Nitrógeno

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Nitrógeno
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7 norte
↓
PAGS		 Sistema periódico de elementos.7 norte
Apariencia de una sustancia simple.
Un nitrógeno líquido
Propiedades del átomo
Nombre, símbolo, número Nitrógeno / Nitrogenio (N), 7
Grupo , período , bloque 15 (obsoleto 5), 2,
elemento p
Masa atómica
( masa molar )		 [14.00643; 14.00728] [comunicación 1] [1]  a. m.e.  ( g / mol )
Configuración electrónica [ Él ] 2s 2 2p 3
1s 2 2s 2 2p 3
Radio del átomo 75 p. m.
Propiedades químicas
radio covalente 75  p. m.
Radio de iones 13 (+5e) 171 (−3e)  p.m.
Electronegatividad 3.04 [2] (escala de Pauling)
Estados de oxidación -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5
Energía de ionización
(primer electrón)		 1401,5 (14,53)  kJ / mol  ( eV )
Propiedades termodinámicas de una sustancia simple.
Densidad (en n.a. ) 0,808 g/cm³ (-195,8 °C); 1,1649 kg/m³ en condiciones estándar según GOST 2939-63; en n. y. 0,001251 g/cm³
Temperatura de fusión 63,29K (−209,86  ° C )
Temperatura de ebullición 77,4K (−195,75  ° C )
Oud. calor de fusión (N2 ) 0,720 kJ/mol
Oud. calor de evaporacion (N 2 ) 5,57 kJ/mol
Capacidad calorífica molar 29,125 [3] (gas N 2 ) J/(K mol)
Volumen molar 22,4⋅10 3  cm³ / mol
La red cristalina de una sustancia simple.
Estructura de celosía cúbico
Parámetros de celosía 5.661Å  _
Otras características
Conductividad térmica (300 K) 0,026 W/(m·K)
número CAS 7727-37-9
7 Nitrógeno
norte14.007
2s 2 2p 3

El nitrógeno  ( símbolo químico  - N , del lat.  N itrogenium ) es un elemento químico del grupo 15 (según la clasificación obsoleta  - el subgrupo principal del quinto grupo, VA), el segundo período del sistema periódico de D. I. Mendeleev , con número atómico 7.

Como sustancia simple (en n.a. ), el nitrógeno es un gas  diatómico (fórmula química - N 2 ) sin color , sabor ni olor .

Uno de los elementos más comunes en la Tierra . Constituyente principal del aire : 78% en volumen.

Es químicamente muy inerte, pero reacciona con compuestos complejos de metales de transición . Se utiliza como medio inerte para muchos procesos tecnológicos; El nitrógeno líquido es un refrigerante .

El nitrógeno es uno de los principales elementos biogénicos que componen las proteínas y los ácidos nucleicos [4] .

Historial de descubrimientos

En 1772, Henry Cavendish realizó un experimento: pasó repetidamente aire sobre carbón caliente, luego lo procesó con álcali , lo que resultó en un residuo que Cavendish llamó aire sofocante (o mefítico). Desde el punto de vista de la química moderna, está claro que en la reacción con el carbón caliente , el oxígeno del aire se convirtió en dióxido de carbono , que luego fue absorbido por el álcali. El resto del gas era principalmente nitrógeno. Por lo tanto, Cavendish aisló el nitrógeno, pero no entendió que era una nueva sustancia simple (elemento químico) y lo describió como aire mefítico (del inglés  mefítico - "dañino" ). En el mismo año, Cavendish informó de esta experiencia a Joseph Priestley [5] :41 .

Un dato interesante es que logró ligar el nitrógeno con el oxígeno mediante descargas de corriente eléctrica , y tras absorber los óxidos de nitrógeno en el resto, recibió una pequeña cantidad de gas, absolutamente inerte, aunque, como en el caso del nitrógeno, no pudo comprender. que había aislado un nuevo elemento químico: el gas inerte argón .

Joseph Priestley en ese momento realizó una serie de experimentos en los que también unió el oxígeno del aire y eliminó el dióxido de carbono resultante, es decir, también recibió nitrógeno, sin embargo, siendo partidario de la teoría del flogisto imperante en ese momento , él también malinterpretó los resultados: decidió que aisló aire flogístico (es decir, saturado con flogisto) [5] :41 .

