Nitrógeno

El nitrógeno es el elemento químico con el símbolo N y el número atómico 7. El nitrógeno es un no metal y el miembro más ligero del grupo 15 de la tabla periódica, a menudo llamado pnictógenos. Es un elemento común en el universo, estimado en el séptimo lugar en abundancia total en la Vía Láctea y el Sistema Solar. A temperatura y presión estándar, dos átomos del elemento se unen para formar N ₂, un gas diatómico incoloro e inodoro. N ₂forma alrededor del 78% de la atmósfera terrestre, lo que lo convierte en el elemento no combinado más abundante. El nitrógeno se encuentra en todos los organismos, principalmente en los aminoácidos (y por lo tanto en las proteínas), en los ácidos nucleicos (ADN y ARN) y en la molécula de transferencia de energía trifosfato de adenosina. El cuerpo humano contiene aproximadamente un 3% de nitrógeno en masa, el cuarto elemento más abundante en el cuerpo después del oxígeno, el carbono y el hidrógeno. El ciclo del nitrógeno describe el movimiento del elemento desde el aire, hacia la biosfera y los compuestos orgánicos, y luego de regreso a la atmósfera.

Muchos compuestos de importancia industrial, como el amoníaco, el ácido nítrico, los nitratos orgánicos (propelentes y explosivos) y los cianuros, contienen nitrógeno. El enlace triple extremadamente fuerte en el nitrógeno elemental (N≡N), el segundo enlace más fuerte en cualquier molécula diatómica después del monóxido de carbono (CO), domina la química del nitrógeno. Esto provoca dificultades tanto para los organismos como para la industria a la hora de convertir el N ₂ en compuestos útiles, pero al mismo tiempo significa que la combustión, la explosión o la descomposición de los compuestos de nitrógeno para formar gas nitrógeno liberan grandes cantidades de energía a menudo útil. El amoníaco y los nitratos producidos sintéticamente son fertilizantes industriales clave, y los nitratos de fertilizantes son contaminantes clave en la eutrofización de los sistemas de agua.

Fue descubierto y aislado por primera vez por el médico escocés Daniel Rutherford en 1772. Aunque Carl Wilhelm Scheele y Henry Cavendish lo habían hecho de forma independiente aproximadamente al mismo tiempo, generalmente se le otorga el crédito a Rutherford porque su trabajo se publicó primero. El nombre nitrogène fue sugerido por el químico francés Jean-Antoine-Claude Chaptal en 1790 cuando se descubrió que el nitrógeno estaba presente en el ácido nítrico y los nitratos. Antoine Lavoisier sugirió en cambio el nombre azote, del griego antiguo: ἀζωτικός "sin vida", ya que es un gas asfixiante; este nombre se usa en varios idiomas, incluidos francés, italiano, ruso, rumano, portugués y turco, y aparece en los nombres en inglés de algunos compuestos nitrogenados como la hidracina, las azidas y los compuestos azoicos.

Aparte de su uso en fertilizantes y depósitos de energía, el nitrógeno es un componente de compuestos orgánicos tan diversos como el Kevlar que se usa en telas de alta resistencia y el cianoacrilato que se usa en superpegamentos. El nitrógeno es un componente de todas las principales clases de fármacos, incluidos los antibióticos. Muchos fármacos son imitadores o profármacos de moléculas señalizadoras que contienen nitrógeno natural: por ejemplo, los nitratos orgánicos nitroglicerina y nitroprusiato controlan la presión arterial al metabolizarse en óxido nítrico. Muchas drogas notables que contienen nitrógeno, como la cafeína natural y la morfina o las anfetaminas sintéticas, actúan sobre los receptores de los neurotransmisores animales.

Historia

Los compuestos de nitrógeno tienen una historia muy larga, ya que Heródoto conocía el cloruro de amonio. Eran bien conocidos por la Edad Media. Los alquimistas conocían el ácido nítrico como aqua fortis (agua fuerte), así como otros compuestos nitrogenados como las sales de amonio y las sales de nitrato. La mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico se conocía como agua regia (agua real), célebre por su capacidad para disolver el oro, el rey de los metales.

El descubrimiento del nitrógeno se atribuye al médico escocés Daniel Rutherford en 1772, quien lo llamó aire nocivo. Aunque no lo reconoció como una sustancia química completamente diferente, lo distinguió claramente del "aire fijo" o dióxido de carbono de Joseph Black. El hecho de que había un componente del aire que no soporta la combustión estaba claro para Rutherford, aunque no sabía que era un elemento. El nitrógeno también fue estudiado casi al mismo tiempo por Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish y Joseph Priestley, quienes se refirieron a él como aire quemado o aire flogistizado. El químico francés Antoine Lavoisier se refirió al gas nitrógeno como "aire mefítico" o azote., del griego άζωτικός (azotikos), "sin vida", por ser asfixiante. En una atmósfera de nitrógeno puro, los animales morían y las llamas se extinguían. Aunque el nombre de Lavoisier no fue aceptado en inglés ya que se señaló que todos los gases excepto el oxígeno son asfixiantes o completamente tóxicos, se usa en muchos idiomas (francés, italiano, portugués, polaco, ruso, albanés, turco, etc.; el El alemán Stickstoff se refiere de manera similar a la misma característica, a saber, ersticken "ahogar o sofocar") y aún permanece en inglés en los nombres comunes de muchos compuestos de nitrógeno, como la hidracina y los compuestos del ion azida. Finalmente, dio lugar al nombre de "pnictógenos" para el grupo encabezado por el nitrógeno,

La palabra inglesa nitrogen (1794) ingresó al idioma del francés nitrogène, acuñado en 1790 por el químico francés Jean-Antoine Chaptal (1756–1832), del francés nitre (nitrato de potasio, también llamado salitre) y el sufijo francés -gène, "producir", del griego -γενής (-genes, "engendrado"). El significado de Chaptal era que el nitrógeno es la parte esencial del ácido nítrico, que a su vez se producía a partir del nitro. En épocas anteriores, el nitro se había confundido con el "natrón" egipcio (carbonato de sodio), llamado νίτρον (nitrón) en griego, que, a pesar del nombre, no contenía nitrato.

Las primeras aplicaciones militares, industriales y agrícolas de los compuestos de nitrógeno utilizaron salitre (nitrato de sodio o nitrato de potasio), sobre todo en la pólvora, y más tarde como fertilizante. En 1910, Lord Rayleigh descubrió que una descarga eléctrica en gas nitrógeno producía "nitrógeno activo", un alótropo monoatómico de nitrógeno. La "nube giratoria de luz amarilla brillante" producida por su aparato reaccionó con mercurio para producir nitruro de mercurio explosivo.

Durante mucho tiempo, las fuentes de compuestos nitrogenados fueron limitadas. Las fuentes naturales se originaron en la biología o en depósitos de nitratos producidos por reacciones atmosféricas. La fijación de nitrógeno mediante procesos industriales como el proceso de Frank-Caro (1895-1899) y el proceso de Haber-Bosch (1908-1913) alivió esta escasez de compuestos de nitrógeno, hasta el punto de que la mitad de la producción mundial de alimentos (ver Aplicaciones) ahora depende de compuestos sintéticos. fertilizantes nitrogenados. Al mismo tiempo, el uso del proceso Ostwald (1902) para producir nitratos a partir de la fijación industrial de nitrógeno permitió la producción industrial a gran escala de nitratos como materia prima en la fabricación de explosivos en las Guerras Mundiales del siglo XX.

