren complejas reacciones fotoquímicas que originan contaminantes secundarios como el CO2, ozono, aldehídos y NO2. • El NO es tóxico por la misma razón que el CO; ambos se coordinan fuertemente a la hemoglobina de la sangre, inutilizándola como transportadora de O2. • Cuando se libera a la atmósfera, el NO reacciona con el oxígeno para formar NO2. El color marrón de la atmósfera de ciertas ciudades se debe a la presencia del dióxido de nitrógeno, tóxico 47 para animales y plantas. 47 Formacióndenieblas(SMOG) Los óxidos de nitrógeno intervienen en dos tipos de procesos: i.- El NO2 troposférico reacciona con el radical hidroxilo para formar ácido nítrico, que con el ácido sulfúrico forman la lluvia ácida: NO2 + °OH ––>HNO3 ii.- Los óxidos de nitrógeno (NO, NO2 y N2O4) producidos a partir de N2 y O2 a las elevadas temperaturas de combustión de los motores de explosión, son capaces de iniciar reacciones radicalarias en cadena en las que los hidrocarburos (también producidos en los escapes de los automóviles) se oxidan para formar aldehídos y otros productos que atacan fuertemente a los ojos y a los órganos 48 respiratorios. 48 Formacióndenieblas(SMOG) Con el nombre de smog fotoquímico se engloba toda esta serie de contaminantes producidos a partir de la combustión de los motores de explosión inducidos por la radiación solar. Para reducir los óxidos de nitrógeno producidos por los automóviles hay unas cuantas estrategias posibles: (i) reducción de la temperatura de combustión (con la consiguiente perdida de rendimiento). (ii) disminuir la riqueza en O2 de la mezcla combustible (queda combustible sin quemar y se genera más CO) (iii) eliminar NO y combustible no quemado mediante un catalizador que es la solución finalmente adoptada. El uso de convertidores catalíticos permite la formación de los inocuos N2 y O2. 49 49 Oxiácidos delnitrógeno 50 50 Óxidosyoxiácidos delnitrógeno ÁCIDO NÍTRICO (HNO3) • Los alquimistas le llamaban agua fuerte, nombre por el que aún se le conoce y lo usaban para separar la plata del oro. • No se encuentra en la naturaleza en estado natural. • En cambio, son muy comunes sus sales derivadas, los nitratos. • Los más importantes son: – el nitro de Chile [NaNO3] – el nitro de Noruega [Ca(NO3)2] – el salitre [KNO3] 51 51 Óxidosyoxiácidos delnitrógeno Propiedades: • Líquido incoloro a temperatura ambiente. • Se mezcla con el agua en todas las proporciones. • Punto de fusión : -41’3 ºC / ebullición: 86 ºC. • Es oxidante y corrosivo. • Es inestable, pues el líquido está parcialmente disociado en N2O5(g) (que produce humo en el aire húmedo) y en agua. Aplicaciones: • Es el “aguafuerte” que se utiliza en limpieza, para hacer grabados y en la creación de circuitos electrónicos. • El ácido nítrico es un producto esencial en la industria orgánica. • Se usa en la fabricación de colorantes y explosivos (TNT). • Sus sales (nitratos) se usan como fertilizantes. 52 52 Óxidosyoxiácidos delnitrógeno 53 53 Óxidosyoxiácidos delnitrógeno 54 54 Óxidosyoxiácidos delnitrógeno • Los nitratos no son directamente tóxicos para el hombre. El problema consiste en que nuestro organismo los transforma en nitritos que, en altas dosis, provocan envenenamientos de la sangre. • Ciertos estudios han sugerido que los nitritos reaccionan luego en nuestro organismo dando lugar a unos compuestos cancerígenos: las nitrosaminas. La contaminación de las capas freáticas por los nitratos es un fenómeno lento cuyos principales causantes son: la 55 agricultura y ganaderías intensivas. 55 Explosivos • proyectos de ingeniería civil • minas • propelentes en la industria aerospacial • control de avalanchas • airbag, liberación del asiento en aviones de combate • otros usos menos nobles Un EXPLOSIVO es una sustancia cinéticamente estable a T y P ambientes pero cuya rápida descomposición o combustión da lugar a un gas mediante una reacción altamente exotérmica. Es justamente la expansión violenta del gas lo que le confiere su fuerza destructora. • La reacción debe ser termodinámicamente espontánea • La reacción debe ser muy rápida (cinéticamente favorable) • La reacción debe producir moléculas pequeñas gaseosas. 