En septiembre de 1772, el químico escocés Daniel Rutherford publicó su tesis de maestría “Sobre el llamado aire fijo y mefítico”, en la que describía al nitrógeno como aire nocivo, venenoso y sugería que se trataba de un nuevo elemento químico [5] :41 , y también describió las principales propiedades del nitrógeno (no reacciona con los álcalis, no favorece la combustión, no es apto para respirar). Rutherford también era partidario de la teoría del flogisto, por lo que tampoco podía entender lo que destacaba. Por lo tanto, no es posible identificar claramente al descubridor del nitrógeno.

Al mismo tiempo, Karl Scheele aisló el nitrógeno : en el verano de 1772, obtuvo nitrógeno por el método Cavendish y lo estudió durante cinco años, luego publicó los resultados de su investigación. En esta publicación, Scheele fue el primero en describir el aire como una mezcla de gases separados: "aire ardiente" (oxígeno) y "aire sucio" (nitrógeno). Debido al hecho de que Scheele se retrasó en la publicación de su investigación, todavía hay disputas sobre el descubridor del nitrógeno [5] :41 .

Origen del nombre

El nombre nitrógeno ( en francés  azote , según la versión más común, de otro griego ἄζωτος  "sin vida"), en lugar de los nombres anteriores ( flogístico , mefítico y aire "estropeado") fue propuesto en 1787 por Antoine Lavoisier , quien en ese momento Formó parte de un grupo de otros científicos franceses que desarrollaron los principios de la nomenclatura química , en el mismo año se publicó esta propuesta en la obra "Método de la nomenclatura química" [6] [5] :41 . Como se muestra arriba, en ese momento ya se sabía que el nitrógeno no favorece la combustión ni la respiración. Esta propiedad fue considerada la más importante. Aunque luego se supo que el nitrógeno, por el contrario, es esencial para todos los seres vivos, el nombre se ha conservado en francés y ruso. Esta variante del nombre finalmente se fijó en ruso después de la publicación del libro de Hermann Hess "Fundamentos de química pura" en 1831 [7] .

La palabra nitrógeno en sí (sin conexión con el gas) se conoce desde la antigüedad y fue utilizada por filósofos y alquimistas de la Edad Media para designar la “materia prima de los metales”, el llamado mercurio entre los filósofos, doble mercurio entre los alquimistas. Los alquimistas consideraban que la "materia prima de los metales" era el " alfa y omega " de todas las cosas. Y la palabra para su designación estaba formada por las letras iniciales y finales de los alfabetos de tres idiomas considerados sagrados -latín , griego y hebreo : a , alfa , aleph y zet , omega , tav-  AAAZOT. El iniciador de la creación de una nueva nomenclatura química Giton de Morvo anotó en su "Enciclopedia Metodológica" (1786) el significado alquímico del término [8] .

Muchos de los contemporáneos de Lavoisier consideraron desafortunado el nombre del elemento, en particular, Jean-Antoine Chaptal propuso el nombre nitrogène  "dando a luz al salitre " (y usó este nombre en su libro "Elementos de química" [9] ). Hasta ahora, los compuestos nitrogenados se denominan nitratos , nitritos y nitruros [5] :42 .

En francés, el nombre nitrógeno no echó raíces, pero en inglés, español, húngaro y noruego se usa un derivado de esta palabra. En portugués, se utiliza tanto el nombre nitrogé(ê)nio como (especialmente en Portugal) azoto .

El idioma alemán usa el nombre Stickstoff , que significa "sustancia sofocante", de manera similar en holandés; nombres similares en significado se usan en algunos idiomas eslavos , por ejemplo, croata y esloveno dušik [dushik] [5] : 42 , y también en hebreo ‏ חנקן ‏‎ [hankan].

El nombre "nitrógeno", además de francés y ruso, se acepta en italiano, turco y varios idiomas eslavos, así como en muchos idiomas de los pueblos de la antigua URSS .

Antes de la adopción del símbolo en Rusia, Francia y otros países, se utilizó el símbolo , que se puede ver, por ejemplo, en el artículo de A. M. Butlerov sobre aminas en 1864 [5] : 42 [10] .

Nitrógeno en la naturaleza

Isótopos

El nitrógeno natural consta de dos isótopos estables 14 N - 99,635 % y 15 N - 0,365 %.

