Nitrógeno

El nitrógeno: Conceptos básicos

Elnitrógeno tiene el número atómico 7. Tiene 7 electrones y 7 protones. Su masa atómica es 14, por lo que el número de neutrones que tiene es 7.

Azulejo de la Tabla Periódica del Nitrógeno | Notas de Ciencia

El nitrógeno existe en el medio ambiente como gas nitrógeno, con la fórmula molecular_N2.

Fig. 2: Estructura de Lewis del Nitrógeno | StudySmarter Originals

Arriba se muestra la estructura de lewis de la molécula de nitrógeno. Los átomos de nitrógeno están unidos con enlaces covalentes triples en el _N2. El nitrógeno tiene la configuración electrónica [He] ^{2s2 2p3}. Hay 5 electrones en su capa más externa. Completa su octeto formando un enlace triple con otro átomo de nitrógeno. Queda 1 par solitario de electr ones que no participa en ningún enlace, y que se muestra con los dos puntos. Debido a la presencia de triples enlaces, el nitrógeno es relativamente menos reactivo.

En condiciones de temperatura y presión estándar (STP), es decir, 0 ^oCde temperatura, 1 bar de presión, el nitrógeno se encuentra en estado gaseoso. Es un gas inodoro, insípido, incoloro y no tóxico... El comportamiento del gas nitrógeno es próximo al de un Gas Ideal, lo que significa que es relativamente más difícil comprimirlo y licuarlo. Para licuar el nitrógeno, es necesario enfriarlo por debajo de -195,8 oC, que está por debajo del punto de ebullición de otros gases que se encuentran en el aire.

Veamos ahora para qué aplicaciones es útil el nitrógeno.

El nitrógeno: Usos

El nitrógeno tiene muchos usos industriales y comerciales.

Fertilizantes

El nitrógeno está en el núcleo de las funciones internas de las plantas y los árboles. El nitrógeno forma el clorofilo, que es resposible para la fotosíntesis, y le da el color verde. El nitrógeno también es el componente principal del protoplasma , la materia viva de las células.

Los fertilizantes producidos industrialmente son ricos en fosfato amónico, nitrato amónico y urea, todos ellos compuestos de nitrógeno. El nitrógeno ayuda a los cultivos a crecer más rápido y también a producir más cosechas, ya que mantiene el suelo sano.

Conservación de los alimentos

Las bolsas de patatas fritas, las latas de comida, los envases de fruta cortada, todos ellos están desprovistos de oxígeno y llenos de nitrógeno para conservar los alimentos. El nitrógeno proporciona una atmósfera modificada que impide la oxidación de los alimentos, que es lo que hace que se pongan rancios.

Medicina

El óxido nitroso se utiliza para laanestesia general , la anestesia dental y la sedación procesal. El nitrógeno está presente en todas las clases principales de medicamentos, incluso en los antibióticos. El nitrógeno también se utiliza para preservar esperma, óvulos, sangre y otras muestras biológicas. Este tipo de conservación se denomina crioconservación.

Construcción

Elnitrógeno líquido se utiliza para enfriar el metal a fin de encogerlo. Esto es útil en el"ajuste por contracción", donde las tolerancias son estrechas. La pieza metálica se enfría y se encoge, se ajusta y se devuelve a su temperatura y tamaño normales para conseguir un ajuste seguro.

El nitrógeno líquido también puede utilizarse para romper metal en algunos casos. Como enfriar el metal con nitrógeno líquido lo hace extremadamente quebradizo, se rompe con facilidad.

El nitrógeno también se utiliza como gas de purga en la soldadura. La soldadura de metales implica la fusión localizada de piezas metálicas para unirlas. Cuando el metal está caliente, es susceptible de oxidarse, lo que podría dañar el componente. El nitrógeno se utiliza para aislar el componente calentado del aire y también enfriarlo para evitar la oxidación.

