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Nitrógeno, 7 N
Propiedades generales
Apariencia	gas incoloro, líquido o sólido
Peso atómico estándar ( A r, estándar)	[ 14.006 43 , 14.007 28 ] convencional: 14.007
Nitrógeno en la tabla periódica
	carbono ← nitrógeno → oxígeno
Número atómico ( Z )	7
Grupo	grupo 15 (pnictogens)
Período	período 2
Categoría de elemento	no metal reactivo
Bloquear	p-block
Configuración electronica	[He] 2s 2p
Electrones por caparazón	2, 5
Propiedades físicas
Fase en STP	gas
Punto de fusion	63.15 K (-210.00 ° C, -346.00 ° F)
Punto de ebullición	77.355 K (-195.795 ° C, -320.431 ° F)
Densidad (en STP)	1.2504 g / L a 0 ° C, 1013 mbar
cuando es líquido (en bp )	0,808 g / cm
Triple punto	63.151 K, 12.52 kPa
Punto crítico	126.192 K, 3.3958 MPa
Calor de fusión	(N 2 ) 0,72 kJ / mol
Calor de vaporización	(N 2 ) 5,56 kJ / mol
Capacidad de calor molar	(N 2 ) 29.124 J / (mol • K)
Propiedades atómicas
Estados de oxidación	5 , 4, 3 , 2, 1, -1, -2, -3 (un óxido fuertemente ácido)
Electronegatividad	Escala de Pauling: 3.04
Energías de ionización	1º: 1402,3 kJ / mol; 2do: 2856 kJ / mol; 3º: 4578,1 kJ / mol; (Más);
Radio covalente	71 ± 1 p. M.
Radio Van der Waals	15 horas
	Líneas espectrales
	Líneas espectrales
Miscelánea
Estructura cristalina	hexagonal;
Velocidad del sonido	353 m / s (gas, a 27 ° C)
Conductividad térmica	25.83 × 10 W / (m • K)
Ordenamiento magnético	diamagnético
Número CAS	17778-88-0 ; 7727-37-9 (N 2 )
Historia
Descubrimiento	Daniel Rutherford (1772)
Nombrado por	Jean-Antoine Chaptal(1790)
Principales isótopos de nitrógeno

El nitrógeno es un elemento químico con el símbolo N y número atómico 7. Fue descubierto y aislado por el médico escocés Daniel Rutherford en 1772. Aunque Carl Wilhelm Scheele y Henry Cavendish lo habían hecho de forma independiente casi al mismo tiempo, a Rutherford generalmente se le otorga el crédito porque su trabajo fue publicado primero. El nombre de 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 άζωτικός "no vida", ya que es un gas asfixiante; en su lugar, este nombre se usa en muchos idiomas, como el francés, el ruso y el turco, y aparece en los nombres en inglés de algunos compuestos de nitrógeno, como hidracina, azidas y compuestos azoicos.

El nitrógeno es el miembro más ligero del grupo 15 de la tabla periódica, a menudo llamado pnictogens. El nombre proviene del griego πνίγειν "estrangular", haciendo referencia directa a las propiedades asfixiantes del nitrógeno. Es un elemento común en el universo, se estima en aproximadamente el séptimo en abundancia total en la Vía Láctea y el Sistema Solar. A temperatura y presión estándar, dos átomos del elemento se unen para formar dinitrógeno , un gas diatómico incoloro e inodoro con la fórmula N 2. Dinitrogen forma alrededor del 78% de la atmósfera de la Tierra, por lo que es el elemento no combinado más abundante. El nitrógeno se produce en todos los organismos, principalmente en aminoácidos (y, por lo tanto, 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, luego hacia 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 causa dificultades tanto para los organismos como para la industria para convertir el N 2 en compuestos útiles, pero al mismo tiempo significa que quemar, explotar o descomponer los compuestos de nitrógeno para formar gas nitrógeno libera grandes cantidades de energía a menudo útil. Los amoníacos y nitratos producidos sintéticamente son fertilizantes industriales clave, y los nitratos de fertilizantes son contaminantes clave en la eutrofización de los sistemas de agua.

Además de su uso en fertilizantes y almacenes de energía, el nitrógeno es un componente de compuestos orgánicos tan diversos como el Kevlar utilizado en tejidos de alta resistencia y el cianoacrilato utilizado en superglue. El nitrógeno es un componente de todas las principales clases de fármacos farmacológicos, incluidos los antibióticos. Muchas drogas son imitaciones o profármacos de moléculas de señal que contienen nitrógeno natural: por ejemplo, los nitratos orgánicos nitroglicerina y nitroprusiato controlan la presión sanguínea al metabolizar en óxido nítrico. Muchos medicamentos notables que contienen nitrógeno, como la cafeína natural y la morfina o las anfetaminas sintéticas, actúan sobre los receptores de los neurotransmisores animales.

