GENERALIDADES DEL NITROGENO

z

GENERALIDADES DEL NITROGENO Nombre	Nitrógeno
Número atómico	7
Valencia	1,2,+3,-3,4,5
Estado de oxidación	- 3
Electronegatividad	3,0
Radio covalente (Å)	0,75
Radio iónico (Å)	1,71
Radio atómico (Å)	0,92
Configuración electrónica	1s22s22p3
Primer potencial de ionización (eV)	14,66
Masa atómica (g/mol)	14,0067
Densidad (g/ml)	0,81
Punto de ebullición (ºC)	-195,79 ºC
Punto de fusión (ºC)	-218,8

El nitrógeno está  considerado como el elemento más abundante en la atmósfera. Sin embargo,  dada su estabilidad, es muy difícil que reaccione con otros elementos y, por tanto, se tiene un bajo aprovechamiento, razón por la cual, su abundancia pasa a segundo término (Saber más del nitrógeno)

Cerca del 98% del nitrógeno de todo el mundo se encuentra en tierra sólida, dentro de la estructura química de roca, tierra y sedimento. El resto se mueve en un ciclo dinámico entre la atmósfera, océanos, lagos, corrientes, plantas y animales. Pequeñas cantidades de nitrógeno presente en tierra y sedimentos también entran a formar parte de este complejo ciclo (El nitrógeno en la lluvia nacional)

CARACTERISTICAS FISICAS Y QUIMICAS TIENE ESTE ELEMENTO.

Elemento químico, símbolo N, número atómico 7, peso atómico 14.0067; es un gas en condiciones normales. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera (78% por volumen de aire seco). Esta concentración es resultado del balance entre la fijación del nitrógeno atmosférico por acción bacteriana, eléctrica (relámpagos) y química (industrial) y su liberación a través de la descomposición de materias orgánicas por bacterias o por combustión. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio. 

El nitrógeno, consta de dos isótopos, ¹⁴N y ¹⁵N, en abundancia relativa de 99.635 a 0.365. Además se conocen los isótopos radiactivos ¹²N, ¹³N, ¹⁶N y ¹⁷N, producidos por una variedad de reacciones nucleares. A presión y temperatura normales, el nitrógeno molecular es un gas con una densidad de 1.25046 g por litro.

 El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor parte de las sustancias comunes, a temperaturas ordinarias. A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O₂, para formar NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco. El nitrógeno, carbono e hidrógeno se combinan arriba de los 1800ºC (3270ºF) para formar cianuro de hidrógeno.

Cuando el nitrógeno molecular se somete a la acción de un electrodo de descarga condensada o a una descarga de alta frecuencia se activa en forma parcial a un intermediario inestable y regresa al estado basal con emisión de un resplandor amarillo oro.

Los elementos de la familia del nitrógeno exhiben tres estados de oxidación principal, -3, +3 y +5 en sus compuestos, aunque también se presentan otros estados de oxidación. Todos los elementos de la familia del nitrógeno forman hidruros, así como óxidos +3, óxidos +5, haluros +3 (MX₃) y, excepto para el nitrógeno y el bimuto, halogenuros +5 (MX₅). E1 nitrógeno es el elemento más electronegativo de la familia. Así, además de los estados de oxidación típicos de la familia (-3,+3 y +5), el nitrógeno forma compuestos con otros estados de oxidación.

Los compuestos que contienen una molécula de nitrógeno enlazada a un metal se llaman complejos de nitrógeno o complejos dinitrógeno. Los metales que pertenecen al grupo VIII de la familia de los metales de transición son extraordinarios en su capacidad para formar compuestos de coordinación; para cada metal de este grupo se han identificado varios complejos nitrogenados. Los complejos nitrogenados de estos metales se presentan en estados de oxidación bajos, como Co(I) o Ni(O), los otros ligadnos presentes en estos complejos, además de N₂, son del tipo que se sabe que estabilizan estados de oxidación bajos: las fosfinas parecen ser particularmente útiles a este respecto.

COMO Y QUIEN DESCUBRIO EL NITROGENO.

El monopolio de los trabajos de investigación sobre gases, en Inglaterra, recaía en Cavendish y en  Priestley. A finales de 1771, Cavendish, comunica a Priestley, que estudiando el aire que ha atravesado  el fuego de carbón vegetal, el gas resultante  contiene el  aire fijo  de Black, pero consta fundamentalmente de AIRE COMÚN  "que ha sufrido por el fuego  un cambio en su naturaleza". 

Después de absorber la componente fija con  lejía de jabón, observa que el  residuo  "parecía más ligero" que el aire ordinario, extinguía la llama aunque  "en menor grado" que el aire fijo. 

En  marzo de 1772, entre el 5 y el 23, Priestley lee ante la Royal Socity, el trabajo "Observations on different kinds of air", en él expone que el aire residual que llama AIRE QUEMADO, no solamente  extingue la llama sino que resulta nocivo para los animales en el más alto grado y es más ligero que el  aire ordinario. 