Se han obtenido artificialmente catorce isótopos radiactivos de nitrógeno con números másicos de 10 a 13 y de 16 a 25. Todos ellos son isótopos de vida muy corta. El más estable de ellos, 13 N, tiene una vida media de 10 minutos.

Spin de núcleos de isótopos estables de nitrógeno: 14 N - 1; 15 N - 1/2.

Prevalencia

El nitrógeno es uno de los elementos más comunes en la Tierra [4] . Fuera de la Tierra, el nitrógeno se encuentra en las nebulosas de gas, la atmósfera solar , en Urano , Neptuno , en el espacio interestelar , etc. Las atmósferas de planetas satélite como Titán , Tritón y el planeta enano Plutón están compuestas principalmente de nitrógeno. La atmósfera de Venus también contiene una cantidad significativa de nitrógeno (a pesar de que constituye el 3,5% de la composición total de la atmósfera), cuatro veces la masa del nitrógeno atmosférico de la Tierra. El nitrógeno es el cuarto elemento más abundante en el sistema solar (después del hidrógeno , el helio y el oxígeno ).

El nitrógeno en forma de moléculas diatómicas N 2 constituye la mayor parte de la atmósfera terrestre, donde su contenido es del 75,6 % (en masa) o del 78,084 % (en volumen), es decir, unas 3,87⋅10 15 toneladas.

El contenido de nitrógeno en la corteza terrestre, según varios autores, es (0.7-1.5)⋅10 15 toneladas (además, en el humus  - alrededor de 6⋅10 10 toneladas), y en el manto terrestre - 1.3⋅10 16 toneladas Esto La relación de masas sugiere que la principal fuente de nitrógeno es la parte superior del manto, desde donde ingresa a las otras capas de la Tierra con las erupciones volcánicas .

La masa de nitrógeno disuelto en la hidrosfera, teniendo en cuenta que los procesos de disolución del nitrógeno atmosférico en agua y su liberación a la atmósfera son de forma simultánea, es de unas 2⋅10 13 toneladas, además, se encuentran contenidas unas 7⋅10 11 toneladas de nitrógeno. en la hidrosfera en forma de compuestos.

Rol biológico

El nitrógeno es un elemento químico necesario para la existencia de animales y plantas, forma parte de las proteínas (16-18% en peso), aminoácidos , ácidos nucleicos , nucleoproteínas , clorofila , hemoglobina , etc. En las células vivas, la cantidad de nitrógeno átomos es aproximadamente el 2%, en términos de fracción de masa, aproximadamente el 2,5% (cuarto lugar después del hidrógeno, el carbono y el oxígeno). En este sentido, una cantidad significativa de nitrógeno ligado se encuentra en los organismos vivos, "materia orgánica muerta" y materia dispersa de los mares y océanos. Esta cantidad se estima en alrededor de 1.9⋅10 11 t Como resultado de los procesos de descomposición y descomposición de la materia orgánica que contiene nitrógeno, sujeto a factores ambientales favorables, los depósitos naturales de minerales que contienen nitrógeno, por ejemplo, " salitre chileno " ( nitrato de sodio con impurezas otros compuestos), salitre noruego, indio.

La química de los hidruros de nitrógeno a presiones del orden de 800 GPa (alrededor de 8 millones de atmósferas) es más diversa que la química de los hidrocarburos en condiciones normales. De aquí surgió la hipótesis de que el nitrógeno podría ser la base de vida aún no descubierta en planetas como Urano y Neptuno [11] [5] :43 .

El ciclo del nitrógeno en la naturaleza

La fijación de nitrógeno atmosférico en la naturaleza ocurre en dos direcciones principales: abiogénica y biogénica. La primera ruta implica principalmente las reacciones del nitrógeno con el oxígeno. Dado que el nitrógeno es químicamente bastante inerte, se requieren grandes cantidades de energía (altas temperaturas) para la oxidación. Estas condiciones se logran durante las descargas de rayos , cuando la temperatura alcanza los 25.000 °C o más. En este caso, se produce la formación de diversos óxidos de nitrógeno . También existe la posibilidad de que la fijación abiótica ocurra como resultado de reacciones fotocatalíticas en las superficies de semiconductores o dieléctricos de banda ancha (arena del desierto).