Historia

Daniel Rutherford, descubridor del nitrógeno

Los compuestos de nitrógeno tienen una historia muy larga, Herodotus conoce 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 de nitrógeno como las sales de amonio y las sales de nitrato. La mezcla de ácidos nítrico y clorhídrico se conocía como aqua regia (agua real), famosa 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, que lo llamó aire nocivo . Aunque no lo reconoció como una sustancia química completamente diferente, lo distinguió claramente del "aire fijo" de Joseph Black, o dióxido de carbono. El hecho de que había un componente de aire que no admite la combustión era claro para Rutherford, aunque no era consciente de que era un elemento. El nitrógeno también se estudió casi al mismo tiempo por Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish y Joseph Priestley, que lo llamaron aire quemado o aire flogisticado . El gas nitrógeno era lo suficientemente inerte como para que Antoine Lavoisier se refiriera a él como "aire mefítico" o azote , de la palabra griega άζωτικός (azotikos), "no hay vida". 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 casi todos los gases (de hecho, con la única excepción del oxígeno) son mefíticos, se usa en muchos idiomas (francés, italiano, portugués, polaco, ruso, albanés, Turco, etc., el Stickstoff alemán se refiere de manera similar a la misma característica, a saber, sticken "asfixiar o sofocar") y todavía permanece en inglés en los nombres comunes de muchos compuestos de nitrógeno, tales como hidracina y compuestos del ion azida. Finalmente, condujo al nombre "pnictogens" para el grupo encabezado por nitrógeno, del griego πνίγειν "para estrangular".

La palabra inglesa nitrogen (1794) entró en el lenguaje del nitrogène francés , acuñado en 1790 por el químico francés Jean-Antoine Chaptal (1756-1832), del nitro francés (nitrato de potasio, también llamado salitre) y del sufijo francés -gène , "produciendo", 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 produjo a partir del nitro. En épocas anteriores, el nitrador 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 utilizan salitre (nitrato de sodio o nitrato de potasio), sobre todo en pólvora y más tarde como fertilizante. En 1910, Lord Rayleigh descubrió que una descarga eléctrica en gas nitrógeno producía "nitrógeno activo", un alótropo monatómico 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 de nitrógeno fueron limitadas. Las fuentes naturales provienen de la biología o depósitos de nitratos producidos por las reacciones atmosféricas. La fijación de nitrógeno por procesos industriales como el proceso Frank-Caro (1895-1899) y el proceso Haber-Bosch (1908-1913) alivió esta escasez de compuestos de nitrógeno, en la medida en que la mitad de la producción mundial de alimentos (ver Aplicaciones) ahora depende fertilizantes nitrogenados Al mismo tiempo, el uso del proceso de Ostwald (1902) para producir nitratos a partir de la fijación de nitrógeno industrial 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

Las formas de los cinco orbitales ocupados en nitrógeno. Los dos colores muestran la fase o el signo de la función de onda en cada región. De izquierda a derecha: 1s, 2s (corte para mostrar la estructura interna), 2p x , 2p y , 2p z .

Un átomo de nitrógeno tiene siete electrones. En el estado fundamental, están dispuestos en la configuración electrónica 1s 2
2s 2
2
p 1x2 p 1
y2 p 1
z. Por lo tanto, tiene cinco electrones de valencia en los orbitales 2s y 2p, tres de los cuales (los p-electrones) están desapareados. Tiene una de las electronegatividades más altas entre los elementos (3.04 en la escala de Pauling), superada solo por cloro (3.16), oxígeno (3.44) y flúor (3.98). Siguiendo las tendencias periódicas, su radio covalente de enlace simple de 71 μm es más pequeño que los de boro (84 μm) y carbono (76 μm), mientras que es mayor que los de oxígeno (66 μm) y flúor (57 μm). El anión nitruro, N, es mucho más grande a 146 p. M., Similar al de los aniones óxido (O: 140 p.m.) y fluoruro (F: 133 p.m.). Las tres primeras energías de ionización de nitrógeno son 1.402, 2.856 y 4.577 MJ • mol, y la suma de la cuarta y la quinta es 16.920 MJ • mol. Debido a estas cifras muy altas, el nitrógeno no tiene una química catiónica simple.

La falta de nodos radiales en la subshell 2p es directamente responsable de muchas de las propiedades anómalas de la primera fila del bloque p, especialmente en nitrógeno, oxígeno y flúor. La subshell 2p es muy pequeña y tiene un radio muy similar al shell 2s, lo que facilita la hibridación orbital. También da lugar a fuerzas de atracción electrostáticas muy grandes entre el núcleo y los electrones de valencia en las capas 2 y 2, lo que da como resultado electronegatividades muy elevadas. La hipervalencia es casi desconocida en los elementos 2p por la misma razón, porque la alta electronegatividad hace que sea difícil para un átomo de nitrógeno pequeño ser 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 ser útilmente comparado con sus vecinos horizontales de carbono y oxígeno, así como sus vecinos verticales en la columna de pnictogen (fósforo, arsénico, antimonio y bismuto). Aunque cada elemento del período 2 de litio a nitrógeno muestra algunas similitudes con el elemento del período 3 en el siguiente grupo de magnesio a azufre (conocido como relaciones diagonales), su grado cae abruptamente más allá del par de boro y silicio, por lo que las similitudes de nitrógeno a azufre se limitan principalmente a compuestos de anillo de nitruro de azufre cuando ambos elementos son los únicos presentes. El nitrógeno se asemeja mucho más al oxígeno que al carbono con su alta electronegatividad y la capacidad concomitante de formar enlaces de hidrógeno y la capacidad de formar complejos de coordinación donando sus pares de electrones solitarios. No comparte carbono ' s proclividad a la cateneción, con la cadena de nitrógeno más larga aún descubierta compuesta de solo ocho átomos de nitrógeno (PhN = N-N (Ph) -N = N-N (Ph) -N = NPh). Una propiedad que el nitrógeno comparte con sus vecinos horizontales es que forma preferentemente enlaces múltiples, típicamente con átomos de carbono, nitrógeno u oxígeno, a través de p. interacciones π -p π ; Así, por ejemplo, el nitrógeno se produce como moléculas diatómicas y por lo tanto tiene mucho menor punto de fusión (-210 ° C) y puntos de ebullición (-196 ° C) que el resto de su grupo, como los N 2 moléculas solamente se mantienen juntos por débil interacciones de van der Waals y hay muy pocos electrones disponibles para crear dipolos instantáneos significativos. Esto no es posible para sus vecinos verticales; por lo tanto, los óxidos de nitrógeno, nitritos, nitratos, compuestos nitro, nitroso, azo y diazo, azidas, cianatos, tiocianatos e imino-derivados no encuentran eco en el fósforo, el arsénico, el antimonio o el bismuto. Por la misma razón, sin embargo, la complejidad de los oxoácidos de fósforo no encuentra eco en el nitrógeno.