Propiedades

Atómico

Un átomo de nitrógeno tiene siete electrones. En el estado fundamental, están dispuestos en la configuración electrónica 1s2s2p_X2p_y2p_z. Por lo tanto, tiene cinco electrones de valencia en los orbitales 2s y 2p, tres de los cuales (los electrones p) no están apareados. Tiene una de las electronegatividades más altas entre los elementos (3,04 en la escala de Pauling), solo superada por el cloro (3,16), el oxígeno (3,44) y el flúor (3,98). (Los gases nobles ligeros, helio, neón y argón, presumiblemente también serían más electronegativos y, de hecho, están en la escala de Allen). Siguiendo tendencias periódicas, su radio covalente de enlace simple de 71 pm es más pequeño que el del boro (84 pm) y carbono (76 pm), mientras que es mayor que las de oxígeno (66 pm) y flúor (57 pm). El anión nitruro, N, es mucho más grande a 146 pm, similar al de los aniones óxido (O: 140 pm) y fluoruro (F: 133 pm).Las tres primeras energías de ionización del nitrógeno son 1,402, 2,856 y 4,577 MJ·mol, y la suma de la cuarta y la quinta es16.920 MJ·mol. Debido a estas cifras tan altas, el nitrógeno no tiene una química catiónica simple. La falta de nodos radiales en la subcapa 2p es directamente responsable de muchas de las propiedades anómalas de la primera fila del bloque p, especialmente en nitrógeno, oxígeno y flúor. La subcapa 2p es muy pequeña y tiene un radio muy similar a la capa 2s, lo que facilita la hibridación orbital. También da como resultado fuerzas electrostáticas de atracción muy grandes entre el núcleo y los electrones de valencia en las capas 2s y 2p, lo que da como resultado electronegatividades muy altas. La hipervalencia es casi desconocida en los elementos 2p por la misma razón, porque la alta electronegatividad dificulta que un pequeño átomo de nitrógeno sea un átomo central en un enlace de cuatro electrones de tres centros rico en electrones, ya que tendería a atraer los electrones. fuertemente a sí mismo. Por lo tanto, a pesar de la posición del nitrógeno a la cabeza del grupo 15 en la tabla periódica,

El nitrógeno puede compararse útilmente con sus vecinos horizontales, el carbono y el oxígeno, así como con sus vecinos verticales en la columna de pnictógeno, el fósforo, el arsénico, el antimonio y el bismuto. Aunque cada elemento del período 2, desde el litio hasta el oxígeno, muestra algunas similitudes con el elemento del período 3 en el siguiente grupo (desde el magnesio hasta el cloro; se conocen como relaciones diagonales), su grado cae abruptamente más allá del par boro-silicio. Las similitudes del nitrógeno con el azufre se limitan principalmente a los compuestos de anillo de nitruro de azufre cuando ambos elementos son los únicos presentes.

El nitrógeno no comparte la propensión del carbono a la catenación. Al igual que el carbono, el nitrógeno tiende a formar compuestos iónicos o metálicos con los metales. El nitrógeno forma una extensa serie de nitruros con el carbono, incluidos aquellos con estructuras tipo cadena, grafíticas y fullerénicas.

Se asemeja al oxígeno con su alta electronegatividad y la capacidad concomitante para formar enlaces de hidrógeno y la capacidad de formar complejos de coordinación mediante la donación de sus pares de electrones solitarios. Hay algunos paralelismos entre la química del amoníaco NH ₃ y el agua H ₂ O. Por ejemplo, la capacidad de ambos compuestos de protonarse para dar NH ₄ y H ₃ O o desprotonarse para dar NH ₂ y OH, siendo todos estos capaces ser aislado en compuestos sólidos.

El nitrógeno comparte con sus vecinos horizontales una preferencia por formar enlaces múltiples, típicamente con átomos de carbono, oxígeno u otros átomos de nitrógeno, a través de interacciones p _π –p _π. Así, por ejemplo, el nitrógeno se presenta como moléculas diatómicas y, por lo tanto, tiene puntos de fusión (−210 °C) y de ebullición (−196 °C) mucho más bajos que el resto de su grupo, ya que el N ₂las moléculas solo se mantienen unidas por interacciones débiles de van der Waals y hay muy pocos electrones disponibles para crear dipolos instantáneos significativos. Esto no es posible para sus vecinos verticales; así, los óxidos de nitrógeno, nitritos, nitratos, compuestos nitro, nitroso, azo y diazo, azidas, cianatos, tiocianatos e imino-derivados no encuentran eco con fósforo, arsénico, antimonio o bismuto. De la misma manera, sin embargo, la complejidad de los oxoácidos de fósforo no encuentra eco en el nitrógeno. Dejando a un lado sus diferencias, el nitrógeno y el fósforo forman entre sí una extensa serie de compuestos; estos tienen estructuras de cadena, anillo y jaula.

Isótopos

El nitrógeno tiene dos isótopos estables: N y N. El primero es mucho más común, ya que constituye el 99,634 % del nitrógeno natural, y el segundo (que es un poco más pesado) constituye el 0,366 % restante. Esto conduce a un peso atómico de alrededor de 14,007 u. Ambos isótopos estables se producen en el ciclo CNO en las estrellas, pero el N es más común ya que su captura de neutrones es el paso limitante de la velocidad. N es uno de los cinco nucleidos impares estables (un nucleido que tiene un número impar de protones y neutrones); los otros cuatro son H, Li, B y Ta.

La abundancia relativa de N y N es prácticamente constante en la atmósfera, pero puede variar en otros lugares, debido al fraccionamiento isotópico natural de las reacciones redox biológicas y la evaporación del amoníaco natural o del ácido nítrico. Las reacciones mediadas biológicamente (p. ej., asimilación, nitrificación y desnitrificación) controlan fuertemente la dinámica del nitrógeno en el suelo. Estas reacciones típicamente dan como resultado un enriquecimiento de N del sustrato y el agotamiento del producto.

El isótopo pesado N fue descubierto por primera vez por SM Naudé en 1929, y poco después se descubrieron los isótopos pesados ​​de los elementos vecinos oxígeno y carbono. Presenta una de las secciones transversales de captura de neutrones térmicos más bajas de todos los isótopos. Se utiliza con frecuencia en la espectroscopia de resonancia magnética nuclear (RMN) para determinar las estructuras de las moléculas que contienen nitrógeno, debido a su espín nuclear fraccional de la mitad, que ofrece ventajas para la RMN, como un ancho de línea más estrecho. N, aunque también teóricamente utilizable, tiene un espín nuclear entero de uno y, por lo tanto, tiene un momento cuadripolar que conduce a espectros más amplios y menos útiles. Sin embargo, la RMN N tiene complicaciones que no se encuentran en los más comunes H yEspectroscopía de RMN C. La baja abundancia natural de N (0,36%) reduce significativamente la sensibilidad, problema que solo se ve agravado por su baja relación giromagnética (solo 10,14% la de H). Como resultado, la relación señal-ruido para H es unas 300 veces mayor que para N con la misma intensidad de campo magnético. Esto puede aliviarse un poco mediante el enriquecimiento isotópico de N por intercambio químico o destilación fraccionada. Los compuestos enriquecidos con N tienen la ventaja de que, en condiciones estándar, no experimentan un intercambio químico de sus átomos de nitrógeno con el nitrógeno atmosférico, a diferencia de los compuestos con isótopos marcados de hidrógeno, carbono y oxígeno que deben mantenerse alejados de la atmósfera. El N:La proporción de N se usa comúnmente en el análisis de isótopos estables en los campos de geoquímica, hidrología, paleoclimatología y paleoceanografía, donde se denomina δ N.