Sin embargo, la mayor parte del nitrógeno molecular (alrededor de 1,4⋅10 8 t/año) se fija bióticamente . Durante mucho tiempo se creyó que solo un pequeño número de especies de microorganismos (aunque muy extendidas en la superficie terrestre) pueden unir nitrógeno molecular: bacterias Azotobacter y Clostridium , bacterias nódulos de plantas leguminosas Rhizobium , cianobacterias Anabaena , Nostoc , etc. Se sabe que muchos otros organismos tienen esta capacidad en el agua y el suelo, por ejemplo, los actinomicetos en nódulos de aliso y otros árboles (160 especies en total). Todos ellos convierten el nitrógeno molecular en compuestos de amonio (NH 4 + ). Este proceso requiere una cantidad importante de energía (para fijar 1 g de nitrógeno atmosférico, las bacterias en los nódulos de las leguminosas consumen unos 167,5 kJ, es decir, oxidan unos 10 g de glucosa ). Por lo tanto, el beneficio mutuo de la simbiosis de las plantas y las bacterias fijadoras de nitrógeno es visible: las primeras proporcionan a las últimas un "lugar para vivir" y suministran el "combustible" obtenido como resultado de la fotosíntesis : la glucosa, las últimas proporcionan el nitrógeno. necesario para las plantas en la forma que asimilan.

El nitrógeno en forma de amoníaco y compuestos de amonio, obtenido en los procesos de fijación biogénica de nitrógeno, se oxida rápidamente a nitratos y nitritos (este proceso se denomina nitrificación ). Estos últimos, no ligados por tejidos vegetales (y más adelante en la cadena alimentaria por herbívoros y depredadores), no permanecen en el suelo por mucho tiempo. La mayoría de los nitratos y nitritos son altamente solubles, por lo que son arrastrados por el agua y eventualmente ingresan al océano mundial (este flujo se estima en 2,5–8⋅10 7 t/año).

El nitrógeno incluido en los tejidos de plantas y animales, después de su muerte, sufre amonificación (descomposición de compuestos complejos que contienen nitrógeno con la liberación de amoníaco e iones de amonio) y desnitrificación , es decir, la liberación de nitrógeno atómico, así como sus óxidos. . Estos procesos se deben enteramente a la actividad de los microorganismos en condiciones aeróbicas y anaeróbicas.

En ausencia de actividad humana, los procesos de fijación de nitrógeno y nitrificación están casi completamente equilibrados por reacciones opuestas de desnitrificación. Parte del nitrógeno ingresa a la atmósfera desde el manto con erupciones volcánicas, parte se fija firmemente en suelos y minerales arcillosos, además, el nitrógeno se filtra constantemente desde las capas superiores de la atmósfera hacia el espacio interplanetario.

Toxicología del nitrógeno y sus compuestos

Por sí mismo, el nitrógeno atmosférico es demasiado inerte para tener un efecto directo sobre el cuerpo humano y los mamíferos. Sin embargo, a presión elevada provoca narcosis , intoxicación o asfixia (cuando hay falta de oxígeno); con una rápida disminución de la presión, el nitrógeno provoca la enfermedad por descompresión .

Muchos compuestos de nitrógeno son muy activos y, a menudo, tóxicos.

Conseguir

Descomposición del nitrito de amonio

En laboratorio, se puede obtener por la reacción de descomposición del nitrito de amonio :

La reacción es exotérmica, liberando 80 kcal (335 kJ), por lo que se requiere el enfriamiento del recipiente durante su curso (aunque se requiere nitrito de amonio para iniciar la reacción).

En la práctica, esta reacción se lleva a cabo añadiendo gota a gota una solución saturada de nitrito de sodio a una solución saturada calentada de sulfato de amonio, mientras que el nitrito de amonio formado como resultado de la reacción de intercambio se descompone instantáneamente.

El gas liberado en este caso está contaminado con amoníaco , óxido nítrico (I) y oxígeno , de los cuales se purifica pasando sucesivamente por soluciones de ácido sulfúrico , sulfato de hierro (II) y sobre cobre caliente . Luego se seca el nitrógeno.