56 56 Explosivos • La vinculación de los nitratos con los explosivos viene de antiguo (desarrollo de la pólvora en la Edad Media). • La pólvora es una mezcla de nitrato de K, C y S (es difícil hacerla explotar). Reacción muy exotérmica y además produce una gran cantidad de gases: 14KNO3 + 18C + 2S Æ 5K2CO3 + K2SO4 + K2S + 10CO2(g) + 3 CO(g) + 7N2(g) • Cuando el ácido nítrico reacciona con el glicerol, se forma un compuesto explosivo denominado nitroglicerina. Es muy peligroso trabajar con esta sustancia puesto que explota bajo la más ligera presión. Alfred Nobel descubrió en 1867 que mezclando dicha sustancia con un tipo de arcilla lograba estabilizar la nitroglicerina. Había descubierto la dinamita. La violenta descomposición de la nitroglicerina produce 35 moles de gases calientes a partir de 4 moles de compuesto sólido, lo que origina una rápida expansión. 57 57 Explosivos Son muchos los explosivos que contienen nitrógeno, en la mayor parte de los casos en forma del grupo nitro (-NO2): Sales amónicas como explosivos Cuando el anión de la sal amónica es un oxidante suficientemente fuerte (NO2-, NO3-, ClO4-, Cr2O7-2) la calefacción de la sal sólida puede dar lugar a su descomposición originando dinitrógeno u óxidos de nitrógeno. 58 58 Sales amónicas como explosivos El nitrato amónico (extensamente utilizado como fertilizante), puede por calentamiento a 170oC sufrir descomposición exotérmica: NH4NO3 Æ N2O + 2 H2O Esta reacción es exotérmica, y si la temperatura excede los 250oC (o es fuertemente golpeado) se descompone violentamente a N2: NH4NO3 Æ Q Æ N2 + 2 H2O + 1/2 O2 En 1947 un carguero con 1400 tn de nitrato amónico explotó en Texas City (USA) provocando 600 muertos y arrasando completamente el recinto portuario. También se ha utilizado deliberadamente como explosivo. Por ejemplo el atentado de Oklahoma (USA) que destruyó un edificio federal matando a 200 personas fue realizado con 2000 kg de una mezcla de nitrato amónico y fuel-oil. 59 Conclusión: nunca hay que mezclar agentes oxidantes fuertes con material susceptible de ser oxidado cuando el producto de reacción sea un gas. En particular hay que tener especial respeto con los 59 compuestos con N. Fósforo ¾ En la corteza terrestre como fosfato PO43í. ¾ Es uno de los principales elementos para la vida, constituyente del ADN, ATP y otras molécula biológicas. 60 60 El fósforo se obtuvo por primera vez por el alquimista alemán Hennig Brandt por destilación de la urea humana (1669). En 1833 la sociedad occidental descubrió lo fácil que era producir una llama utilizando cerillas de fósforo blanco. Sin embargo cientos de mujeres que trabajaban en las fábricas de cerillas murieron debido a la extrema toxicidad del P blanco. El Alquimista en búsqueda de la Piedra Filosofal, 61 descubre el Fósforo. Joseph Wright (1734-97) 61 Presenciaenlanaturaleza,obtenciónyusos • El fósforo es también un constituyente esencial de los tejidos de las plantas y los animales; por ejemplo, el fosfato cálcico está presente en los huesos y en los dientes. • Es uno de los principales elementos para la vida, constituyente del ADN, ATP y otras molécula biológicas. • Las fuentes más importantes de fósforo son el fosfato cálcico, en forma de apatito. •La mayor parte se usa en la fabricación de fertilizantes fosfatados. • En la corteza terrestre como fosfato PO43í. 62 62 Presenciaenlanaturaleza,obtenciónyusos ¾ El fósforo lo obtuvo por primera vez Henning Brandt en 1669. ingentes cantidades de orines Æ descomposición Æ destilación, condensándose los vapores en agua Æ producto blando que en la oscuridad irradiaba luz. ¾ Primer elemento aislado a partir de un material biológico. ¾ Su nombre deriva de las palabras griegas