De los otros diez isótopos producidos sintéticamente, que van desde N a N, N tiene una vida media de diez minutos y los isótopos restantes tienen vidas medias del orden de segundos (N y N) o milisegundos. No son posibles otros isótopos de nitrógeno, ya que caerían fuera de las líneas de goteo nuclear, filtrando un protón o un neutrón. Dada la diferencia de vida media, el N es el radioisótopo de nitrógeno más importante, con una vida relativamente larga para su uso en tomografía por emisión de positrones (PET), aunque su vida media es aún corta y, por lo tanto, debe producirse en el lugar de la PET, por ejemplo en un ciclotrón a través del bombardeo de protones de O produciendo N y una partícula alfa.

El radioisótopo N es el radionúclido dominante en el refrigerante de los reactores de agua a presión o de agua en ebullición durante el funcionamiento normal. Se produce a partir de O (en agua) mediante una reacción (n,p), en la que el átomo de O captura un neutrón y expulsa un protón. Tiene una vida media corta de alrededor de 7,1 s, pero durante su decaimiento a O produce radiación gamma de alta energía (5 a 7 MeV). Debido a esto, el acceso a la tubería de refrigerante principal en un reactor de agua a presión debe estar restringido durante la operación de potencia del reactor. Es un indicador sensible e inmediato de fugas desde el sistema de refrigeración principal al ciclo de vapor secundario, y es el principal medio de detección de tales fugas.

Química y compuestos

Alótropos

El nitrógeno atómico, también conocido como nitrógeno activo, es altamente reactivo, siendo un trirradical con tres electrones desapareados. Los átomos de nitrógeno libre reaccionan fácilmente con la mayoría de los elementos para formar nitruros, e incluso cuando dos átomos de nitrógeno libre chocan para producir una molécula de N ₂ excitada, pueden liberar tanta energía al chocar con moléculas tan estables como el dióxido de carbono y el agua para causar la fisión homolítica. en radicales como CO y O u OH y H. El nitrógeno atómico se prepara pasando una descarga eléctrica a través de gas nitrógeno a 0,1–2 mmHg, que produce nitrógeno atómico junto con una emisión de color amarillo melocotón que se desvanece lentamente como un resplandor residual durante varios minutos incluso después de que termine la descarga.

Dada la gran reactividad del nitrógeno atómico, el nitrógeno elemental suele presentarse como N ₂ molecular, dinitrógeno. Esta molécula es un gas diamagnético incoloro, inodoro e insípido en condiciones estándar: se funde a -210 °C y hierve a -196 °C. El dinitrógeno es en su mayoría no reactivo a temperatura ambiente, pero sin embargo reaccionará con el litio metálico y algunos complejos de metales de transición. Esto se debe a su enlace, que es único entre los elementos diatómicos en condiciones estándar porque tiene un triple enlace N≡N. Los enlaces triples tienen longitudes de enlace cortas (en este caso, 109,76 pm) y energías de disociación altas (en este caso, 945,41 kJ/mol) y, por lo tanto, son muy fuertes, lo que explica el bajo nivel de reactividad química del dinitrógeno.

Pueden ser posibles otros oligómeros y polímeros de nitrógeno. Si pudieran sintetizarse, podrían tener aplicaciones potenciales como materiales con una densidad de energía muy alta, que podrían usarse como poderosos propulsores o explosivos. Bajo presiones extremadamente altas (1,1 millones de atm) y altas temperaturas (2000 K), como se produce en una celda de yunque de diamante, el nitrógeno se polimeriza en la estructura cristalina cúbica gauche de un solo enlace. Esta estructura es similar a la del diamante, y ambos tienen enlaces covalentes extremadamente fuertes, lo que da como resultado su apodo de "diamante de nitrógeno".

A presión atmosférica, el nitrógeno molecular se condensa (licua) a 77 K (-195,79 °C) y se congela a 63 K (-210,01 °C) en la forma alotrópica de cristal compacto hexagonal beta. Por debajo de 35,4 K (−237,6 °C), el nitrógeno asume la forma alotrópica de cristal cúbico (llamada fase alfa). El nitrógeno líquido, un fluido incoloro que se parece al agua en apariencia, pero con una densidad del 80,8 % (la densidad del nitrógeno líquido en su punto de ebullición es de 0,808 g/mL), es un criógeno común. El nitrógeno sólido tiene muchas modificaciones cristalinas. Forma una cobertura de superficie dinámica significativa en Plutón y las lunas exteriores del Sistema Solar como Tritón.Incluso a las bajas temperaturas del nitrógeno sólido, es bastante volátil y puede sublimar para formar una atmósfera o condensarse nuevamente en nitrógeno helado. Es muy débil y fluye en forma de glaciares y en Tritón géiseres de gas nitrógeno provienen de la región del casquete polar.

Complejos de dinitrógeno

El primer ejemplo de un complejo de dinitrógeno que se descubrió fue [Ru(NH ₃) ₅ (N ₂)] (ver figura a la derecha), y pronto se descubrieron muchos otros complejos similares. Estos complejos, en los que una molécula de nitrógeno dona al menos un par solitario de electrones a un catión metálico central, ilustran cómo el N ₂ podría unirse a los metales en la nitrogenasa y el catalizador del proceso de Haber: estos procesos que involucran la activación del dinitrógeno son de vital importancia en biología y en la producción de fertilizantes.

El dinitrógeno puede coordinarse con los metales de cinco maneras diferentes. Las formas mejor caracterizadas son el final M←N≡N (η) y M←N≡N→M (μ, bis- η), en el que los pares solitarios de los átomos de nitrógeno se donan al catión metálico. Las formas menos caracterizadas implican la donación de pares de electrones de dinitrógeno desde el triple enlace, ya sea como ligando puente a dos cationes metálicos (μ, bis - η) o solo a uno (η). El quinto y único método implica la triple coordinación como ligando puente, donando los tres pares de electrones del triple enlace (μ ₃ -N ₂). Algunos complejos cuentan con múltiples N ₂ligandos y algunas características N ₂ unidos de múltiples maneras. Dado que el N ₂ es isoelectrónico con el monóxido de carbono (CO) y el acetileno (C ₂ H ₂), el enlace en los complejos de dinitrógeno está estrechamente relacionado con el de los compuestos de carbonilo, aunque el N ₂ es un donante de σ y un aceptor de π más débiles que el CO. Los estudios teóricos muestran que la donación σ es un factor más importante que permite la formación del enlace M-N que la donación inversa π, que en su mayoría solo debilita el enlace N-N, y la donación final (η) se logra más fácilmente que la donación lateral. -sobre (η) donación.

Hoy en día, los complejos de dinitrógeno se conocen para casi todos los metales de transición y representan varios cientos de compuestos. Normalmente se preparan por tres métodos:

1. Sustitución de ligandos lábiles como H ₂ O, H o CO directamente por nitrógeno: a menudo se trata de reacciones reversibles que se desarrollan en condiciones suaves.
2. Reducción de complejos metálicos en presencia de un coligando adecuado en exceso bajo gas nitrógeno. Una opción común incluye reemplazar los ligandos de cloruro por dimetilfenilfosfina (PMe ₂ Ph) para compensar la menor cantidad de ligandos de nitrógeno unidos que los ligandos de cloro originales.
3. Conversión de un ligando con enlaces N–N, como hidracina o azida, directamente en un ligando de dinitrógeno.

Ocasionalmente, el enlace N≡N se puede formar directamente dentro de un complejo metálico, por ejemplo, al hacer reaccionar directamente amoníaco coordinado (NH ₃) con ácido nitroso (HNO ₂), pero esto no es aplicable en general. La mayoría de los complejos de dinitrógeno tienen colores dentro del rango blanco-amarillo-naranja-rojo-marrón; se conocen algunas excepciones, como el azul [{Ti(η -C ₅ H ₅) ₂ } ₂ -(N ₂)].