Calentamiento de dicromato de potasio con sulfato de amonio

Otro método de laboratorio para obtener nitrógeno es calentando una mezcla de dicromato de potasio y sulfato de amonio (en una proporción de 2:1 en peso). La reacción se describe mediante las ecuaciones:

Descomposición de azidas

El nitrógeno más puro se puede obtener por descomposición de azidas metálicas :

Reacción del aire con coque caliente

El llamado "aire", o nitrógeno "atmosférico", es decir, una mezcla de nitrógeno con gases nobles , se obtiene por reacción del aire con coque caliente, con la formación del llamado " generador ", o " aire", gas - materias primas para síntesis química y combustible. Si es necesario, se puede liberar nitrógeno absorbiendo monóxido de carbono .

Destilación de aire

El nitrógeno molecular se produce industrialmente por destilación fraccionada de aire líquido. Este método también se puede utilizar para obtener "nitrógeno atmosférico". También son muy utilizadas las plantas y estaciones de nitrógeno , que utilizan el método de adsorción y separación de gases por membrana.

Paso de amoníaco sobre óxido de cobre (II)

Uno de los métodos de laboratorio es pasar amoníaco sobre óxido de cobre (II) a una temperatura de ~700 °C:

El amoníaco se extrae de su solución saturada mediante calentamiento. La cantidad de CuO es 2 veces mayor que la calculada. Inmediatamente antes de su uso, el nitrógeno se purifica de impurezas de oxígeno y amoníaco pasándolo sobre cobre y su óxido (II) (~700 °C), luego se seca con ácido sulfúrico concentrado y álcali seco. El proceso es bastante lento, pero vale la pena: el gas es muy puro.

Propiedades

Propiedades físicas

En condiciones normales, el nitrógeno es un gas incoloro, inodoro, poco soluble en agua (2,3 ml/100 g a 0°C, 1,5 ml/100 g a 20°C, 1,1 ml/100 g a 40 °C, 0,5 ml/ 100 g a 80 °C [12] ), densidad 1,2506 kg/m³ (a n.a.).

En estado líquido (punto de ebullición -195,8 ° C) - un líquido incoloro, móvil, como el agua. La densidad del nitrógeno líquido es de 808 kg/m³. Al entrar en contacto con el aire, absorbe oxígeno de él.

A -209,86 °C, el nitrógeno se solidifica como una masa similar a la nieve o grandes cristales blancos como la nieve. Al entrar en contacto con el aire, absorbe oxígeno de él, mientras se funde, formando una solución de oxígeno en nitrógeno.

Se conocen tres modificaciones cristalinas del nitrógeno sólido. En el rango de 36,61–63,29 K, hay una fase β-N 2 con empaquetamiento cerrado hexagonal, grupo espacial P6 3 /mmc , parámetros de red a=3,93 Å yc=6,50 Å. A temperaturas por debajo de 36,61 K, la fase α-N 2 con red cúbica es estable, teniendo el grupo espacial Pa3 o P2 1 3 y periodo a=5,660 Å. Bajo una presión de más de 3500 atmósferas y una temperatura por debajo de 83 K, se forma la fase hexagonal γ-N 2 .

Diagrama de fase

El diagrama de fase del nitrógeno se muestra en la figura.

Propiedades químicas, estructura molecular

El nitrógeno en estado libre existe en forma de moléculas diatómicas N 2 , cuya configuración electrónica se describe mediante la fórmula σ s ²σ s *2 π x, y 4 σ z ², que corresponde a un triple enlace entre átomos de nitrógeno N ≡N (longitud de enlace d N≡N = 0,1095 nm). Como resultado, la molécula de nitrógeno es extremadamente fuerte, para la reacción de disociación N 2 ↔ 2 N , el cambio de entalpía en la reacción Δ H ° 298  = 945 kJ / mol [13] , la constante de velocidad de reacción K 298  = 10 −120 , es decir, la disociación de las moléculas de nitrógeno en condiciones normales prácticamente no se produce (el equilibrio está casi completamente desplazado hacia la izquierda). La molécula de nitrógeno no es polar y está débilmente polarizada, las fuerzas de interacción entre las moléculas son muy débiles, por lo tanto, en condiciones normales, el nitrógeno es gaseoso.