El nitrógeno: Propiedades

El nitrógeno tiene una electronegatividad elevada

El nitrógeno tiene una electronegatividad de 3,04 medida en la escala de Pauling. Normalmente, una electronegatividad alta se corresponde con una reactividad alta, pero en el nitrógeno, la presencia de triples enlaces anula esto y lo hace relativamente menos reactivo.

El nitrógeno tiene una reactividad muy baja

La baja reactividad del nitrógeno se debe a la presencia de tri ples enlaces en su molécula. El triple enlace es el enlace covalente más fuerte. El nitrógeno tiene una energía de enlace de +944 kJ ^mol-1. Para que el nitrógeno participe en reacciones químicas, es necesario romper sus enlaces, y eso significa que la reacción tendrá unaenergía de activación muy elevada.

Otro factor que contribuye a la baja reactividad del nitrógeno es que la molécula no es polar. Como la molécula está formada por 2 moléculas semejantes, no hay polaridad, y la molécula tampoco se polariza fácilmente. Esto hace que los electrófilos y nucleófilos reaccionen difícilmente con el nitrógeno.

Isótopos y alótropos del nitrógeno

Los isótopos son diversas formas de un mismo elemento que contienen el mismo número de protones y electrones, pero distinto número de neutrones. ¿Sabías que el nitrógeno tiene 2 isótopos? El nitrógeno se presenta de forma natural como N-14 y N-15. Aunque sólo se habla del N14 porque es el más abundante de los dos (99,63%).

Un alótropo es una forma física en la que puede existir puramente un elemento. El nitrógeno sólo existe como _N2, por lo que no tiene alótropos.

Aislamiento y purificación del nitrógeno

El nitrógeno tiene muchas aplicaciones industriales, y eso ha requerido el desarrollo de métodos para aislar y purificar el nitrógeno del resto de componentes del aire. Esto se hace mediante la destilación fraccionada. La destilación fraccionada aprovecha el hecho de que los distintos gases tienen puntos de ebullición diferentes. El aire se enfría a una temperatura inferior al punto de ebullición de todos los gases, y luego se calienta ligeramente. El nitrógeno se evapora primero, ya que tiene el punto de ebullición más bajo del resto de los gases del aire. El nitrógeno evaporado se captura y se almacena.

Compuestos notables del nitrógeno

Hablemos de algunos compuestos del nitrógeno con los que te encontrarás muy a menudo mientras estudias química.

Amoníaco

El amoníaco es un compuesto de nitrógeno e hidrógeno. Es un gas incoloro de olor penetrante y sofocante, que se utiliza. Se suele utilizar en fertilizantes, como refrigerante y en soluciones de limpieza doméstica.

Fig. 3: Diagrama de puntos y cruces del amoníaco | StudySmarter Originals.

El amoníaco tiene propiedades alcalinas, lo que significa que cuando reacciona con el agua, forma una solución que es básica. Recuerda que el nitrógeno tiene la configuración electrónica de [He] ^{2s2 2p3}. Tras realizar 3 enlaces covalentes con 3 átomos de hidrógeno para formar amoníaco, tiene 1 par de electrones libres. El átomo de nitrógeno es capaz de donar este par libre de electrones a los electrófilos. La naturaleza básica del amoníaco procede de la capacidad del nitrógeno de aceptar un protón (ion ^H+ ) donando un par de electrones. Esto convierte al amoníaco en una base de Brønsted-Lowry.

Óxidos de nitrógeno (_NOx)

Los óxidos de nitrógeno son un grupo de gases denominados generalmente_NOx. El nitrógeno forma los siguientes óxidos -

• Óxido nítrico (NO).
• Dióxido de nitrógeno (_NO2).
• Óxido nitroso (_N2O).
• Trióxido de dinitrógeno (_N2O3).
• Tetróxido de dinitrógeno (_N2O4).
• Pentóxido de dinitrógeno (_N2O5).

