Nitrógeno l. Estudio General. QUÍM.

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Química

Es un gas identificado como elemento químico independiente por D. Rutherford, químico y botánico inglés, en 1772, quien demostró que es incapaz de sostener la vida y las combustiones, debido a la gran estabilidad y a su escaso poder de reacción. Lavoisier lo llamó aire mefítico, y más tarde ázoe (sin vida), nombre con el que se le conoce en Francia (azote). En 1823 se propuso el nombre de n., debido a que se encontraba en el nitro o salitre (N03K). Ocupa el primer lugar en el grupo V del sistema periódico y es el único elemento de este grupo que es gaseoso en estado libre. Forma parte de tan pocos minerales que en la práctica no puede utilizarse más que el n. atmosférico; la atmósfera es la principal fuente de este elemento, ya que se encuentra en el aire mezclado con otros elementos en la proporción de un 78,03% en volumen y un 75,58% en peso. Los principales productos naturales que contienen n. son el salitre, N03K, y el nitrato sódico o nitrato de Chile, N03Na. Es un elemento esencial en las proteínas de los animales y las plantas. También se encuentra en la naturaleza como resultado de la descomposición de la materia orgánica, en forma de amoniaco (v.) y de sales amónicas. No existen apenas organismos superiores que puedan obtener n. para su conformación directamente a partir del aire; excepto algunas plantas de la familia de las leguminosas, todos los demás seres lo adquieren a partir de otros de orden biológico inferior (v. II).

Obtención. A escala industrial, se obtiene a partir del aire líquido mediante una destilación fraccionada. Se somete el aire a una serie de compresiones y expansiones rápidas, con lo que se llega a enfriar lo suficiente para licuarse. Cuando se deja que el aire líquido se caliente, empiezan a hervir en primer lugar el helio y el neón y a continuación destila el n. Por tanto, se puede recoger separándolo de los demás componentes del aire. Como residuo quedan el oxígeno y otros gases nobles (v. GASES II). El n. así obtenido puede utilizarse directamente o bien comprimirlo vendiéndolo en balas, o puede licuarse nuevamente y redestilarlo cuando se desee obtener muy puro para trabajos especiales de laboratorio. En menor escala, puede obtenerse en el laboratorio haciendo pasar aire sobre cobre calentado al rojo, el cuaj se apodera del oxígeno formándose Cu0 sólido. A partir de sus compuestos, el procedimiento más sencillo consiste en calentar una disolución de cloruro amónico, CINH4, y nitrito sódico, N02Na, con nitrito amónico, N02NH4, compuesto inestable que se descompone fácilmente en n. y agua según la reacción:

N02NH4calor --i 2H20+N2.

Propiedades. El n. en su estado elemental es diatómico cuando se encuentra en estado gaseoso. La distancia internuclear de 1,095 A entre los dos núcleos de n. indica la presencia de un triple enlace entre los dos átomos adquiriendo, por tanto, una configuración electrónica : N: : : N: . Esta estructura está de acuerdo con la elevada energía de disociación de la molécula N2 (225 Kcal/mol) y con su gran estabilidad, ya que a 3.5000C únicamente el 5% de las moléculas de n. se hallan disociadas. Como consecuencia, este gas es el elemento más inactivo a excepción de los gases nobles. Desde un punto de vista físico, se trata de un gas incoloro e inodoro, difícil de condensar, poco soluble en el agua, con un punto de fusión de -210° C, y un punto de ebullición de-195,80 C, cuya densidad en estado líquido es de 0,808 g/cc. En la naturaleza son posibles dos isótopos- N14 NI4 y NIS, existiendo también una serie de radioisótopos que, por tener periodos muy cortos de semidesintegración, no tienen valor prácticamente (v. IsóTOPOS). A pesar de su elevada estabilidad, cuando se le somete a la acción de descargas eléctricas en tubos a baja presión se produce una sustancia químicamente activa y una luminiscencia amarilla, que dura varias horas, cuyo espectro indica la presencia de especies moleculares. El n. activado es más reactivo que el ordinario, pero aún no se tiene la seguridad de si esta mayor reactividad se debe a la presencia de n. atómico o a la de moléculas excitadas energéticamente.