Isótopos

Tabla de nucleidos (gráfico Segrè) de carbono a flúor (incluido el nitrógeno). Orange indica emisión de protones (nucleidos fuera de la línea de goteo de protones); rosa para la emisión de positrones (desintegración beta inversa); negro para nucleidos estables; azul para emisión de electrones (desintegración beta); y violeta para la emisión de neutrones (nucleidos fuera de la línea de goteo de neutrones). El número de protones aumenta al subir el eje vertical y el número de neutrones va hacia la derecha en el eje horizontal.

El nitrógeno tiene dos isótopos estables: N y N. El primero es mucho más común, representa el 99.634% del nitrógeno natural, y el segundo (que es un poco más pesado) constituye el 0.366% restante. Esto lleva a un peso atómico de alrededor de 14.007 u. Ambos isótopos estables se producen en el ciclo CNO en estrellas, pero N es más común ya que su captura de neutrones es el paso limitante de la velocidad. N es uno de los cinco núclidos impares estables (un núclido 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 el enriquecimiento en N del sustrato y el agotamiento del producto.

El pesado isótopo N fue descubierto por primera vez por SM Naudé en 1929, poco después de que se descubrieran isótopos pesados de los elementos vecinos oxígeno y carbono. Presenta una de las secciones transversales de captura de neutrones térmicas más bajas de todos los isótopos. Se utiliza con frecuencia en espectroscopía de resonancia magnética nuclear (RMN) para determinar las estructuras de las moléculas que contienen nitrógeno, debido a su giro nuclear fraccionario de la mitad, que ofrece ventajas para la RMN, como el 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 la espectroscopía de RMN H y C. La baja abundancia natural de N (0,36%) reduce significativamente la sensibilidad, un problema que solo se ve exacerbado por su baja relación giromagnética (solo 10.14% de H). Como resultado, la relación señal-ruido para H es aproximadamente 300 veces mayor que la de N con la misma intensidad de campo magnético. Esto puede aliviarse algo mediante el enriquecimiento isotópico de N mediante intercambio químico o destilación fraccionada. Los compuestos enriquecidos en N tienen la ventaja de que bajo condiciones estándar, no experimentan el intercambio químico de sus átomos de nitrógeno con nitrógeno atmosférico, a diferencia de los compuestos con isótopos de hidrógeno, carbono y oxígeno etiquetados que deben mantenerse alejados de la atmósfera. La relación N: N se usa comúnmente en el análisis de isótopos estables en los campos de geoquímica, hidrología, paleoclimatología y paleoceanografía, donde se llama la relación señal-ruido para H es aproximadamente 300 veces mayor que la de N con la misma intensidad de campo magnético. Esto puede aliviarse algo mediante el enriquecimiento isotópico de N mediante intercambio químico o destilación fraccionada. Los compuestos enriquecidos en N tienen la ventaja de que bajo condiciones estándar, no experimentan el intercambio químico de sus átomos de nitrógeno con nitrógeno atmosférico, a diferencia de los compuestos con isótopos de hidrógeno, carbono y oxígeno etiquetados que deben mantenerse alejados de la atmósfera. La relación N: N se usa comúnmente en el análisis de isótopos estables en los campos de geoquímica, hidrología, paleoclimatología y paleoceanografía, donde se llama la relación señal-ruido para H es aproximadamente 300 veces mayor que la de N con la misma intensidad de campo magnético. Esto puede aliviarse algo mediante el enriquecimiento isotópico de N mediante intercambio químico o destilación fraccionada. Los compuestos enriquecidos en N tienen la ventaja de que bajo condiciones estándar, no experimentan el intercambio químico de sus átomos de nitrógeno con nitrógeno atmosférico, a diferencia de los compuestos con isótopos de hidrógeno, carbono y oxígeno etiquetados que deben mantenerse alejados de la atmósfera. La relación N: N se usa comúnmente en el análisis de isótopos estables en los campos de geoquímica, hidrología, paleoclimatología y paleoceanografía, donde se llama Los compuestos enriquecidos en N tienen la ventaja de que bajo condiciones estándar, no experimentan el intercambio químico de sus átomos de nitrógeno con nitrógeno atmosférico, a diferencia de los compuestos con isótopos de hidrógeno, carbono y oxígeno etiquetados que deben mantenerse alejados de la atmósfera. La relación N: N se usa comúnmente en el análisis de isótopos estables en los campos de geoquímica, hidrología, paleoclimatología y paleoceanografía, donde se llama Los compuestos enriquecidos en N tienen la ventaja de que bajo condiciones estándar, no experimentan el intercambio químico de sus átomos de nitrógeno con nitrógeno atmosférico, a diferencia de los compuestos con isótopos de hidrógeno, carbono y oxígeno etiquetados que deben mantenerse alejados de la atmósfera. La relación N: N se usa comúnmente en el análisis de isótopos estables en los campos de geoquímica, hidrología, paleoclimatología y paleoceanografía, donde se llama δ N.