Nitruros, azidas y complejos de nitruro

El nitrógeno se une a casi todos los elementos de la tabla periódica, excepto a los primeros tres gases nobles, helio, neón y argón, y algunos de los elementos de vida muy corta después del bismuto, creando una inmensa variedad de compuestos binarios con diferentes propiedades y aplicaciones. Se conocen muchos compuestos binarios: con la excepción de los hidruros, óxidos y fluoruros de nitrógeno, estos se denominan típicamente nitruros. Muchas fases estequiométricas suelen estar presentes para la mayoría de los elementos (por ejemplo, MnN, Mn ₆ N ₅, Mn ₃ N ₂, Mn ₂ N, Mn ₄ N y Mn _x N para 9.2 < x<25,3). Pueden clasificarse como "similares a la sal" (principalmente iónicos), covalentes, "similares a los diamantes" y metálicos (o intersticiales), aunque esta clasificación tiene limitaciones que generalmente se derivan de la continuidad de los tipos de enlace en lugar de los tipos discretos y separados. que implica. Normalmente se preparan haciendo reaccionar directamente un metal con nitrógeno o amoníaco (a veces después de calentar), o por descomposición térmica de amidas metálicas:3 Ca + N ₂ → Ca ₃ N ₂3 Mg + 2 NH ₃ → Mg ₃ N ₂ + 3 H ₂ (a 900 °C)3 Zn(NH ₂) ₂ → Zn ₃ N ₂ + 4 NH ₃

Son posibles muchas variantes de estos procesos. Los más iónicos de estos nitruros son los de los metales alcalinos y alcalinotérreos, Li ₃ N (Na, K, Rb y Cs no forman nitruros estables por razones estéricas) y M ₃ N ₂ (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). Estos pueden considerarse formalmente como sales del anión N, aunque la separación de carga no es realmente completa, incluso para estos elementos altamente electropositivos. Sin embargo, las azidas de metales alcalinos NaN ₃ y KN _{3, que presentan el} N lineal₃anión, son bien conocidos, al igual que Sr(N ₃) ₂ y Ba(N ₃) ₂. Las azidas de los metales del subgrupo B (aquellas en los grupos 11 a 16) son mucho menos iónicas, tienen estructuras más complicadas y detonan fácilmente cuando se las golpea.

Se conocen muchos nitruros binarios covalentes. Los ejemplos incluyen cianógeno ((CN) ₂), pentanitruro de trifósforo (P ₃ N ₅), dinitruro de disulfuro (S ₂ N ₂) y tetranitruro de tetrasulfuro (S ₄ N ₄). El nitruro de silicio esencialmente covalente (Si ₃ N ₄) y el nitruro de germanio (Ge ₃ N ₄) también son conocidos: el nitruro de silicio en particular sería una cerámica prometedora si no fuera por la dificultad de trabajar con él y sinterizarlo. En particular, los nitruros del grupo 13, la mayoría de los cuales son semiconductores prometedores, son isoelectrónicos con grafito, diamante y carburo de silicio y tienen estructuras similares: sus enlaces cambian de covalentes a parcialmente iónicos y metálicos a medida que el grupo desciende. En particular, dado que la unidad B-N es isoelectrónica a C-C, y el carbono es esencialmente de tamaño intermedio entre el boro y el nitrógeno, gran parte de la química orgánica encuentra un eco en la química del boro-nitrógeno, como en la borazina ("benceno inorgánico"). Sin embargo, la analogía no es exacta debido a la facilidad del ataque nucleofílico en el boro debido a su deficiencia de electrones, lo que no es posible en un anillo que contiene completamente carbono.

La categoría más grande de nitruros son los nitruros intersticiales de fórmulas MN, M ₂ N y M ₄ N (aunque la composición variable es perfectamente posible), donde los pequeños átomos de nitrógeno se colocan en los huecos en una red compacta cúbica o hexagonal metálica.. Son opacos, muy duros y químicamente inertes, fundiéndose solo a temperaturas muy altas (generalmente por encima de los 2500 °C). Tienen un brillo metálico y conducen la electricidad al igual que los metales. Se hidrolizan muy lentamente para dar amoníaco o nitrógeno.

El anión nitruro (N) es el donante π más fuerte conocido entre los ligandos (el segundo más fuerte es O). Los complejos de nitrido generalmente se forman por descomposición térmica de azidas o por desprotonación de amoníaco, y generalmente involucran un grupo terminal {≡N}. El anión azida lineal (N₃), siendo isoelectrónico con óxido nitroso, dióxido de carbono y cianato, forma muchos complejos de coordinación. La concatenación adicional es rara, aunque N₄(isoelectrónico con carbonato y nitrato) es conocido.

Hidruros

Industrialmente, el amoníaco (NH ₃) es el compuesto de nitrógeno más importante y se prepara en mayor cantidad que cualquier otro compuesto, ya que contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor de alimentos y fertilizantes. Es un gas alcalino incoloro con un olor acre característico. La presencia de enlaces de hidrógeno tiene efectos muy significativos sobre el amoníaco, lo que le confiere sus altos puntos de fusión (-78 °C) y ebullición (-33 °C). En estado líquido, es un muy buen disolvente con un alto calor de vaporización (lo que permite su uso en frascos de vacío), que también tiene una baja viscosidad y conductividad eléctrica y alta constante dieléctrica, y es menos denso que el agua. Sin embargo, el enlace de hidrógeno en NH ₃ es más débil que en H ₂O debido a la menor electronegatividad del nitrógeno en comparación con el oxígeno y la presencia de un solo par solitario en NH ₃ en lugar de dos en H ₂ O. Es una base débil en solución acuosa (p K _b 4.74); su ácido conjugado es amonio, NH₄. También puede actuar como un ácido extremadamente débil, perdiendo un protón para producir el anión amida, NH₂. Por lo tanto, sufre una autodisociación, similar al agua, para producir amonio y amida. El amoníaco se quema en el aire o en el oxígeno, aunque no fácilmente, para producir gas nitrógeno; se quema en flúor con una llama de color amarillo verdoso para dar trifluoruro de nitrógeno. Las reacciones con los otros no metales son muy complejas y tienden a dar lugar a una mezcla de productos. El amoníaco reacciona al calentarlo con metales para dar nitruros.

Se conocen muchos otros hidruros de nitrógeno binarios, pero los más importantes son la hidracina (N ₂ H ₄) y la azida de hidrógeno (HN ₃). Aunque no es un hidruro de nitrógeno, la hidroxilamina (NH ₂ OH) también es similar en propiedades y estructura al amoníaco y la hidracina. La hidracina es un líquido incoloro y humeante que huele de manera similar al amoníaco. Sus propiedades físicas son muy similares a las del agua (punto de fusión 2,0 °C, punto de ebullición 113,5 °C, densidad 1,00 g/cm). A pesar de ser un compuesto endotérmico, es cinéticamente estable. Se quema rápida y completamente en el aire de forma muy exotérmica para dar nitrógeno y vapor de agua. Es un agente reductor muy útil y versátil y es una base más débil que el amoníaco.También se usa comúnmente como combustible para cohetes.