phos (luz) y phorus (portador); el fósforo es el portador de luz. ¾ Actualmente se obtiene, en una escala de millones de toneladas/año, por reducción del fosfato con carbón de coque, en presencia de sílice (SiO2) a 1500oC: 2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C Æ P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO 63 63 Presenciaenlanaturaleza,obtenciónyusos Fabricación de cerillas (P4, P (rojo) y P4S3). Fabricación de bombas incendiarias y pirotecnia. Medicamentos. Producción fertilizantes, que contienen tres ingredientes principales: 1- Nitrógeno combinado, para el crecimiento de las partes verdes de la planta. 2- Fósforo para el crecimiento de las raíces. 3- Iones potasio para la floración. Aleaciones especiales. En detergentes sintéticos que poseen dos componentes principales: 1- Agente tensioactivo (molécula de jabón). 2soporte, cuya misión es secuestrar los iones duros del agua 64 64 AlótroposdelP alotropía complicada; al menos 11 formas, sin embargo las mejores caracterizadas son las siguientes: blanco, negro y rojo. Fósforo negro Fósforo blanco 65 65 Fósforo blanco Fósforo rojo AlótroposdelP Fósforo blanco, forma tetraédrica. • Es muy venenoso (dosis letal 0.1g). • Al exponerlo al aire se oxida con una llama verdosa y formación de O2, junto con algo de ozono. Por encima de los 50°C se inflama en el aire. • Reacciona violentamente con todos los halógenos. Fósforo negro, es la forma alotrópica más estable. • Por calentamiento del fósforo blanco a P muy elevadas. • Recuerda al grafito en su aspecto y en su conductividad eléctrica y posee una red en capas en la que cada átomo de P. • Cinéticamente inerte y no arde al aire, incluso a 400°C. Fósforo rojo. • Por calentando del fósforo blanco, en atmósfera inerte, a 250°C. • Su reactividad es intermedia entre las otras dos. 66 66 Compuestosconhidrógeno • Olor a pescado podrido. • Es un gas extremadamente venenoso. • El enlace P–H es apolar debido a que P y H tienen la misma electronegatividad. A pesar que el amoníaco presenta unos enlaces de hidrógeno bastante débiles ayudan a que sea 2500 veces más soluble en agua que la fosfina. 67 67 Halurosdefósforo • Son compuestos covalentes con enlaces poco polares (diferencia electronegatividad entre P y X es escasa ). • El más importante comercialmente de los trihaluros es el PCl3. Amplia variedad de productos: jabones, detergentes plásticos e insecticidas. 68 • El pentacloruro de P se obtiene a escala industrial (20.000-30.000 tn/año). Constituye la materia prima para la obtención de multitud de compuestos orgánicos e 68 inorgánicos de fósforo. Óxidos,sulfurosyoxosulfuros delfósforo El fósforo forma un gran número de óxidos, sulfuros y oxosulfuros. Sus estructuras, en estado gaseoso, derivan del mismo modelo estructural basado en el tetraedro de P4: 69 69 Óxidosdelfósforo Probablemente los compuestos más representativos de fósforo son aquellos en los que el elemento está combinado de alguna manera con el oxígeno. Los óxidos más importantes son el P4O6 (P(III)) y P4O10 (P(V)) Todos ellos reaccionan ávidamente con el agua formando oxoácidos: 70 70 Óxidosdelfósforo Tanto el P4O6 como el P4O10 son sólidos blancos que se forman por reacción directa con oxígeno dependiendo de las condiciones de reacción. 71 71 Sulfurosdelfósforo Se conocen sulfuros de P de composición P4Sn (n = 3, 4, 5, 7, 9, 10). Todos ellos son sólidos y amarillos. Los sulfuros de P se utilizan para la síntesis de los compuestos organofosforados, utilizados como pesticidas y en la fabricación de gases para la guerra química (gas Sarin, entre otros). 