De los otros diez isótopos producidos sintéticamente, que van de 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 incluso milisegundos. No son posibles otros isótopos de nitrógeno ya que caerían fuera de las líneas de goteo nuclear, filtrando un protón o neutrón. Dada la diferencia de vida media, el N es el radioisótopo de nitrógeno más importante, ya que es relativamente suficientemente longevo como para usarse en la tomografía por emisión de positrones (PET), aunque su vida media es aún corta y, por lo tanto, debe producirse en el lugar del PET, por ejemplo en un ciclotrón mediante bombardeo de protones de O produciendo N y una partícula alfa.

El radioisótopo N es el radionucleido dominante en el refrigerante de reactores de agua a presión o reactores de agua en ebullición durante el funcionamiento normal, y por lo tanto es un indicador sensible e inmediato de las fugas del sistema de refrigerante primario al ciclo de vapor secundario, y es el medio principal de detección de tales fugas. Se produce a partir de O (en agua) a través de una reacción (n, p) en la cual 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 deterioro vuelve a O produce radiación gamma de alta energía (5 a 7 MeV). Debido a esto, el acceso a la tubería de refrigerante primario en un reactor de agua presurizada debe restringirse durante la operación de potencia del reactor.

Química y compuestos

Alótropos

Diagrama orbital molecular de la molécula de dinitrógeno, N 2 . Hay cinco orbitales de enlace y dos orbitales antienlazantes (marcados con un asterisco, los orbitales que implican los electrones internos de 1s no mostrados), dando una orden de enlace total de tres.

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 libres colisionan para producir una molécula de N 2excitada , pueden liberar tanta energía en colisión incluso con moléculas estables como dióxido de carbono y agua para provocar 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 por varios minutos, incluso después de que la descarga termina.

Dada la gran reactividad del nitrógeno atómico, el nitrógeno elemental normalmente se produce 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 nitrógeno es principalmente no reactivo a temperatura ambiente, pero sin embargo reaccionará con el metal de litio y una cierta transición complejos metálicos. Esto se debe a su unión, que es única entre los elementos diatómicos en condiciones estándar en que tiene un enlace triple N≡N. Los enlaces triples tienen longitudes de enlace cortas (en este caso, 109,76 p.m.) y altas energías de disociación (en este caso, 945,41 kJ / mol), y por lo tanto son muy fuertes, lo que explica la inercia química del dinitrógeno.

Hay algunas indicaciones teóricas de que otros oligómeros y polímeros de nitrógeno pueden ser posibles. Si pudieran sintetizarse, podrían tener aplicaciones potenciales como materiales con una densidad de energía muy alta, que podrían usarse como poderosos propelentes o explosivos. Esto se debe a que todos deben descomponerse en dinitrógeno, cuyo triple enlace N≡N (energía de enlace 946 kJ⋅mol) es mucho más fuerte que los del doble enlace N = N (418 kJ⋅mol) o el enlace simple N-N ( 160 kJ⋅mol): de hecho, el triple enlace tiene más de tres veces la energía del enlace simple. (Lo contrario es cierto para los pnictogens más pesados, que prefieren alotropos poliatómicos.) Una gran desventaja es que la mayoría de los polinitrogenos neutros no se espera que tengan una gran barrera hacia la descomposición, y que las pocas excepciones serían aún más desafiantes de sintetizar que el tetraedro buscado durante mucho tiempo, pero aún desconocido. Esto contrasta con la azida polinitrógena catiónica y aniónica bien caracterizada (N -
3 ), pentazenio ( N +
5 ) y pentazolida ( N -
5 aromático cíclico ). 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 de enlace único. Esta estructura es similar a la del diamante, y ambas tienen enlaces covalentes extremadamente fuertes, lo que da como resultado su apodo de "diamante de nitrógeno".

Nitrógeno sólido en las llanuras del Sputnik Planitia en Plutón junto a las montañas de hielo de agua

A presión atmosférica, el nitrógeno molecular se condensa (licúa) a 77 K (-195.79 ° C) y se congela a 63 K (-210.01 ° C) en la forma alotrópica cristalina hexagonal compacta. 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 parecido al agua en apariencia, pero con 80.8% de la densidad (la densidad del nitrógeno líquido en su punto de ebullición es 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 externas del Sistema Solar, como Tritón. Incluso a bajas temperaturas de nitrógeno sólido, es bastante volátil y puede sublimarse para formar una atmósfera o condensarse nuevamente en la escarcha de nitrógeno.

Complejos de dinitrógeno

Estructura de [Ru (NH 3 ) 5 (N 2 )] (pentaamina (dinitrógeno) rutenio (II)), el primer complejo de dinitrógeno por descubrir

El primer ejemplo de un complejo de dinitrógeno que se descubrió fue [Ru (NH 3 ) 5 (N 2 )] (ver la 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 de electrones solitarios a un catión central de metal, ilustran cómo el N 2 se puede unir a los metales en la nitrogenasa y el catalizador para el proceso de Haber: estos procesos que implican la activación de dinitrógeno son de vital importancia en biología y en la producción de fertilizantes.