Incluso a 3000 °C, el grado de disociación térmica del N 2 es sólo del 0,1 %, y sólo a una temperatura de unos 5000 °C alcanza varios porcentajes (a presión normal). En las capas altas de la atmósfera se produce la disociación fotoquímica de las moléculas de N 2 . En condiciones de laboratorio, el nitrógeno atómico se puede obtener pasando N 2 gaseoso bajo fuerte rarefacción a través del campo de una descarga eléctrica de alta frecuencia. El nitrógeno atómico es mucho más activo que el nitrógeno molecular: en particular, a temperatura normal reacciona con azufre , fósforo , arsénico y varios metales , por ejemplo, con mercurio .

Debido a la alta resistencia de la molécula de nitrógeno, algunos de sus compuestos son endotérmicos (muchos haluros, azidas, óxidos), es decir, la entalpía de su formación es positiva, y los compuestos de nitrógeno son térmicamente inestables y se descomponen con bastante facilidad cuando se calientan. Es por eso que el nitrógeno en la Tierra se encuentra principalmente en un estado libre.

Debido a su importante inercia, el nitrógeno en condiciones normales reacciona solo con el litio :

cuando se calienta, reacciona con algunos otros metales y no metales, también formando nitruros :

( nitruro de magnesio ) ( nitruro de boro )

De mayor importancia práctica es el nitruro de hidrógeno (amoníaco) NH 3 obtenido por la interacción de hidrógeno con nitrógeno (ver más abajo).

En una descarga eléctrica, reacciona con el oxígeno formando óxido nítrico (II) NO :

Se han descrito varias decenas de complejos con nitrógeno molecular.

Fijación industrial de nitrógeno atmosférico

Los compuestos de nitrógeno se usan muy ampliamente en química, es imposible incluso enumerar todas las áreas donde se usan sustancias que contienen nitrógeno: esta es la industria de fertilizantes, explosivos, colorantes, medicamentos, etc. Aunque colosales cantidades de nitrógeno están disponibles en el sentido literal de la palabra “del aire”, debido a la fuerza de la molécula de nitrógeno N 2 descrita anteriormente , el problema de obtener compuestos que contienen nitrógeno del aire permaneció sin resolver durante mucho tiempo; la mayor parte de los compuestos nitrogenados se extraían de sus minerales, como el salitre chileno. Sin embargo, la reducción de las reservas de estos minerales, así como el crecimiento de la demanda de compuestos nitrogenados, hizo necesario acelerar los trabajos de fijación industrial de nitrógeno atmosférico.

El método de amoníaco más común para unir nitrógeno atmosférico. Reacción reversible de síntesis de amoníaco:

Es exotérmica (efecto térmico 92 kJ) y va con disminución de volumen, por lo tanto, para desplazar el equilibrio hacia la derecha, de acuerdo con el principio de Le Chatelier-Brown, es necesario el enfriamiento de la mezcla y altas presiones. Sin embargo, desde un punto de vista cinético, bajar la temperatura es desfavorable, ya que esto reduce en gran medida la velocidad de reacción  ; incluso a 700 °C, la velocidad de reacción es demasiado baja para su uso práctico.

En tales casos, se utiliza la catálisis , ya que un catalizador adecuado permite aumentar la velocidad de reacción sin cambiar el equilibrio. En la búsqueda de un catalizador adecuado, se probaron unos veinte mil compuestos diferentes. En cuanto a la combinación de propiedades (actividad catalítica, resistencia al envenenamiento, bajo costo), el catalizador a base de hierro metálico con impurezas de óxidos de aluminio y potasio ha recibido el mayor uso . El proceso se lleva a cabo a una temperatura de 400-600 °C y presiones de 10-1000 atmósferas.

A presiones superiores a 2000 atmósferas, la síntesis de amoníaco a partir de una mezcla de hidrógeno y nitrógeno se produce a gran velocidad y sin catalizador. Por ejemplo, a 850 °C y 4500 atmósferas, el rendimiento del producto es del 97 %.

Existe otro método menos común de unión industrial de nitrógeno atmosférico: el método de la cianamida, basado en la reacción del carburo de calcio con nitrógeno a 1000 ° C. La reacción ocurre de acuerdo con la ecuación:

La reacción es exotérmica, su efecto térmico es de 293 kJ.

Aproximadamente 1⋅10 6 toneladas de nitrógeno se extraen anualmente de la atmósfera terrestre por medios industriales.