72 72 Oxoácidos yoxosales delfósforo • Los oxoácidos de fósforo son de gran importancia industrial y biológica. • Todos ellos contienen el átomo de P tetracoordinado. • Podemos dividir los oxoácidos en dos grupos: los simples formados por tetraedros aislados de P enlazado a O u OH y los condensados: formados por más de un tetraedro de P unidos entre sí por puentes P–O–P o por enlaces directos P–P. 73 73 Oxoácidos yoxosales delfósforo OXOÁCIDOS SENCILLOS 74 74 Oxoácidos yoxosales delfósforo Usos del ácido fosfórico: - La mayor parte del ácido fosfórico (85%) se destina a la fabricación de fertilizantes. El P, junto con el N y el K, son elementos esenciales para las plantas. - Sustituyente del ácido cítrico o tartárico en bebidas del tipo limonada. - Aditivo en bebidas embotelladas en contenedores metálicos (los iones metálicos forman los inertes fosfatos previniendo un eventual envenenamiento por metales). - Eliminación de la herrumbre de metales: 2 H3PO4 (ac) + Fe2O3 (s) ––> 2 FePO4 (s) + 3 H2O (l). 75 75 Oxoácidos yoxosales delfósforo Usos del ácido fosfórico: -El uso masivo de fertilizantes fosfatados y detergentes que contienen fosfatos trae consigo el problema de la EUTROFIZACIÓN. Es necesario eliminarlos de las aguas residuales. Una forma de hacerlo es tratarlas con hidróxido cálcico: 5 Ca(OH)2 + 3 HPO4-2 ––> Ca5(PO4)3(OH) + 6 OH- + 3 H2O (insoluble) 76 76 Usosdelosfosfatos Los fosfatos tienen multitud domésticas como industriales: de aplicaciones tanto Na3PO4: - Agente de saponificación de grasas - Decapante de pinturas debido a que en medio acuoso da disoluciones muy básicas. - Se utiliza a nivel industrial para limpiar metales. -Mezclado con NaClO, se utiliza en maquinas de lavado. Na2HPO4: - En alimentación. Fabricación de quesos, emulsionante. - Aditivo al jamón, evita pérdida de agua. NaH2PO4: - En procesos de fosfatización de metales. Tratamiento anticorrosión previo a la pintura. 77 77 Usosdelosfosfatos Ca(H2PO4)2: - Se utiliza como levadura artificial en panadería (mezclado con NaHCO3). Se aprovechan sus propiedades ácidas. En agua, los iones dihidrógeno fosfato ceden protones al bicarbonato. La reacción produce CO2 que al desprenderse y quedar ocluído en la masa, la hace más ligera. Na2H2P2O7: -Tambien se utiliza como acidulante para la preparación de la masa del pan. Su ventaja respecto del anterior es que no reacciona con el bicarbonato a menos que se caliente. Eso permite preparar grandes cantidades de masa y almacenarlas sin que seinicie el crecimiento de la misma de forma prematura. CaHPO4: - Se utiliza como abrasivo en pastas de dientes. 78 78 Usosdelosfosfatos Ca2P2O7: -Se añade en pastas de dientes con flúor. El difosfato es el más inerte de los fosfatos. Se utiliza como abrasivo puesto que no interfiere con los compuestos que contienen flúor. Na5P3O10: - Se ha utilizado en detergentes (Calgón®) para ablandar el agua (forma complejos solubles con Ca+2, Mg+2 y Fe+3). - Evita que se formen espumas insolubles de jabón cuando se lava con aguas duras. - Debido a los efectos dañinos de los fosfatos en las aguas residuales al estimular el crecimiento indeseable de las algas, el uso del tripolifosfato ha disminuido radicalmente. 79 79 Usosdelosfosfatos - Este trifosfato se utiliza como dispersante en fabricación de cementos y ladrillos. Disminuye la cantidad de agua precisa para hacer las pastas - también en perforaciones petrolíferas para mejorar las propiedades mecánicas de los suelos. -Además, los fosfatos tienen un uso intensivo en la industria alimentaria. 80 80 Aspectosbiológicos • A pesar de que la exposición continuada a los vapores de fósforo provoca la fosfonecrosis de la mandíbula y una muerte lenta y dolorosa, todos los organismos vivos dependen totalmente de los fosfatos. • El material genético de la vida, ADN, consiste en unidades de azúcar, unidas mediante unidades fosfato para formar la cadena en hélice. En el DNA y en el RNA las unidades fosfatos juegan un papel estrictamente estructural, pero también son esenciales en el metabolismo de las células. •La formación y ruptura (hidrólisis) de los enlaces P-O sirve como almacén de energía en el trifosfato de adenosina (ATP). La energía liberada en esta hidrólisis se utiliza para realizar el trabajo mecánico