Dinitrogen es capaz de coordinarse con los metales de cinco maneras diferentes. Las formas más bien caracterizadas son las M-N≡N ( η ) de final y M ← N≡N → M ( μ , bis- η ), en las cuales los pares solitarios en los átomos de nitrógeno se donan al catión metálico . Las formas menos bien caracterizadas incluyen dinitrógeno que dona pares de electrones del enlace triple, ya sea como un ligando puente a dos cationes metálicos ( μ , bis- η ) o a solo uno ( η ). El quinto y único método implica la triple coordinación como un ligando puente, donando los tres pares de electrones del enlace triple ( μ 3 -N 2 ). Algunos complejos presentan múltiples N 2 ligandos y alguna característica N 2 unido de múltiples maneras. Desde N 2 es isoelectrónico con monóxido de carbono (CO) y acetileno (C 2 H 2 ), la unión en complejos de dinitrógeno está estrechamente vinculada a la de compuestos de carbonilo, aunque N 2 es un débil σ -donor y π -acceptor de CO. Los estudios teóricos muestran que la donación σ es un factor más importante que permite la formación del enlace M-N que π la donación posterior, que en su mayoría solo debilita el enlace N-N, y la donación final ( η ) se logra más fácilmente que el lado -on ( η ) donación.

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

Reemplazar ligandos lábiles tales como H
2 O, H o CO directamente por nitrógeno: a menudo estas reacciones son reversibles y se producen en condiciones moderadas.
Reducción de complejos metálicos en presencia de un coligando adecuado en exceso bajo gas nitrógeno. Una elección común incluye reemplazar los ligandos de cloruro por dimetilfenilfosfina (PMe 2 Ph) para compensar la menor cantidad de ligandos de nitrógeno unidos a los ligandos de cloro originales.
Convirtiendo un ligando con enlaces N-N, como hidrazina o azida, directamente en un ligando de dinitrógeno.

Ocasionalmente, el enlace N≡N puede formarse directamente dentro de un complejo metálico, por ejemplo, al 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 nitrido

El nitrógeno se une a casi todos los elementos de la tabla periódica, excepto los tres primeros 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 propiedades y aplicaciones variables. Se conocen muchos compuestos binarios: a excepción de los hidruros, óxidos y fluoruros de nitrógeno, estos se denominan normalmente nitruros. Muchas fases estequiométricas están generalmente 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 "saliformes" (principalmente iónicos), covalentes, "tipo diamante" y metálicos (o intersticiales), aunque esta clasificación tiene limitaciones generalmente derivadas de la continuidad de los tipos de enlace en lugar de los tipos discretos y separados que eso implica Normalmente se preparan mediante la reacción directa de un metal con nitrógeno o amoniaco (a veces después del calentamiento) o mediante la descomposición térmica de las amidas metálicas:

3 Ca + N 2 → Ca 3 N 2

3 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 metales alcalinos y los metales alcalinotérreos, Li 3 N (Na, K, Rb y C no forman nitruros estables por razones estéricas) y M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). Éstos 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 metal alcalino NaN 3 y KN 3 , que presentan el anión N -
3 lineal , son bien conocidas, al igual que Sr (N 3 ) 2 y Ba (N 3 ) 2. Las azidas de los metales del subgrupo B (las del grupo 11 al 16) son mucho menos iónicas, tienen estructuras más complicadas y detonan fácilmente cuando se las sorprende.

Estructuras mesoméricas de borazina, (-BH-NH-) 3

Se conocen muchos nitruros binarios covalentes. Los ejemplos incluyen cianógeno ((CN) 2 ), triphosphorus pentanitride (P 3 N 5 ), disulfuro dinitride (S 2 N 2 ), y tetranitruro de tetraazufre (S 4 N 4 ). El nitruro de silicio esencialmente covalente (Si 3 N 4 ) y el nitruro de germanio (Ge 3 N 4)) también se conocen: el nitruro de silicio, en particular, sería una cerámica prometedora si no fuera por la dificultad de trabajar con ella y sinterizarla. En particular, los nitruros del grupo 13, la mayoría de los cuales son prometedores semiconductores, son isoelectrónicos con grafito, diamante y carburo de silicio y tienen estructuras similares: sus cambios de enlace de covalente a parcialmente iónico a metálico a medida que desciende el grupo. En particular, dado que la unidad B-N es isoelectrónica a C-C, y el carbono es esencialmente de tamaño intermedio entre boro y nitrógeno, gran parte de la química orgánica encuentra eco en la química del nitrógeno del boro, como en la borazina ("benceno inorgánico"). ) Sin embargo, la analogía no es exacta debido a la facilidad del ataque nucleófilo en el boro debido a su deficiencia en electrones, que no es posible en un anillo totalmente que contiene 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 átomos pequeños de nitrógeno se colocan en los espacios en una red cúbica metálica o hexagonal compacta . Son opacos, muy duros y químicamente inertes, y se funden solo a temperaturas muy altas (generalmente superiores a 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  dador π más fuerte  conocido entre los ligandos (el segundo más fuerte es O). Los complejos de nitrido generalmente se preparan por descomposición térmica de azidas o por desprotonización del amoníaco, y generalmente implican un grupo terminal {≡N}. El anión de azida lineal ( N -
3 ), que es isoelectrónico con óxido nitroso, dióxido de carbono y cianato, forma muchos complejos de coordinación. Además catenation es raro, aunque  N 4-
4  es conocida (isoelectrónico con carbonato y nitrato).

Hidruros

Potenciales de reducción estándar para especies que contienen nitrógeno. El diagrama superior muestra los potenciales a pH 0; el diagrama inferior muestra potenciales a pH 14.