Reacciones y compuestos derivados. La reacción de combinación directa con el hidrógeno da lugar a la formación de amoniaco mediante el equilibrio

N2+3H2 ;~=t 2NH3+calor.

Aun cuando la reacción es exotérmica, favoreciéndose la formación de amoniaco, a bajas temperaturas y presión ordinaria y en ausencia de catalizadores, la velocidad de la reacción es tan lenta que no se puede utilizar como proceso de síntesis de amoniaco, por lo que en el procedimiento industrial de Haber se emplean temperaturas entre 400-600° C y presiones de 100 a 400 atm. en presencia de catalizadores metálicos, obteniéndose rendimientos elevados. Otros compuestos hidrogenados del n. son la hidracina, N2H4, el ácido nitrohídrico, N3H, la hidroxilamina, NH20H, y otros hidruros (v.) más o menos complejos y dé menor importancia.

El n. da lugar a una amplia gama de compuestos oxigenados, todos ellos endotérmicos y, por tanto, inestables, que se descomponen a temperaturas más o menos altas. De entre ellos los más importantes son: el óxido nitroso, N20, que es un gas incoloro de punto de ebullición -88,15° C y que se puede obtener calentando el nitrato amónico:N03NH4 -> N20+2H20.

El óxido nitroso se descompone a 500° C según la reacción

2N20 -> 2N2+02.

El óxido nítrico, NO, es un importante producto intermedio en la fabricación del ácido nítrico (v. ÁCIDOS v). Puede obtenerse por unión directa de los elementos a alta temperatura; se trata de un gas de punto de ebullición -151,74° C, y es posiblemente el más estable de estos óxidos, pues a altas temperaturas no se descompone. Es bastante reactivo desde el punto de vista químico, y con el oxígeno se combina lentamente en frío dando lugar a dióxido de n.

El sexquióxido es muy inestable, N203, y sólo existe puro en forma sólida (punto de fusión -103° C). Se obtiene en forma líquida por condensación de una mezcla equimolecular de NO y N02 a 20° C. Se encuentra parcialmente disociado en sus óxidos componentes incluso en estado líquido. Muy importantes son el dióxido y el tetróxido, de fórmulas N02 y N204, respectivamente. El N204 es en realidad el dímero del dióxido, y se forma a bajas temperaturas. Se comportan como el anhídrido mixto de los ácidos nitroso y nítrico, y en presencia de agua fría producen una mezcla de estos ácidos. Al reaccionar el dióxido con disoluciones alcalinas resultan las sales correspondientes a los ácidos (v. NITRATOS Y NITRATOS). El pentóxido de n., N205, es el anhídrido correspondiente al ácido nítrico y es un sólido blanco que se puede obtener por deshidratación del ácido con pentóxido de fósforo:

N03H+P205 --> P03H+N205.

Las combinaciones del n. con los metales y algunos no metales se conocen como nitruros. Los nitruros pueden ser iónicos, como los de los metales alcalinos, principalmente el de litio NLi3, los metales alcalino-térreos, los metales de la familia del cinc y de la familia del torio; covalentes o volátiles como los de carbono, boro y aluminio; los metales de transición forman nitruros marcadamente distintos de los dos tipos indicados, la mayoría son de naturaleza intersticial, es decir, contienen átomos de n. en los espacios de la red metálica, se caracterizan por poseer altos puntos de fusión, dureza, brillo metálico, conductividad eléctrica y gran inercia química.

El n. está presente en gran cantidad de compuestos orgánicos, como son aminas (v.), amidas (v.), nitrilos (v.), aminoácidos (v.), nitroderivados (v.), etc.

C. MENDOZA OCHARAN.

BIBL.: J. KLEINBERG, W. J. ARGERSINGER y E. GRISWOLD, Química Inorgánica, Barcelona 1963; E. HUTCHINSON, Química. Los Elementos y sus Reacciones, Barcelona 1960; T. MOELLER, Química Inorgánica, Barcelona 1961.