La hidracina generalmente se produce por reacción de amoníaco con hipoclorito de sodio alcalino en presencia de gelatina o pegamento:NH ₃ + OCl → NH ₂ Cl + OHNH ₂ Cl + NH ₃ → N₂H₅+ Cl (lento)norte₂H₅+ OH → N ₂ H ₄ + H ₂ O (rápido)

(Los ataques del hidróxido y el amoníaco pueden revertirse, pasando así a través del intermediario NHCl). La razón para agregar gelatina es que elimina los iones metálicos como el Cu que cataliza la destrucción de la hidracina por reacción con la monocloramina (NH ₂ Cl) para producir cloruro de amonio y nitrógeno.

La azida de hidrógeno (HN ₃) se produjo por primera vez en 1890 mediante la oxidación de hidracina acuosa con ácido nitroso. Es muy explosivo e incluso las soluciones diluidas pueden ser peligrosas. Tiene un olor desagradable e irritante y es un veneno potencialmente letal (pero no acumulativo). Puede considerarse el ácido conjugado del anión azida y es similarmente análogo a los ácidos hidrohálicos.

Haluros y oxohaluros

Se conocen los cuatro trihaluros de nitrógeno simples. Se conocen algunos haluros e hidrohaluros mixtos, pero en su mayoría son inestables; los ejemplos incluyen NClF ₂, NCl ₂ F, NBrF ₂, NF ₂ H, NFH ₂, NCl ₂ H y NClH ₂.

Se conocen cinco fluoruros de nitrógeno. El trifluoruro de nitrógeno (NF ₃, preparado por primera vez en 1928) es un gas incoloro e inodoro que es termodinámicamente estable y se produce más fácilmente mediante la electrólisis del fluoruro de amonio fundido disuelto en fluoruro de hidrógeno anhidro. Al igual que el tetrafluoruro de carbono, no es nada reactivo y es estable en agua o ácidos o álcalis acuosos diluidos. Sólo cuando se calienta actúa como agente fluorante y reacciona con cobre, arsénico, antimonio y bismuto al contacto a altas temperaturas para dar tetrafluorohidrazina (N ₂ F ₄). Los cationes NF₄y N₂F₃también se conocen (este último de la reacción de tetrafluorohidrazina con aceptores de fluoruro fuertes como el pentafluoruro de arsénico), al igual que ONF ₃, que ha despertado interés debido a la corta distancia N-O que implica un doble enlace parcial y la alta polaridad y larga N-F vínculo. La tetrafluorohidracina, a diferencia de la propia hidracina, puede disociarse a temperatura ambiente y superior para dar el radical NF ₂ •. La azida de flúor (FN ₃) es muy explosiva y térmicamente inestable. El difluoruro de dinitrógeno (N ₂ F ₂) existe como isómeros cis y trans térmicamente interconvertibles, y se encontró por primera vez como un producto de la descomposición térmica de FN ₃.

El tricloruro de nitrógeno (NCl ₃) es un líquido denso, volátil y explosivo cuyas propiedades físicas son similares a las del tetracloruro de carbono, aunque una diferencia es que el NCl ₃ se hidroliza fácilmente con agua mientras que el CCl ₄ no. Fue sintetizado por primera vez en 1811 por Pierre Louis Dulong, quien perdió tres dedos y un ojo debido a sus tendencias explosivas. Como gas diluido es menos peligroso y, por lo tanto, se utiliza industrialmente para blanquear y esterilizar harinas. El tribromuro de nitrógeno (NBr ₃), preparado por primera vez en 1975, es un sólido volátil, sensible a la temperatura y de color rojo oscuro que es explosivo incluso a -100 °C. Triyoduro de nitrógeno (NI ₃) es aún más inestable y solo se preparó en 1990. Su aducto con amoníaco, que se conocía antes, es muy sensible a los golpes: puede activarse con el toque de una pluma, corrientes de aire cambiantes o incluso partículas alfa. Por esta razón, a veces se sintetizan pequeñas cantidades de triyoduro de nitrógeno como demostración para estudiantes de química de secundaria o como un acto de "magia química". La azida de cloro (ClN ₃) y la azida de bromo (BrN ₃) son extremadamente sensibles y explosivas.

Se conocen dos series de oxohaluros de nitrógeno: los haluros de nitrosilo (XNO) y los haluros de nitrilo (XNO ₂). Los primeros son gases muy reactivos que se pueden producir mediante la halogenación directa del óxido nitroso. El fluoruro de nitrosilo (NOF) es incoloro y un agente de fluoración vigoroso. El cloruro de nitrosilo (NOCl) se comporta de forma muy similar y se ha utilizado a menudo como disolvente ionizante. El bromuro de nitrosilo (NOBr) es rojo. Las reacciones de los haluros de nitrilo son en su mayoría similares: el fluoruro de nitrilo (FNO ₂) y el cloruro de nitrilo (ClNO ₂) son igualmente gases reactivos y agentes halogenantes vigorosos.

Óxidos

El nitrógeno forma nueve óxidos moleculares, algunos de los cuales fueron los primeros gases en identificarse: N ₂ O (óxido nitroso), NO (óxido nítrico), N ₂ O ₃ (trióxido de dinitrógeno), NO ₂ (dióxido de nitrógeno), N ₂ O ₄ (tetróxido de dinitrógeno), N ₂ O ₅ (pentóxido de dinitrógeno), N ₄ O (nitrosilazida) y N (NO ₂) ₃ (trinitramida). Todos son térmicamente inestables hacia la descomposición de sus elementos. Otro posible óxido que aún no se ha sintetizado es el oxatetrazol (N ₄ O), un anillo aromático.

El óxido nitroso (N ₂ O), más conocido como gas de la risa, se produce por descomposición térmica del nitrato de amonio fundido a 250 °C. Esta es una reacción redox y, por lo tanto, también se producen óxido nítrico y nitrógeno como subproductos. Se utiliza principalmente como agente propulsor y aireante para la crema batida enlatada en aerosol, y anteriormente se usaba comúnmente como anestésico. A pesar de las apariencias, no se puede considerar que sea el anhídrido del ácido hiponitroso (H ₂ N ₂ O ₂) porque ese ácido no se produce por la disolución del óxido nitroso en agua. Es bastante poco reactivo (no reacciona con los halógenos, los metales alcalinos o el ozono a temperatura ambiente, aunque la reactividad aumenta con el calentamiento) y tiene la estructura asimétrica N–N–O (N≡N O↔ N=N =O): por encima de 600 °C se disocia rompiendo el enlace N–O más débil. El óxido nítrico (NO) es la molécula estable más simple con un número impar de electrones. En los mamíferos, incluidos los humanos, es una importante molécula de señalización celular involucrada en muchos procesos fisiológicos y patológicos. Se forma por oxidación catalítica de amoníaco. Es un gas paramagnético incoloro que, al ser termodinámicamente inestable, se descompone en nitrógeno y oxígeno gaseoso a 1100–1200 °C. Su enlace es similar al del nitrógeno, pero se agrega un electrón adicional a un orbital antienlazante π * y, por lo tanto, el orden de enlace se ha reducido a aproximadamente 2,5; por lo tanto, la dimerización a O=N–N=O es desfavorable excepto por debajo del punto de ebullición (donde el cisisómero es más estable) porque en realidad no aumenta el orden de enlace total y porque el electrón desapareado se deslocaliza a lo largo de la molécula de NO, otorgándole estabilidad. También hay evidencia del dímero rojo asimétrico O=N–O=N cuando el óxido nítrico se condensa con moléculas polares. Reacciona con oxígeno para dar dióxido de nitrógeno marrón y con halógenos para dar haluros de nitrosilo. También reacciona con compuestos de metales de transición para dar complejos de nitrosilo, la mayoría de los cuales tienen colores intensos.