Industrialmente, el amoníaco (NH 3 ) es el compuesto más importante de nitrógeno y se prepara en cantidades mayores que cualquier otro compuesto, ya que contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como un precursor de los alimentos y los fertilizantes. Es un gas alcalino incoloro con un olor penetrante característico. La presencia de enlaces de hidrógeno tiene efectos muy significativos sobre el amoníaco, confiriéndole sus puntos de alto punto de fusión (-78 ° C) y punto de ebullición (-33 ° C). Como líquido, es un solvente muy bueno 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 una 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 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,  NH +
4 . También puede actuar como un ácido extremadamente débil, perdiendo un protón para producir el anión de amida,  NH -
2. Por lo tanto, sufre autodisociación, similar al agua, para producir amonio y amida. El amoníaco quema aire u oxígeno, aunque no fácilmente, para producir gas nitrógeno; arde 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 generar una mezcla de productos. El amoníaco reacciona calentando 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) es similar en propiedades y estructura a amoníaco e hidracina también. La hidrazina 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 rápidamente y completamente en el aire muy exotérmicamente 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 + OH

NH 2 Cl + NH 3 → N2 H+ 5 + Cl (lento)

norte2 H+ 5 + OH → N2H4 + H2O (rápido)

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

La azida de hidrógeno (HN 3 ) se produjo por primera vez en 1890 por la oxidación de hidracina acuosa por 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). Se puede considerar el ácido conjugado del anión azida, y es similar análogamente a los ácidos halogenados.

Haluros y oxohaluros

Tricloruro de nitrógeno

Los cuatro trihaluros de nitrógeno simples son conocidos. Se conocen unos haluros y hidrohaluros mixtos, pero son en su mayoría inestables y poco interesante: los ejemplos incluyen NCLF 2 , NCl 2 F, NBRF 2 , NF 2 H, 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 en absoluto reactivo y es estable en agua o ácidos o álcalis acuosos diluidos. Solo 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 NF +
4 y N

También se conocen2 F+3 (este último por reacción de tetrafluorohidrazina con fuertes aceptores de flúor como pentafluoruro de arsénico), como lo es ONF3, que ha despertado interés debido a la corta distancia N-O que implica doble enlace parcial y el altamente polar y enlace largo N-F La tetrafluorohidrazina, a diferencia de la hidracina en sí misma, puede disociarse a temperatura ambiente y más arriba para dar el radical NF2•. La azida de flúor (FN3) es muy explosiva y térmicamente inestable. Difluoruro de dinitrógeno (N2F2) existe como térmicamente interconvertibles cis y trans isómeros, y se encontró por primera vez como un producto de la descomposición térmica de FN3 .

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 CCl 4 no lo es. Fue sintetizado por primera vez en 1811 por Pierre Louis Dulong, quien perdió tres dedos y un ojo a sus tendencias explosivas. Como gas diluido es menos peligroso y, por lo tanto, se lo usa industrialmente para blanquear y esterilizar la harina. El tribromuro de nitrógeno (NBr 3 ), preparado por primera vez en 1975, es un sólido volátil, de color rojo intenso y sensible a la temperatura, 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 anteriormente, es muy sensible a los golpes: se puede activar con el toque de una pluma, cambiando las corrientes de aire o incluso partículas alfa. Por esta razón, pequeñas cantidades de triyoduro de nitrógeno a veces se sintetizan como una demostración para los estudiantes de química de la escuela 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 pueden obtenerse mediante la halogenación directa de óxido nitroso. El fluoruro de nitrosilo (NOF) es incoloro y un agente de fluoración vigoroso. El cloruro de nitrosilo (NOCl) se comporta de la misma manera y, a menudo, se ha usado como un solvente 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 asimismo gases reactivos y agentes de halogenación vigorosa.

Óxidos

Dióxido de nitrógeno a -196 ° C, 0 ° C, 23 ° C, 35 ° C y 50 ° C. NO
2 convierte en tetróxido de dinitrógeno incoloro (N
2 O
4 ) a bajas temperaturas, y revierte a NO
2 a temperaturas más altas.

El nitrógeno forma nueve óxidos moleculares, algunos de los cuales fueron los primeros en ser identificados: N 2 O (óxido nitroso), NO (óxido nítrico), N 2 O 3(dinitrógeno trióxido), 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 oxatetrazol (N 4 O), un anillo aromático.

El óxido nitroso (N 2 O), más conocido como gas de la risa, se produce mediante la descomposición térmica del nitrato de amonio fundido a 250 ° C. Esta es una reacción redox y, por lo tanto, el óxido nítrico y el nitrógeno también se producen como subproductos. Se usa principalmente como propelente y agente de aireación para crema batida enlatada en spray, y antes 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 el agua. Es bastante no reactivo (no reacciona con los halógenos, los metales alcalinos u ozono a temperatura ambiente, aunque la reactividad aumenta con el calentamiento) y tiene la estructura asimétrica N-N-O (N≡NO↔N = N = O): arriba 600 ° C se disocia al romper 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. Está formado por la oxidación catalítica de amoníaco. Es un gas paramagnético incoloro que, al ser termodinámicamente inestable, se descompone en nitrógeno y gas oxígeno a 1100-1200 ° C. Su unión es similar a la del nitrógeno, pero se agrega un electrón extra 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 cis el isómero es más estable) porque en realidad no aumenta el orden de enlace total y porque el electrón desapareado se deslocaliza a través de la molécula de NO, lo que le otorga 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 son de color intenso.

