Nirogeno

Nitrógeno (N), elemento no metálico del Grupo 15[Va] de la tabla periódica. Es un gas incoloro, inodoro e insípido que es el elemento más abundante en la atmósfera de la Tierra y es un componente de toda la materia viva.

Propiedades de los elementos

  • Número atómico: 7
  • Peso atómico: 14.0067
  • Punto de fusión: -209,86 °C (-345,8 °F)
  • Punto de ebullición: -195,8 °C (-320,4 °F)
  • Densidad: (1 atm, 0° C) 1.2506 gramos/litro
  • Estados de oxidación habituales: -3, +3, +5

Historia

Alrededor de cuatro quintas partes de la atmósfera de la Tierra es nitrógeno, que fue aislado y reconocido como una sustancia específica durante las primeras investigaciones del aire.

Carl Wilhelm Scheele, un químico sueco, mostró en 1772 que el aire es una mezcla de dos gases, uno de los cuales él llamaba “aire de fuego”, porque soportaba la combustión, y el otro “aire viciado”, porque fue dejado después de que el “aire de fuego” se hubiera agotado.

El “aire de fuego” era, por supuesto, oxígeno y el “aire viciado” nitrógeno. Casi al mismo tiempo, el nitrógeno también fue reconocido por un botánico escocés, Daniel Rutherford (quien fue el primero en publicar sus hallazgos), por el químico británico Henry Cavendish, y por el clérigo y científico británico Joseph Priestley, a quien, junto con Scheele, se le atribuye el mérito del descubrimiento del oxígeno.

Trabajos posteriores demostraron que el nuevo gas era un componente del nitro, un nombre común para el nitrato de potasio (KNO3), y, en consecuencia, fue nombrado nitrógeno por el químico francés Jean-Antoine-Claude Chaptal en 1790.

El nitrógeno fue considerado primero como un elemento químico por Antoine-Laurent Lavoisier, cuya explicación del papel del oxígeno en la combustión finalmente derrocó la teoría del flogisto, una visión errónea de la combustión que se hizo popular a principios del siglo XVIII.

La incapacidad del nitrógeno para mantener la vida (griego: zoe) llevó a Lavoisier a llamarlo azote, que sigue siendo el equivalente francés del nitrógeno.nitrogeno

Producción comercial y usos

La producción comercial de nitrógeno se realiza principalmente mediante la destilación fraccionada del aire licuado. La temperatura de ebullición del nitrógeno es de -195,8 °C (-320,4 °F), unos 13 °C (-23 °F) por debajo de la del oxígeno, que por lo tanto se deja atrás.

El nitrógeno también puede producirse a gran escala quemando carbono o hidrocarburos en el aire y separando el dióxido de carbono y el agua resultantes del nitrógeno residual. A pequeña escala, el nitrógeno puro se obtiene calentando la azida de bario, Ba(N3)2.

Varias reacciones de laboratorio que producen nitrógeno incluyen el calentamiento de soluciones de nitrito de amonio (NH4NO2), la oxidación de amoníaco por agua de bromo y la oxidación de amoníaco por óxido cúprico caliente.

El nitrógeno elemental puede utilizarse como atmósfera inerte para reacciones que requieran la exclusión de oxígeno y humedad. En estado líquido, el nitrógeno tiene valiosas aplicaciones criogénicas; a excepción de los gases hidrógeno, metano, monóxido de carbono, flúor y oxígeno, prácticamente todas las sustancias químicas tienen presiones de vapor insignificantes en el punto de ebullición del nitrógeno y existen, por lo tanto, como sólidos cristalinos a esa temperatura.

En la industria química, el nitrógeno se utiliza como preventivo de la oxidación u otro deterioro de un producto, como diluyente inerte de un gas reactivo, como portador para eliminar calor o productos químicos y como inhibidor de incendios o explosiones.