El trióxido de dinitrógeno azul (N ₂ O ₃) solo está disponible como sólido porque se disocia rápidamente por encima de su punto de fusión para dar óxido nítrico, dióxido de nitrógeno (NO ₂) y tetróxido de dinitrógeno (N ₂ O ₄). Los dos últimos compuestos son algo difíciles de estudiar individualmente debido al equilibrio entre ellos, aunque a veces el tetróxido de dinitrógeno puede reaccionar por fisión heterolítica a nitrosonio y nitrato en un medio con alta constante dieléctrica. El dióxido de nitrógeno es un gas marrón corrosivo y acre. Ambos compuestos se pueden preparar fácilmente mediante la descomposición de un nitrato de metal seco. Ambos reaccionan con el agua para formar ácido nítrico. El tetróxido de dinitrógeno es muy útil para la preparación de nitratos metálicos anhidros y complejos de nitrato, y se convirtió en el oxidante almacenable elegido por muchos cohetes tanto en los Estados Unidos como en la URSS a fines de la década de 1950. Esto se debe a que es un propulsor hipergólico en combinación con un combustible para cohetes a base de hidracina y se puede almacenar fácilmente ya que es líquido a temperatura ambiente.

El pentóxido de dinitrógeno (N ₂ O ₅) térmicamente inestable y muy reactivo es el anhídrido del ácido nítrico y se puede obtener a partir de él por deshidratación con pentóxido de fósforo. Es de interés para la preparación de explosivos. Es un sólido cristalino incoloro, delicuescente, sensible a la luz. En estado sólido es iónico con estructura [NO ₂ ] [NO ₃ ]; como gas y en solución es molecular O ₂ N–O–NO ₂. La hidratación al ácido nítrico se produce fácilmente, al igual que la reacción análoga con el peróxido de hidrógeno que da ácido peroxonítrico (HOONO ₂). Es un agente oxidante violento. El pentóxido de dinitrógeno gaseoso se descompone de la siguiente manera:N ₂ O ₅ ⇌ NO ₂ + NO ₃ → NO ₂ + O ₂ + NON ₂ O ₅ + NO ⇌ 3 NO ₂

Oxoácidos, oxoaniones y sales de oxoácidos

Se conocen muchos oxoácidos de nitrógeno, aunque la mayoría de ellos son inestables como compuestos puros y se conocen solo como solución acuosa o como sales. El ácido hiponitroso (H ₂ N ₂ O ₂) es un ácido diprótico débil con la estructura HON=NOH (p K _a1 6.9, p K _a2 11.6). Las soluciones ácidas son bastante estables, pero por encima de pH 4 se produce una descomposición catalizada por bases a través de [HONNO] a óxido nitroso y al anión hidróxido. Hiponitritos (que involucran el N₂O₂anión) son estables a los agentes reductores y más comúnmente actúan como agentes reductores en sí mismos. Son un paso intermedio en la oxidación del amoníaco a nitrito, que ocurre en el ciclo del nitrógeno. El hiponitrito puede actuar como ligando bidentado puente o quelante.

El ácido nitroso (HNO ₂) no se conoce como un compuesto puro, pero es un componente común en los equilibrios gaseosos y es un importante reactivo acuoso: sus soluciones acuosas se pueden obtener acidificando el nitrito acuoso frío (NO₂, doblado), aunque ya a temperatura ambiente la desproporción a nitrato y óxido nítrico es significativa. Es un ácido débil con p K _a 3.35 a 18 °C. Pueden ser analizados volumétricamente por su oxidación a nitrato por permanganato. Se reducen fácilmente a óxido nitroso y óxido nítrico mediante dióxido de azufre, a ácido hiponitroso con estaño (II) y a amoníaco con sulfuro de hidrógeno. Sales de hidrazinio N₂H₅reaccionan con ácido nitroso para producir azidas que luego reaccionan para dar óxido nitroso y nitrógeno. El nitrito de sodio es levemente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg/kg, pero a menudo se usan pequeñas cantidades para curar la carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano. También se utiliza para sintetizar hidroxilamina y diazotizar aminas aromáticas primarias de la siguiente manera:ArNH ₂ + HNO ₂ → [ArNN]Cl + 2 H ₂ O

El nitrito también es un ligando común que puede coordinarse de cinco maneras. Los más comunes son el nitro (unido por el nitrógeno) y el nitrito (unido por un oxígeno). La isomería nitro-nitrito es común, donde la forma de nitrito suele ser menos estable.

Ácido nítrico (HNO ₃) es, con diferencia, el más importante y el más estable de los oxoácidos nitrogenados. Es uno de los tres ácidos más utilizados (los otros dos son el ácido sulfúrico y el ácido clorhídrico) y fue descubierto por primera vez por los alquimistas en el siglo XIII. Se produce por oxidación catalítica de amoníaco a óxido nítrico, que se oxida a dióxido de nitrógeno y luego se disuelve en agua para dar ácido nítrico concentrado. En los Estados Unidos de América se producen cada año más de siete millones de toneladas de ácido nítrico, la mayor parte del cual se destina a la producción de nitratos para fertilizantes y explosivos, entre otros usos. El ácido nítrico anhidro se puede hacer destilando ácido nítrico concentrado con pentóxido de fósforo a baja presión en un aparato de vidrio en la oscuridad. Solo se puede hacer en estado sólido, porque al fundirse se descompone espontáneamente en dióxido de nitrógeno,2 HNO ₃ ⇌ H₂NO₃+ NO₃⇌ H ₂ O + [NO ₂ ] + [NO ₃ ]

Se conocen dos hidratos, HNO ₃ ·H ₂ O y HNO ₃ ·3H ₂ O, que pueden cristalizarse. Es un ácido fuerte y las soluciones concentradas son agentes oxidantes fuertes, aunque el oro, el platino, el rodio y el iridio son inmunes al ataque. Una mezcla 3:1 de ácido clorhídrico concentrado y ácido nítrico, llamada agua regia, es aún más fuerte y disuelve con éxito el oro y el platino, porque se forman cloro libre y cloruro de nitrosilo y los aniones de cloruro pueden formar complejos fuertes. En el ácido sulfúrico concentrado, el ácido nítrico se protona para formar nitronio, que puede actuar como electrófilo para la nitración aromática:HNO ₃ + 2 H ₂ SO ₄ ⇌ NO₂+ H3O ₊ 2HSO _₄

Las estabilidades térmicas de los nitratos (que involucran el plano trigonal NO₃anión) depende de la basicidad del metal, al igual que los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido (potasio y plomo), o incluso el propio metal (plata) dependiendo de sus estabilidades relativas. El nitrato también es un ligando común con muchos modos de coordinación.

Finalmente, aunque no existe el ácido ortonítrico (H ₃ NO ₄), que sería análogo al ácido ortofosfórico, el anión ortonitrato tetraédrico NO₄se conoce en sus sales de sodio y potasio:

Estas sales cristalinas blancas son muy sensibles al vapor de agua y al dióxido de carbono en el aire:Na ₃ NO ₄ + H ₂ O + CO ₂ → NaNO ₃ + NaOH + NaHCO ₃

A pesar de su química limitada, el anión ortonitrato es interesante desde un punto de vista estructural debido a su forma tetraédrica regular y las cortas longitudes de enlace N-O, lo que implica un carácter polar significativo para el enlace.