De todos ellos, el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (_NO2) son los dos compuestos más importantes desde el punto de vista toxicológico. El óxido nítrico es un gas incoloro de olor dulce que se utiliza en la fabricación de explosivos y fertilizantes. El dióxido de nitrógeno es un gas marrón rojizo de olor irritante. Es un intermediario en la producción de ácido nítrico (_HNO3).

Estos gases son gases de efecto invernadero y también son muy tóxicos. Las fuentes antropogénicas de estos gases en la atmósfera incluyen

• Lacombustión de combustibles fósiles, incluidos los automóviles.
• Prácticas agrícolas.
• Centrales eléctricas, calderas industriales.

Emisiones de _NOx de los automóviles

Más de la mitad de las emisiones de _NOx proceden del transporte. La reducción de las emisiones de _NOx de los motores de combustión interna de los automóviles es una grave preocupación y los gobiernos de todo el mundo la han convertido en una prioridad. En el tubo de escape de los automóviles se utiliza un convertidor catalítico, que emplea catalizadores reductores de platino y rodio para reducir los _NOx a _N2.

Papel de los _NOx en la formación del smog fotoquímico

Los óxidos de nitrógeno son los principales responsables del smog fotoquímico y de la lluvia ácida. El dióxido de nitrógeno puede reaccionar con el oxígeno del aire y los hidrocarburos no quemados de los gases de escape para formar ozono y un compuesto llamado peroxiaacetilnitrato (PAN), que es uno de los principales componentes responsables del smog fotoquímico.

Fig. 4: Fórmula general del peroxiaacetilnitrato (PAN) | Wikimedia Commons.

El PAN pertenece a un grupo de compuestos llamados peroxiacilnitratos. En la fórmula general de la figura, el grupo R- es _CH3-, pero también puede ser otra cadena de hidrocarburos.

Papel de _los NOx en la lluvia ácida

Los _NOx, principalmente NO y _NO2, liberados en el aire debido a la combustión de combustibles fósiles en vehículos y fábricas dan lugar al fenómeno de la lluvia ácida. El NO reacciona con el oxígeno para producir más NO2. El _NO2 reacciona con la humedad para producir soluciones diluidas de ácido nítrico (_HNO3) y ácido nitroso (_HNO2), que caen con la lluvia.

$$2NO+O_{2}\rightarrow 2NO_{2}$$

$$2NO_{2}+H_{2}O\rightarrow HNO_{3}+HNO_{2}$$

Lalluvia ácida puede impedir el crecimiento de plantas y árboles o matarlos. Puede liberar iones metálicos que antes estaban ligados al suelo. Los iones metálicos como el calcio, el potasio y el magnesio son cruciales para el crecimiento de las plantas, y la lluvia ácida los arrastra. Los iones de aluminio son venenosos para la vegetación. La lluvia ácida los libera y permite que sean absorbidos por las plantas.

La lluvia ácida también destruye monumentos y edificios de piedra caliza. La piedra caliza es carbonato cálcico, y los carbonatos reaccionan con el ácido.

El agua de la lluvia ácida fluye hacia lagos y ríos, y cambia el pH del agua, lo que puede ser fatal para la vida acuática.

Ión amonio

Hemos visto cómo el amoníaco acepta un protón, es decir, un ion ^H+, donándole un par de electrones. Esto da lugar a la formación del ion amonio, ^NH4+.

Fig. 5: Ión amonio | StudySmarter Originals.

Puedes ver que uno de los enlaces N-H se muestra con una flecha. Esto muestra el enlace dativo formado por la donación de electrones por parte del nitrógeno al ^H+.

Losiones de amonio se forman en una disolución cuando el amoníaco reacciona con el agua:

$$NH_{3 (g)}+H_{2}O_{(l)}\rightleftharpoons NH_{4(aq)}^{+}+OH^{-}_{(aq)}$$

Cuando las sales de amonio se calientan con un álcali, se libera gas amoniaco.