 

Al  realizar el experimento sobre mercurio A el aire sólo disminuyó una quinta parte, no absorbiéndose más aunque  se dejara entrar agua". Continuando con las investigaciones,  justificaba que el aire viciado apagaba  la llama, porque estaba saturado de flogisto, por eso era  AIRE FLOGISTICADO. El 12 de noviembre de 1772, Daniel Rutherford, presenta su  tesis doctoral que implicaba  experiencias con ratones en atmósfera controlada con un componente de gas residual no respirable. Su título fue: "EL AIRE FIJO O MEFÍTICO". 

OBTENCION DEL NITROGENO INDUSTRIALMENTE 

A partir del aire. El nitrógeno puede obtenerse del aire por simple eliminación del oxígeno. En el laboratorio, haciendo pasar el aire arriba de cobre calentado, éste se apodera del oxígeno para formar óxido cúprico sólido, CuO. Si se quema fósforo en una campana invertida sobre agua se forma fósforo pentaoxidado sólido, que se disuelve en el agua y deja un residuo que en su mayor parte es nitrógeno. Otro método de obtención consiste en hacer burbujear aire en una solución alcalina de pirogalol, que absorbe al oxígeno.

En la industria el nitrógeno se obtiene a partir del aire líquido.

A partir de sus compuestos. El nitrógeno puede prepararse por oxidación del amoníaco, por lo cual se hace pasar este gas sobre óxido de cobre calentado al rojo.

2NH₃ + 3CuO = 3H₂O + N₂ + 3Cu⁰

Uno de los  métodos más convenientes consiste en la descomposición del nitrito de amonio, NH₄NO₂. Este compuesto es inestable, y se descompone y se descompone fácilmente en agua y da nitrógeno. Cuando se calienta suavemente una disolución que contiene una mezcla de cloruro de amonio y nitrito de sodio, se desprende nitrógeno.

             NH₄⁺ + NO₂ = 2H₂O + N₂.⁴

El nitrógeno es, junto con el potasio y el fósforo, uno de los tres nutrientes mayoritarios de los vegetales. Estos lo toman del suelo agrícola, donde determinado tipo de bacterias lo fijan del aire, pasándolo a nitrógeno combinado en moléculas  más o menos complejas pero solubles y asimilables por las plantas. La fertilización artificial del suelo agrícola requiere el aporte denitrógeno en forma amoniacal, de nitratos o de urea, entre otras. La primera materia para la producción de fertilizantes nitrogenados es el amoníaco que se produce industrialmente a partir delnitrógeno del aire, por reacción química con el hidrógeno:

              

  N₂ + 3 H2 =  2NH3

            

Del amoníaco se obtienen los demás productos químicos sintéticos que contienen nitrógeno en sus moléculas. En la industria química y en las afines (alimentación, farmacia, etc.) el nitrógeno gas se utiliza para inertizar atmósferas, evitando la presencia del aire que podría dar lugar a mezclas explosivas ("blanketing" o barrido con nitrógeno de depósitos, reactores, equipos varios y tuberías en la industria del refino de petróleo, petroquímica y de la polimerización) o a degradaciones de tipo oxidativo (envasado en atmósferas inertes). También se usa en estado puro o acompañando al oxígeno como diluyente en las reacciones químicas. En estado líquido encuentra aplicaciones minoritarias como refrigerante en la congelación de alimentos, en  criobiología y criocirugía

LICUACIÓN DEL AIRE

 La ausencia de azeótropos en las mezclas de los componentes del aire posibilita la separación de sus tres componentes más abundantes por destilación fraccionada, técnica que se aplica en la industria desde hace doscientos años. Para ello es necesario llegar a la licuación del aire, al menos parcial, mediante una combinación de compresiones,  enfriamientos y expansiones (efecto Joule-Thomson) con la máxima recuperación posible del frío generado, como etapa previa a su fraccionamiento que se estudiará más adelante. Evidentemente el aire debe estar seco y exento de CO₂ para evitar su solidificación en el interior de los equipos.

Obtencion del nitrogeno en el laboratorio 

Efectos ambientales se generan con su extracción industrial

Los humanos han cambiado radicalmente los suministros de nitratos y nitritos. La mayor causa de la adición de nitratos y nitritos es el uso intensivo de fertilizantes. Los procesos de combustión pueden también realzar los suministros de nitrato y nitrito, debido a la emisión de óxidos de nitrógeno que puede ser convertidos en nitratos y nitritos en el ambiente.

Los nitratos y nitritos también consisten durante la producción química y son usados como agentes conservantes en las comidas. Esto causa las concentraciones de nitrógeno en el agua subterránea y aguas superficiales y en la comida crece en gran medida.

La adición de Nitrógeno enlazado en el ambiente tiene varios efectos. Primeramente, puede cambiar la composición de especies debido a la susceptibilidad de ciertos organismos a las consecuencias de los compuestos de nitrógeno. Segundo, la mayoría del nitrito puede tener varios efectos sobre la salud de los humanos así como en animales. La comida que es rica en compuestos de Nitrógeno puede causar una pérdida en el transporte de oxígeno en la sangre, lo que puede tener consecuencias serias para el ganado.

La toma de altas concentraciones de Nitrógeno puede causar problemas en la glándula tiroidéa y puede llevar a bajos almacenamientos de la Vitamina A. En los estómagos e intestinos de animales los nitratos pueden convertirse en nitrosaminas, un tipo de substancia peligrosamente cancerígena.