Compuestos orgánicos de nitrógeno

El nitrógeno es uno de los elementos más importantes en la química orgánica. Muchos grupos funcionales orgánicos implican un enlace carbono-nitrógeno, como amidas (RCONR ₂), aminas (R ₃ N), iminas (RC(=NR)R), imidas (RCO) ₂ NR, azidas (RN ₃), azo compuestos (RN ₂ R), cianatos e isocianatos (ROCN o RCNO), nitratos (RONO ₂), nitrilos e isonitrilos (RCN o RNC), nitrilos (RONO), compuestos nitro (RNO ₂), compuestos nitroso (RNO), oximas (RCR=NOH), y derivados de piridina. Los enlaces C-N están fuertemente polarizados hacia el nitrógeno. En estos compuestos, el nitrógeno suele ser trivalente (aunque puede ser tetravalente en sales de amonio cuaternario, R ₄ N), con un par solitario que puede conferir basicidad al compuesto al estar coordinado con un protón. Esto puede verse contrarrestado por otros factores: por ejemplo, las amidas no son básicas porque el par solitario está deslocalizado en un doble enlace (aunque pueden actuar como ácidos a un pH muy bajo, protonándose en el oxígeno), y el pirrol no es ácido porque el par solitario está deslocalizado como parte de un anillo aromático. La cantidad de nitrógeno en una sustancia química se puede determinar mediante el método Kjeldahl. En particular, el nitrógeno es un componente esencial de los ácidos nucleicos, los aminoácidos y, por lo tanto, las proteínas, y la molécula de trifosfato de adenosina que transporta energía, por lo que es vital para toda la vida en la Tierra.

Ocurrencia

El nitrógeno es el elemento puro más común en la tierra, representando el 78,1% del volumen de la atmósfera (75,5% en masa), alrededor de 3,89 millones de gigatoneladas. A pesar de esto, no es muy abundante en la corteza terrestre, representando alrededor de 19 partes por millón, a la par del niobio, el galio y el litio. (Esto representa de 300.000 a un millón de gigatoneladas de nitrógeno, dependiendo de la masa de la corteza). Los únicos minerales nitrogenados importantes son el nitro (nitrato de potasio, salitre) y el nitro de sodio (nitrato de sodio, salitre chileno). Sin embargo, estos no han sido una fuente importante de nitratos desde la década de 1920, cuando se hizo común la síntesis industrial de amoníaco y ácido nítrico.

Los compuestos de nitrógeno se intercambian constantemente entre la atmósfera y los organismos vivos. El nitrógeno primero debe procesarse o "fijarse" en una forma utilizable por la planta, generalmente amoníaco. Parte de la fijación de nitrógeno se realiza mediante rayos que producen los óxidos de nitrógeno, pero la mayor parte la realizan bacterias diazotróficas a través de enzimas conocidas como nitrogenasas (aunque hoy en día la fijación industrial de nitrógeno en amoníaco también es importante). Cuando el amoníaco es absorbido por las plantas, se utiliza para sintetizar proteínas. Luego, estas plantas son digeridas por animales que usan los compuestos de nitrógeno para sintetizar sus proteínas y excretar desechos que contienen nitrógeno. Finalmente, estos organismos mueren y se descomponen, experimentando oxidación y desnitrificación bacteriana y ambiental, devolviendo dinitrógeno libre a la atmósfera. La fijación industrial de nitrógeno mediante el proceso Haber se usa principalmente como fertilizante, aunque el exceso de desechos que contienen nitrógeno, cuando se lixivia, conduce a la eutrofización del agua dulce y a la creación de zonas marinas muertas, ya que el crecimiento bacteriano impulsado por el nitrógeno agota el oxígeno del agua hasta el punto de que todos los organismos superiores mueren. Además, el óxido nitroso, que se produce durante la desnitrificación, ataca la capa de ozono atmosférico.

Muchos peces de agua salada fabrican grandes cantidades de óxido de trimetilamina para protegerse de los efectos osmóticos elevados de su entorno; la conversión de este compuesto en dimetilamina es responsable del olor temprano en el pescado de agua salada no fresco. En los animales, el óxido nítrico de radicales libres (derivado de un aminoácido) sirve como una molécula reguladora importante para la circulación.

La rápida reacción del óxido nítrico con el agua en los animales da como resultado la producción de su metabolito nitrito. El metabolismo animal del nitrógeno en las proteínas, en general, da como resultado la excreción de urea, mientras que el metabolismo animal de los ácidos nucleicos da como resultado la excreción de urea y ácido úrico. El olor característico de la descomposición de la carne animal es causado por la creación de aminas nitrogenadas de cadena larga, como la putrescina y la cadaverina, que son productos de descomposición de los aminoácidos ornitina y lisina, respectivamente, en las proteínas en descomposición.

Producción

El gas nitrógeno es un gas industrial producido por la destilación fraccionada de aire líquido, o por medios mecánicos utilizando aire gaseoso (membrana de ósmosis inversa presurizada o adsorción por oscilación de presión). Los generadores de gas nitrógeno que utilizan membranas o adsorción por oscilación de presión (PSA) suelen ser más económicos y eficientes energéticamente que el nitrógeno entregado a granel. El nitrógeno comercial es a menudo un subproducto del procesamiento de aire para la concentración industrial de oxígeno para la fabricación de acero y otros fines. Cuando se suministra comprimido en cilindros, a menudo se le llama OFN (nitrógeno libre de oxígeno). El nitrógeno de grado comercial ya contiene como máximo 20 ppm de oxígeno, y también están disponibles grados especialmente purificados que contienen como máximo 2 ppm de oxígeno y 10 ppm de argón.

En un laboratorio químico, se prepara tratando una solución acuosa de cloruro de amonio con nitrito de sodio.NH ₄ Cl + NaNO ₂ → N ₂ + NaCl + 2 H ₂ O

En esta reacción también se forman pequeñas cantidades de las impurezas NO y HNO _3. Las impurezas se pueden eliminar pasando el gas a través de ácido sulfúrico acuoso que contiene dicromato de potasio. El nitrógeno muy puro se puede preparar por descomposición térmica de azida de bario o azida de sodio.2 NaN ₃ → 2 Na + 3 N ₂

Aplicaciones

Gas

Las aplicaciones de los compuestos de nitrógeno son naturalmente extremadamente variadas debido al enorme tamaño de esta clase: por lo tanto, aquí solo se considerarán las aplicaciones del nitrógeno puro. Dos tercios (2/3) del nitrógeno producido por la industria se vende como gas y el tercio restante (1/3) como líquido.

El gas se usa principalmente como una atmósfera inerte siempre que el oxígeno en el aire represente un riesgo de incendio, explosión u oxidación. Algunos ejemplos incluyen:

• Como atmósfera modificada, pura o mezclada con dióxido de carbono, para nitrogenar y conservar la frescura de los alimentos envasados ​​oa granel (retrasando el enranciamiento y otras formas de daño oxidativo). El nitrógeno puro como aditivo alimentario está etiquetado en la Unión Europea con el número E E941.
• En bombillas incandescentes como alternativa económica al argón.
• En sistemas de extinción de incendios para equipos de tecnología de la información (TI).
• En la fabricación de acero inoxidable.
• En la cementación del acero por nitruración.
• En algunos sistemas de combustible de aviones para reducir el riesgo de incendio (ver sistema de inertización).
• Para inflar llantas de autos de carreras y aviones, reduciendo los problemas de expansión y contracción inconsistentes causados ​​por la humedad y el oxígeno en el aire natural.

El nitrógeno se usa comúnmente durante la preparación de muestras en el análisis químico. Se utiliza para concentrar y reducir el volumen de muestras líquidas. Dirigir una corriente presurizada de gas nitrógeno perpendicular a la superficie del líquido hace que el solvente se evapore mientras deja atrás el (los) soluto(s) y el solvente no evaporado.