Compuestos nitrogenados

Estados de oxidación del nitrógeno en los compuestos −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

  • Los compuestos nitrogenados en estado de oxidación −3 están representados por los nitruros, de los cuales el amoníaco es prácticamente el más importante;
  • Los compuestos de nitrógeno en estado de oxidación -2 son menos típicos, representados por pernitruros , de los cuales el pernitruro de hidrógeno más importante es N 2 H 4 , o hidrazina (también hay un pernitruro de hidrógeno extremadamente inestable N 2 H 2 , diimida );
  • Compuestos de nitrógeno en estado de oxidación -1: NH 2 OH ( hidroxilamina ) - una base inestable utilizada, junto con sales de hidroxilamonio, en síntesis orgánica;
  • Compuestos nitrogenados en estado de oxidación +1: óxido nítrico (I) N 2 O (óxido nitroso, gas de la risa), ácido nitroso ;
  • Compuestos nitrogenados en estado de oxidación +2: óxido nítrico (II) NO (monóxido de nitrógeno), ácido nítrico ;
  • Compuestos nitrogenados en estado de oxidación +3: óxido nítrico (III) N 2 O 3 (sesquióxido de nitrógeno, trióxido de dinitrógeno), ácido nitroso , derivados del anión NO 2 - , trifluoruro de nitrógeno (NF 3 );
  • Compuestos nitrogenados en estado de oxidación +4: óxido nítrico (IV) NO 2 (dióxido de nitrógeno, gas pardo);
  • Compuestos nitrogenados en estado de oxidación +5: óxido nítrico (V) N 2 O 5 (pentóxido de dianitrógeno), ácido nítrico , sus sales - nitratos y otros derivados, así como tetrafluoroamonio NF 4 + y sus sales.

Aplicación

Nitrógeno gaseoso

El uso industrial del gas nitrógeno se debe a sus propiedades inertes. El nitrógeno gaseoso es a prueba de fuego y explosión, previene la oxidación, la descomposición. En la industria petrolera, el nitrógeno gaseoso se utiliza para garantizar una perforación segura y se utiliza en el proceso de reacondicionamiento y mantenimiento de pozos. Además, el gas nitrógeno a alta presión se utiliza en métodos gaseosos para mejorar la recuperación de petróleo . En la industria petroquímica, el nitrógeno se utiliza para purgar tanques y tuberías, probar el funcionamiento de tuberías bajo presión y aumentar la producción de depósitos. En la minería, el nitrógeno se puede utilizar para crear un entorno a prueba de explosiones en las minas, para reventar capas de rocas y para extinguir incendios endógenos. En la fabricación de productos electrónicos, el nitrógeno se usa para purgar áreas donde el oxígeno oxidante no puede estar presente. Si la oxidación o la descomposición es un factor negativo en un proceso de aire tradicional, el nitrógeno puede reemplazar con éxito el aire.

El gas nitrógeno llena las cámaras de los neumáticos del tren de aterrizaje de los aviones . Además, el inflado de neumáticos con nitrógeno se ha vuelto popular recientemente entre los entusiastas de los automóviles, aunque no hay pruebas inequívocas de la eficacia del uso de nitrógeno en lugar de aire para inflar los neumáticos de los automóviles.

Nitrógeno líquido

El nitrógeno líquido se utiliza como refrigerante y para crioterapia .

Un área importante de aplicación del nitrógeno es su uso para la síntesis posterior de una amplia variedad de compuestos que contienen nitrógeno, como amoníaco , fertilizantes nitrogenados , explosivos , colorantes , etc. Más de 3/4 del nitrógeno industrial se utiliza para la síntesis de amoníaco [4] .

Se utilizan grandes cantidades de nitrógeno en la producción de coque (“apagado seco del coque”) cuando se descarga el coque de las baterías de los hornos de coque, así como para “comprimir” el combustible en los cohetes desde los tanques hasta las bombas o los motores.

En la industria alimentaria, el nitrógeno está registrado como aditivo alimentario E941 , como medio gaseoso para envasado y almacenamiento, refrigerante, y el nitrógeno líquido se utiliza en el envasado de aceites y bebidas no carbonatadas para crear una sobrepresión y una atmósfera inerte en recipientes blandos.