El trióxido de dinitrógeno azul (N 2 O 3 ) solo está disponible como un 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 pueden prepararse fácilmente descomponiendo un nitrato de metal seco. Ambos reaccionan con 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 de elección para 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 propelente hipergólico en combinación con un combustible de cohete a base de hidracina y puede almacenarse fácilmente ya que es líquido a temperatura ambiente.

El pentóxido de dinitrógeno térmicamente inestable y muy reactivo (N 2 O 5 ) es el anhídrido del ácido nítrico, y puede obtenerse por deshidratación con pentóxido de fósforo. Es de interés para la preparación de explosivos. Es un sólido cristalino incoloro, delicuescente que es sensible a la luz. En estado sólido es iónico con estructura [NO 2 ] [NO 3 ]; como gas y en solución es O molecular 2NO-NO 2 . La hidratación del ácido nítrico es fácil, al igual que la reacción análoga con el peróxido de hidrógeno que proporciona el 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 + NO

N 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 2N 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 la descomposición catalizada por bases por encima del pH 4 ocurre a través de [HONNO] al óxido nitroso y al anión hidróxido. Hyponitrites (implicando el N
Anión2 O2-
2 ) son estables a los agentes reductores y más comúnmente actúan como agentes reductores. Son un paso intermedio en la oxidación de amoníaco a nitrito, que ocurre en el ciclo del nitrógeno. El hiponitrilo puede actuar como un ligando bidentado puente o quelante.

El ácido nitroso (HNO 2 ) no es conocido como un compuesto puro, pero es un componente común en los equilibrios gaseoso y es un reactivo acuoso importante: sus soluciones acuosas pueden estar hechos de acidificación de nitrito acuosa fría ( NO -
2 , dobladas) soluciones, aunque ya a temperatura ambiente, la desproporción de nitrato y óxido nítrico es significativa. Es un ácido débil con p K a 3.35 a 18 ° C. Pueden ser analizados titrimétricamente por su oxidación a nitrato por permanganato. Se reducen fácilmente a óxido nitroso y óxido nítrico por dióxido de azufre, a ácido hiponitroso con estaño (II) y a amoníaco con sulfuro de hidrógeno. Sales de hidrazinio N
2 H+
5 reaccionan con el ácido nitroso para producir azidas que reaccionan aún más para dar óxido nitroso y nitrógeno. El nitrito de sodio es ligeramente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg / kg, pero a menudo se utilizan pequeñas cantidades para curar la carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano. También se usa para sintetizar hidroxilamina y para 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 se puede coordinar de cinco maneras. Los más comunes son el nitro (unido al nitrógeno) y el nitrito (unido a un oxígeno). El isomerismo nitro-nitrito es común, donde la forma nitrito es usualmente menos estable.

Ácido nítrico fumante contaminado con dióxido de nitrógeno amarillo

Ácido nítrico (HNO 3) es con mucho el más importante y el más estable de los oxoácidos de nitrógeno. Es uno de los tres ácidos más utilizados (los otros dos son el ácido sulfúrico y el ácido clorhídrico) y fue descubierto por los alquimistas en el siglo XIII. Se produce por oxidación catalítica de amoniaco 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, cada año se producen más de siete millones de toneladas de ácido nítrico, la mayoría de las cuales se utiliza para la producción de nitratos para fertilizantes y explosivos, entre otros usos. El ácido nítrico anhidro puede prepararse 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 derretirse se descompone espontáneamente en dióxido de nitrógeno,

2 HNO 3 ⇌ H2 NO+ 3 + NO- 3 ⇌ H2O + [NO2] + [NO3]

Se conocen dos hidratos, HNO 3 • H 2 O y HNO 3 • 3H 2 O, que se pueden cristalizar. Es un ácido fuerte y las soluciones concentradas son fuertes agentes oxidantes, 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 aqua 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 cloruro pueden formar complejos fuertes. En el ácido sulfúrico concentrado, el ácido nítrico se protona para formar nitronio, que puede actuar como un electrófilo para la nitración aromática:

HNO 3 + 2 H 2 SO 4 ⇌ NO + 2 + H 3 O + 2 HSO - 4

Las estabilidades térmicas de los nitratos (que implican el anión planar NO -
3 planar ) dependen de la basicidad del metal, y también lo hacen los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido ( potasio y plomo), o incluso el metal en sí (plata) dependiendo de sus estabilidades relativas. El nitrato también es un ligando común con muchos modos de coordinación.

Finalmente, aunque el ácido ortonítrico (H 3 NO 4 ), que sería análogo al ácido ortofosfórico, no existe, el anión Orthonitrate tetraédrico NO 3-
4 es conocido 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 longitudes cortas de enlace N-O, lo que implica un carácter polar significativo para la unión.

Compuestos nitrogenados orgánicos

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 3N), 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), nitritos (RONO), compuestos nitro (RNO 2 ), compuestos nitrosos (RNO), oximas (RCR = NOH) y derivados de piridina. Los enlaces C-N están fuertemente polarizados hacia el nitrógeno. En estos compuestos, el nitrógeno es generalmente trivalente (aunque puede ser tetravalente en sales de amonio cuaternario, R 4N), con un par solitario que puede conferir basicidad al compuesto al coordinarse con un protón. Esto puede ser compensado por otros factores: por ejemplo, las amidas no son básicas porque el par solitario se deslocaliza en un doble enlace (aunque pueden actuar como ácidos a pH muy bajo, protonadas en el oxígeno), y el pirrol no es ácido porque el par solitario se deslocaliza 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, aminoácidos y por lo tanto proteínas, y la molécula transportadora de energía adenosina trifosfato y, por lo tanto, es vital para toda la vida en la Tierra.