El nitrógeno se puede usar como reemplazo o en combinación con el dióxido de carbono para presurizar los barriles de algunas cervezas, particularmente las stout y las ales británicas, debido a las burbujas más pequeñas que produce, lo que hace que la cerveza dispensada sea más suave y embriagadora. Una cápsula de nitrógeno sensible a la presión conocida comúnmente como "widget" permite envasar cervezas cargadas de nitrógeno en latas y botellas. Los tanques de nitrógeno también están reemplazando al dióxido de carbono como principal fuente de energía para las pistolas de paintball. El nitrógeno debe mantenerse a una presión más alta que el CO ₂, lo que hace que los tanques de N ₂ sean más pesados ​​y caros.

Equipo

Algunos equipos de construcción utilizan gas nitrógeno presurizado para ayudar al sistema hidráulico a proporcionar potencia adicional a dispositivos como el martillo hidráulico. El gas nitrógeno, formado a partir de la descomposición de la azida de sodio, se utiliza para inflar las bolsas de aire.

Eutanasia

Dado que el nitrógeno es un gas asfixiante, algunas jurisdicciones han considerado la asfixia por gas inerte mediante la inhalación de nitrógeno puro como un medio de pena capital (como sustituto de la inyección letal).

Sin embargo, a partir de 2020, ninguna jurisdicción ha llevado a cabo ejecuciones con gas nitrógeno, y al menos una jurisdicción (Oklahoma) que había considerado la asfixia con nitrógeno como un protocolo de ejecución había abandonado el esfuerzo.

Líquido

El nitrógeno líquido es un líquido criogénico que parece agua. Cuando se aísla en recipientes adecuados, como frascos dewar, se puede transportar y almacenar con una baja tasa de pérdida por evaporación.

Al igual que el hielo seco, el uso principal del nitrógeno líquido es para enfriar a bajas temperaturas. Se utiliza en la crioconservación de materiales biológicos como sangre y células reproductivas (espermatozoides y óvulos). Se utiliza en crioterapia para eliminar quistes y verrugas de la piel congelándolos.Se utiliza en trampas frías de laboratorio y en criobombas para obtener presiones más bajas en sistemas de bombeo al vacío. Se utiliza para enfriar dispositivos electrónicos sensibles al calor, como detectores de infrarrojos y detectores de rayos X. Otros usos incluyen el esmerilado por congelación y el mecanizado de materiales que son blandos o gomosos a temperatura ambiente, el ajuste por contracción y el ensamblaje de componentes de ingeniería y, en general, para alcanzar temperaturas muy bajas cuando sea necesario. Debido a su bajo costo, el nitrógeno líquido a menudo se usa para enfriar, incluso cuando esas bajas temperaturas no son estrictamente necesarias, como la refrigeración de alimentos, el congelamiento de ganado, la congelación de tuberías para detener el flujo cuando no hay válvulas y la consolidación de suelos inestables mediante congelación cada vez que se realiza una excavación debajo.

La seguridad

Gas

Aunque el nitrógeno no es tóxico, cuando se libera en un espacio cerrado puede desplazar al oxígeno y, por lo tanto, presenta un peligro de asfixia. Esto puede ocurrir con pocos síntomas de advertencia, ya que el cuerpo carotídeo humano es un sistema de detección de oxígeno bajo (hipoxia) relativamente pobre y lento. Un ejemplo ocurrió poco antes del lanzamiento de la primera misión del transbordador espacial el 19 de marzo de 1981, cuando dos técnicos murieron asfixiados después de entrar en un espacio ubicado en la plataforma de lanzamiento móvil del transbordador espacial que estaba presurizado con nitrógeno puro como medida de precaución contra incendios..

Cuando se inhala a altas presiones parciales (más de aproximadamente 4 bar, que se encuentran a profundidades por debajo de los 30 m en el buceo), el nitrógeno es un agente anestésico que causa narcosis por nitrógeno, un estado temporal de deterioro mental similar a la intoxicación por óxido nitroso.

El nitrógeno se disuelve en la sangre y las grasas del cuerpo. La descompresión rápida (como cuando los buzos ascienden demasiado rápido o los astronautas se descomprimen demasiado rápido de la presión de la cabina a la presión del traje espacial) puede conducir a una condición potencialmente fatal llamada enfermedad de descompresión (anteriormente conocida como enfermedad del cajón o de las curvas), cuando se forman burbujas de nitrógeno en el torrente sanguíneo, nervios, articulaciones y otras áreas sensibles o vitales. Las burbujas de otros gases "inertes" (gases que no sean dióxido de carbono y oxígeno) causan los mismos efectos, por lo que el reemplazo de nitrógeno en los gases respiratorios puede prevenir la narcosis por nitrógeno, pero no previene la enfermedad por descompresión.

Líquido

Como líquido criogénico, el nitrógeno líquido puede ser peligroso al causar quemaduras por frío al contacto, aunque el efecto Leidenfrost brinda protección para una exposición muy breve (alrededor de un segundo). La ingestión de nitrógeno líquido puede causar graves daños internos. Por ejemplo, en 2012, a una joven en Inglaterra le tuvieron que extirpar el estómago después de ingerir un cóctel elaborado con nitrógeno líquido.

Debido a que la relación de expansión de líquido a gas del nitrógeno es de 1:694 a 20 °C, se puede generar una enorme cantidad de fuerza si el nitrógeno líquido se vaporiza rápidamente en un espacio cerrado. En un incidente ocurrido el 12 de enero de 2006 en la Universidad Texas A&M, los dispositivos de alivio de presión de un tanque de nitrógeno líquido no funcionaban correctamente y luego se sellaron. Como resultado de la posterior acumulación de presión, el tanque falló catastróficamente. La fuerza de la explosión fue suficiente para impulsar el tanque a través del techo inmediatamente por encima de él, romper una viga de hormigón armado inmediatamente debajo de él y volar las paredes del laboratorio de 0,1 a 0,2 m de sus cimientos.

El nitrógeno líquido se evapora fácilmente para formar nitrógeno gaseoso y, por lo tanto, las precauciones asociadas con el nitrógeno gaseoso también se aplican al nitrógeno líquido. Por ejemplo, los sensores de oxígeno a veces se usan como medida de seguridad cuando se trabaja con nitrógeno líquido para alertar a los trabajadores sobre derrames de gas en un espacio confinado.

Los recipientes que contienen nitrógeno líquido pueden condensar oxígeno del aire. El líquido en un recipiente de este tipo se enriquece cada vez más en oxígeno (punto de ebullición -183 ° C, más alto que el del nitrógeno) a medida que el nitrógeno se evapora y puede causar una oxidación violenta del material orgánico.

Monitores de deficiencia de oxígeno

Los monitores de deficiencia de oxígeno se utilizan para medir los niveles de oxígeno en espacios confinados y en cualquier lugar donde se almacene o use nitrógeno gaseoso o líquido. En el caso de una fuga de nitrógeno y una disminución de oxígeno a un nivel de alarma preestablecido, se puede programar un monitor de deficiencia de oxígeno para activar alarmas audibles y visuales, proporcionando así una notificación del posible peligro inminente. Por lo general, el rango de oxígeno para alertar al personal es cuando los niveles de oxígeno están por debajo del 19,5 %. OSHA especifica que una atmósfera peligrosa puede incluir una en la que la concentración de oxígeno sea inferior al 19,5 % o superior al 23,5 %. Los monitores de deficiencia de oxígeno pueden fijarse, montarse en la pared y conectarse directamente a la fuente de alimentación del edificio o simplemente enchufarse a una toma de corriente, o un monitor portátil de mano o portátil.