en la contracción muscular y en muchas reacciones bioquímicas: ATP ––> ADP + Energía (~33 kJ) 81 81 Aspectosbiológicos • Los fosfatos se utilizan abundantemente como fertilizantes porque el fósforo es un nutriente indispensable para el crecimiento de las plantas. Esta utilización masiva de fertilizantes y también de detergentes puede conducir a la contaminación por fosfatos de lagos y ríos, provocando una explosión del crecimiento de las algas. Las algas consumen el oxígeno del agua, llegando a morir los peces. A este fenómeno se le denomina eutrofización. •El As es un elemento esencial para la vida; su exceso sin embargo la mayor parte de sus compuestos son causa de envenenamiento. Eficaz remedio contra la sífilis (P. Erhlich, 1863) 82 82 Aspectosbiológicos VENENOS NERVIOSOS Reciben este nombre los venenos que actúan sobre el sistema nerviosos central. Son varias las sustancias químicas que puede alterar el ciclo de la acetilcolina en diferentes puntos: Botulina: toxina generada por el Clostridium Boulinum bloquea la síntesis de la acetilcolina. Sin mensajero, no llegan mensajes y el impulso nervioso no atraviesa la sinapsis, produciendo parálisis y muerte por imposibilidad de respirar. 83 83 Aspectosbiológicos VENENOS NERVIOSOS Otro tipo de venenos que bloquean la acción de la colinesterasa son los Organofosforados. Provocan una sobreestimulación de los músculos, glándulas y órganos. La víctima entra en convulsiones violentas y muere rápidamente. Durante la II Guerra Mundial, científicos alemanes que buscaban insecticidas descubrieron algunos compuestos extremadamente tóxicos con un potencial uso en la guerra química (el final de la guerra impidió que finalmente fueran utilizados; las tropas rusas desmantelaron una factoría para la fabricación del Tabum y la trasladaron a Rusia). Posteriormente se desarrollaron otros venenos nerviosos importantes. Matan por inhalación o por absorción a través de la piel: Sarin (4 veces más tóxico que el Tabum pero con la ventaja de ser inodoro), Soman (moderadamente persistente, los otros no), Agente VX y otros que siguen bajo el secreto militar. En cualquier caso ninguno de ellos es tan tóxico como es la Botulina. 84 84 Aspectosbiológicos VENENOS NERVIOSOS 85 85 Aspectosbiológicos VENENOS NERVIOSOS El Sarin es un líquido incoloro que hierve a 147ºC. Puede ser obtenido tratando PCl3 con clorometano (se sutituye uno de los Cl por CH3) y despues con fluoruro de hidrógeno (que remplaza el segundo cloro por flúor) y finalmente con 2-propanal (C3H7OH) que remplaza al tercer cloro. Es por tanto bastante sencillo obtener este peligroso compuesto. Una cucharilla de cafe sería suficiente para acabar con una ciudad de 25.000 habitantes. En al menos dos ocasiones ha sido deliberadamente utilizado: en 1998 por el gobierno iraquí contra poblaciones kurdas y en 1995 un ataque en el metro de Tokio. • Insecticidas como el malatión o el paratión guardan semejanzas estructurales con estos agentes tóxicos, aunque su toxicidad para los mamíferos es mas limitada que la de los gases nerviosos. En 1944 Shrader sintetizó el paration: 86 86 Aspectosbiológicos • Insecticidas como el malatión o el paratión guardan semejanzas estructurales con estos agentes tóxicos, aunque su toxicidad para los mamíferos es mas limitada que la de los gases nerviosos. En 1944 Shrader sintetizó el paration: Desde ese momento miles de compuestos organofosforados han sido obtenidos, pero no todos se distinguen por una mayor selectividad en su acción, en una menor toxicidad respecto delos mamíferos o menor persistencia en el medio. • El malatión fue obtenido en 1955 constituyó un gran avance pues presenta una escasa toxicidad respecto de los mamíferos: 87 La ventaja de los organofosforados frente a los organoclorados estriba en que aquellos son biodegradables mientras que los organoclorados no los son. La desventaja es su alto coste (triplican87el de los organoclorados).