Ocurrencia

Representación esquemática del flujo de compuestos de nitrógeno a través de un entorno terrestre

El nitrógeno es el elemento puro más común en la tierra, representando el 78.1% del volumen total de la atmósfera. A pesar de esto, no es muy abundante en la corteza terrestre, constituyendo solo 19 partes por millón de esta, a la par del niobio, galio y litio. Los únicos minerales de nitrógeno importantes son nitro (nitrato de potasio, salitre) y sodanitre (nitrato de sodio, salitre de Chile). Sin embargo, estos no han sido una fuente importante de nitratos desde la década de 1920, cuando la síntesis industrial de amoníaco y ácido nítrico se hizo común.

Los compuestos de nitrógeno se intercambian constantemente entre la atmósfera y los organismos vivos. El nitrógeno primero debe procesarse, o "arreglarse", en una forma utilizable para la planta, generalmente amoníaco. Un poco de fijación de nitrógeno se produce por los rayos que producen los óxidos de nitrógeno, pero la mayoría lo hacen las bacterias diazotróficas a través de las enzimas conocidas como nitrogenasas (aunque hoy en día la fijación industrial de nitrógeno al amoníaco también es significativa). Cuando el amoníaco es absorbido por las plantas, se usa para sintetizar proteínas. Estas plantas son luego digeridas por animales que usan los compuestos de nitrógeno para sintetizar sus propias proteínas y excretar desechos que contienen nitrógeno. Finalmente, estos organismos mueren y se descomponen, sometiéndose a oxidación y desnitrificación bacteriana y ambiental, devolviendo dinitrógeno libre a la atmósfera. La fijación industrial de nitrógeno mediante el proceso Haber se utiliza principalmente como fertilizante, aunque el exceso de residuos que contienen nitrógeno, cuando se lixivian, conduce a la eutrofización del agua dulce y la creación de zonas muertas marinas, ya que el crecimiento bacteriano impulsado por nitrógeno agota el oxígeno del agua. los organismos superiores mueren. Además, el óxido nitroso, que se produce durante la desnitrificación, ataca la capa de ozono atmosférica.

Muchos peces de agua salada fabrican grandes cantidades de óxido de trimetilamina para protegerlos de los altos efectos osmóticos de su entorno; la conversión de este compuesto a dimetilamina es responsable del olor precoz de los peces de agua salada que no han sido liberados. En animales, el óxido nítrico de radicales libres (derivado de un aminoácido) sirve como una molécula reguladora importante para la circulación.

La reacción rápida 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 de cadena larga que contienen nitrógeno, como putrescina y cadaverina, que son productos de degradación 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 que utilizan aire gaseoso (membrana de ósmosis inversa presurizada o adsorción de oscilación de presión). Los generadores de gas de nitrógeno que usan membranas o la adsorción por oscilación de presión (PSA) son típicamente más costosos y eficientes en energía que el nitrógeno suministrado a granel. El nitrógeno comercial a menudo es un subproducto del procesamiento del aire para la concentración industrial de oxígeno para la fabricación de acero y otros fines. Cuando se suministra comprimido en cilindros a menudo se 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

Pequeñas cantidades de las impurezas NO y HNO 3 también se forman en esta reacción. Las impurezas se pueden eliminar pasando el gas a través de ácido sulfúrico acuoso que contiene dicromato de potasio. Se puede preparar nitrógeno muy puro mediante la descomposición térmica de azida de bario o azida sódica.

2 NaN 3 → 2 Na + 3 N 2

Aplicaciones

Gas

Las aplicaciones de los compuestos de nitrógeno son naturalmente extremadamente variadas debido al gran tamaño de esta clase: por lo tanto, aquí solo se considerarán las aplicaciones de nitrógeno puro. Dos tercios del nitrógeno producido por la industria se venden como el gas y el tercio restante como líquido. El gas se usa principalmente como una atmósfera inerte cada vez que el oxígeno en el aire represente un incendio, una explosión o un peligro de oxidación. Algunos ejemplos incluyen:

Como una atmósfera modificada, pura o mezclada con dióxido de carbono, para nitrogenar y preservar la frescura de los alimentos envasados o a granel (al retrasar la rancidez 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 una 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 el endurecimiento de acero por nitruración.
En algunos sistemas de combustible de aeronaves para reducir el peligro de incendio (ver sistema de inertización).
Inflar neumáticos de automóviles y aviones de carreras, reduciendo los problemas causados por la humedad y el oxígeno en el aire natural.

El nitrógeno se usa comúnmente durante la preparación de la muestra en el análisis químico. Se usa 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 soluto (s) y el solvente no evaporado.

El nitrógeno puede usarse como un reemplazo, o en combinación con, el dióxido de carbono para presurizar los barriles de algunas cervezas, particularmente las cervezas gruesas y cervezas británicas, debido a las burbujas más pequeñas que produce, lo que hace que la cerveza dispensada sea más suave y atractiva. Una cápsula de nitrógeno sensible a la presión conocida comúnmente como "artilugio" permite que las cervezas cargadas con nitrógeno se envasen 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 mayor que el CO 2 , lo que hace que el N 2 tanques más pesados y más caros El gas nitrógeno se ha convertido en el gas inerte de elección para la asfixia con gas inerte, y está bajo consideración como reemplazo de la inyección letal en Oklahoma. El gas nitrógeno, formado a partir de la descomposición de la azida sódica, se utiliza para inflar los airbags.

Nitrógeno

Definición