En la industria alimentaria, el gas nitrógeno se emplea para evitar el deterioro por oxidación, moho o insectos, y el nitrógeno líquido se utiliza para la liofilización y para los sistemas de refrigeración. En la industria eléctrica, el nitrógeno se utiliza para prevenir la oxidación y otras reacciones químicas, para presurizar las cubiertas de los cables y para blindar los motores.nitrogeno

El nitrógeno encuentra aplicación en la industria metalúrgica en soldadura, soldadura y soldadura fuerte, donde ayuda a prevenir la oxidación, carburación y descarburización. Como gas no reactivo, el nitrógeno se emplea para hacer espuma o caucho expandido, plásticos y elastómeros, para servir como gas propulsor para latas de aerosol y para presurizar propulsores líquidos para chorros de reacción.

En medicina, la congelación rápida con nitrógeno líquido puede utilizarse para preservar la sangre, la médula ósea, los tejidos, las bacterias y el semen. El nitrógeno líquido también ha demostrado su utilidad en la investigación criogénica.

Propiedades y reacciones

El nitrógeno es un gas incoloro e inodoro que se condensa a -195,8 °C en un líquido incoloro y móvil. El elemento existe como moléculas N2, representadas como :N::::N:, para las cuales la energía de enlace de 226 kilocalorías por mol es excedida sólo por la del monóxido de carbono, 256 kilocalorías por mol.

Debido a esta alta energía de enlace, la energía de activación para la reacción del nitrógeno molecular suele ser muy alta, lo que hace que el nitrógeno sea relativamente inerte a la mayoría de los reactivos en condiciones normales.

Además, la alta estabilidad de la molécula de nitrógeno contribuye significativamente a la inestabilidad termodinámica de muchos compuestos de nitrógeno, en los que los enlaces, aunque razonablemente fuertes, son mucho menores que los del nitrógeno molecular. Por estas razones, el nitrógeno elemental parece ocultar con bastante eficacia la naturaleza verdaderamente reactiva de sus átomos individuales.

Un descubrimiento relativamente reciente e inesperado es que las moléculas de nitrógeno son capaces de servir como ligandos en compuestos de coordinación complejos. La observación de que ciertas soluciones de complejos de rutenio pueden absorber nitrógeno atmosférico ha llevado a la esperanza de que un día se pueda encontrar un método más simple y mejor de fijación de nitrógeno.

Una forma activa de nitrógeno, que supuestamente contiene átomos de nitrógeno libres, puede ser creada por el paso de gas nitrógeno a baja presión a través de una descarga eléctrica de alta tensión. El producto brilla con luz amarilla y es mucho más reactivo que el nitrógeno molecular ordinario, combinándose con hidrógeno atómico y con azufre, fósforo y varios metales, y capaz de descomponer el óxido nítrico, NO, a N2 y O2.

Un átomo de nitrógeno tiene la estructura electrónica representada por 1s22s22p3. Los cinco electrones de la capa externa protegen la carga nuclear bastante mal, con el resultado de que la carga nuclear efectiva sentida a la distancia del radio covalente es relativamente alta.nitrogeno gas

Por lo tanto, los átomos de nitrógeno son relativamente pequeños en tamaño y altos en electronegatividad, siendo intermedios entre el carbono y el oxígeno en ambas propiedades. La configuración electrónica incluye tres orbitales externos semillenos, que le dan al átomo la capacidad de formar tres enlaces covalentes.

Por lo tanto, el átomo de nitrógeno debería ser una especie muy reactiva, combinándose con la mayoría de los demás elementos para formar compuestos binarios estables, especialmente cuando el otro elemento es lo suficientemente diferente en electronegatividad como para impartir una polaridad sustancial a los enlaces.

Cuando el otro elemento es más bajo en electronegatividad que el nitrógeno, la polaridad da carga negativa parcial al átomo de nitrógeno, haciendo que sus electrones de par único estén disponibles para la coordinación. Sin embargo, cuando el otro elemento es más electronegativo, la carga positiva parcial resultante sobre el nitrógeno limita enormemente las propiedades del donante de la molécula.

Cuando la polaridad de la unión es baja (debido a que la electronegatividad del otro elemento es similar a la del nitrógeno), la unión múltiple es mucho más favorecida que la unión simple.

Si la disparidad de tamaño atómico impide tal unión múltiple, entonces es probable que la unión simple que se forma sea relativamente débil, y que el compuesto sea inestable con respecto a los elementos libres. Todas estas características de enlace del nitrógeno son observables en su química general.

Referencias

 

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