El nitrógeno líquido a menudo se muestra en las películas como una sustancia que puede congelar instantáneamente objetos lo suficientemente grandes. Este es un concepto erróneo generalizado. Incluso congelar una flor lleva mucho tiempo. Esto se debe en parte a la muy baja capacidad calorífica del nitrógeno. Por la misma razón, es muy difícil enfriar, digamos, cerraduras a -196 ° C y romperlas de un solo golpe.

Un litro de nitrógeno líquido, al evaporarse y calentarse hasta 20 °C, forma aproximadamente 700 litros de gas. Por esta razón, el nitrógeno líquido se almacena en recipientes a presión criogénicos o Dewar aislados al vacío especiales de tipo abierto. El principio de extinción de incendios con nitrógeno líquido se basa en el mismo hecho. Al evaporarse, el nitrógeno desplaza el oxígeno necesario para la combustión y el fuego se detiene. Dado que el nitrógeno, a diferencia del agua, la espuma o el polvo, simplemente se evapora y desaparece, la extinción de incendios con nitrógeno  es el mecanismo de extinción de incendios más eficaz en términos de conservación de objetos de valor.

La congelación de nitrógeno líquido de seres vivos con la posibilidad de su posterior descongelación es problemática. El problema radica en la incapacidad de congelar (y descongelar) a la criatura lo suficientemente rápido como para que la heterogeneidad de la congelación no afecte sus funciones vitales. Stanislav Lem, fantaseando sobre este tema en el libro "Fiasco", ideó un sistema de congelación de nitrógeno de emergencia, en el que una manguera con nitrógeno, golpeando los dientes, se clavó en la boca del astronauta y se le suministró una abundante corriente de nitrógeno.

Como aditivo de aleación del silicio, forma un compuesto de nitruro de silicio (cerámica) de alta resistencia , que tiene una alta viscosidad y resistencia.

Marcas de cilindros

Los cilindros de nitrógeno producidos en Rusia, de acuerdo con los requisitos de PB 03-576-03, deben pintarse de negro con una franja marrón e inscripción amarilla [14] . GOST 26460-85 no requiere una tira, pero la inscripción debe contener información sobre la pureza del nitrógeno (pureza especial, alta pureza, alta pureza) .

Peligro para la salud

NFPA 704
Diamante de cuatro colores NFPA 704 0 3 0

En condiciones normales, el nitrógeno no es tóxico, pero a presión atmosférica elevada puede causar intoxicación por nitrógeno . La mayoría de los compuestos de nitrógeno representan un grave peligro para la salud. El nitrógeno pertenece a la tercera clase de peligro.

Comentarios

  1. ↑ El rango de valores de masa atómica se indica debido a la heterogeneidad de la distribución de isótopos en la naturaleza.

Notas

  1. ↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang‑Kun Zhu. Pesos atómicos de los elementos 2011 (Informe Técnico IUPAC  )  // Química Pura y Aplicada . - 2013. - Vol. 85 , núm. 5 . - P. 1047-1078 . -doi : 10.1351 / PAC-REP-13-03-02 .
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  4. ↑ 1 2 3 Azot // Kazajstán. Enciclopedia Nacional . - Almaty: Enciclopedias kazajas , 2004. - T. I. - ISBN 9965-9389-9-7 .  (CC POR SA 3.0)
  5. ↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Rulev, Alexander. Nitrógeno trivial paradójico // Ciencia y vida . - 2019. - Nº 3. - S. 40-43.
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  12. ↑ Manual de solubilidad / Resp. edición Kafarov V. V .. - M-L: Editorial de la Academia de Ciencias de la URSS, 1961. - T. 1 Libro. 1. - 960 págs.
  13. ↑ Átomo de nitrógeno .
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Literatura

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  • Akhmetov N. S. Química general e inorgánica. - 5ª ed., rev. - M.: Escuela Superior, 2003. - ISBN 5-06-003363-5 ;
  • Gusakova NV Química del medio ambiente. - Rostov n/D: Phoenix, 2004. - ISBN 5-222-05386-5 . - (Educación más alta).
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  • Trifonov D. N., Trifonov V. D. Cómo se descubrieron los elementos químicos. - M.: Educación, 1980;
  • Manual de un químico. - 2ª ed. - T. 1. - M.: Química, 1966.

Enlaces

 Sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev
  una 2                             3 cuatro 5 6 7 ocho 9 diez once 12 13 catorce quince dieciséis 17 Dieciocho
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