Hidruros [ editar ]
Industrialmente, el amoníaco (NH 3 ) es el compuesto de nitrógeno más importante y se prepara en cantidades más grandes que cualquier otro compuesto, ya que contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir de precursor de los alimentos y los fertilizantes. Es un gas alcalino incoloro con un olor acre característico. La presencia de enlacesde hidrógeno tiene efectos muy significativos en el amoníaco, confiriéndole sus puntos de alta fusión (-78 ° C) y punto de ebullición (-33 ° C). Como líquido, es un solvente muy bueno con un alto calor de vaporización (que permite su uso en matraces de vacío), que también tiene una baja viscosidad y conductividad eléctrica y una alta constante dieléctrica., y es menos densa que el agua. Sin embargo, el enlace de hidrógeno en NH 3 es más débil que en H 2 O debido a la baja 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 amida, NH -
2.. Por lo tanto, se somete a la auto-disociación, similar al agua, para producir amonio y amida. El amoníaco se quema en el aire u oxígeno, aunque no fácilmente, para producir gas nitrógeno; se quema 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 conducir a una mezcla de productos. El amoniaco reacciona al calentarse con metales para dar nitruros. [46]
4 . También puede actuar como un ácido extremadamente débil, perdiendo un protón para producir el anión amida, NH -
2.. Por lo tanto, se somete a la auto-disociación, similar al agua, para producir amonio y amida. El amoníaco se quema en el aire u oxígeno, aunque no fácilmente, para producir gas nitrógeno; se quema 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 conducir a una mezcla de productos. El amoniaco reacciona al calentarse con metales para dar nitruros. [46]
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 al amoníaco y también a la hidracina. La hidracina es un líquido humeante e incoloro 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 3). A pesar de ser un compuesto endotérmico, es cinéticamente estable. Se quema rápida y completamente en 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. [47] También se usa comúnmente como combustible para cohetes. [48]
La hidracina se produce generalmente por reacción de amoníaco con hipoclorito de sodio alcalino en presencia de gelatina o pegamento: [47]
- NH 3 + OCl - → NH 2 Cl + OH -
- NH 2 Cl + NH 3 → N
2 H+
5 + Cl-(lento) - norte
2 H+
5 + OH-→ N2H4+ H2O (rápido)
(Los ataques de hidróxido y amoniaco pueden invertirse, pasando así a través de la NHCl intermedio - . Vez) La razón de la adición de gelatina es que elimina los iones de metal tales como Cu 2+ que cataliza la destrucción de hidrazina por reacción con cloramina (NH 2 Cl) para producir cloruro de amonio y nitrógeno. [47]
La azida de hidrógeno (HN 3 ) se produjo por primera vez en 1890 mediante la oxidación de la hidrazina acuosa con 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). Puede considerarse el ácido conjugado del anión azida y es análogo a los ácidos hidrohálicos . [47]
Haluros y oxohalides [ editar ]
Los cuatro trihaluros de nitrógeno simples son conocidos. Se conocen algunos haluros mixtos e hidrohaluros, pero en su mayoría son inestables y poco interesantes: los ejemplos incluyen NClF 2 , NCl 2 F, NBrF 2 , NF 2 H, NCl 2 H y NClH 2 . [49]
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 con mayor facilidad por 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 un agente fluorante, y reacciona con cobre , arsénico, antimonio y bismuto en contacto a altas temperaturas para dar tetrafluorohydrazine (N 2 F 4 ). Los cationes NF +
4 yN
También se conocen2 F+3 (este último de la reacción de tetrafluorohidracina con fuertes aceptores de fluoruro, comoel pentafluoruro de arsénico), como ONF3, que ha despertado interés debido a la corta distancia de NO que implica una doble unión parcial y una unión altamente parcial y polar. Enlace N – F largo. La tetrafluorohidracina, a diferencia de la hidracina en sí, puede disociarse a temperatura ambiente y por encima para dar el radical NF2•. La azida de flúor(FN3) es muy explosiva y térmicamente inestable. El difluoruro de dinitrógeno(N2F2) existe comocisytranstérmicamente interconvertibleisómeros, y se encontró por primera vez como un producto de la descomposición térmica de FN 3 . [49]
4 yN
También se conocen2 F+3 (este último de la reacción de tetrafluorohidracina con fuertes aceptores de fluoruro, comoel pentafluoruro de arsénico), como ONF3, que ha despertado interés debido a la corta distancia de NO que implica una doble unión parcial y una unión altamente parcial y polar. Enlace N – F largo. La tetrafluorohidracina, a diferencia de la hidracina en sí, puede disociarse a temperatura ambiente y por encima para dar el radical NF2•. La azida de flúor(FN3) es muy explosiva y térmicamente inestable. El difluoruro de dinitrógeno(N2F2) existe comocisytranstérmicamente interconvertibleisómeros, y se encontró por primera vez como un producto de la descomposición térmica de FN 3 . [49]
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 el 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 utiliza 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, 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 era conocido anteriormente, es muy sensible a los golpes: puede activarse con el toque de una pluma, cambiando las corrientes de aire, o incluso con partículas alfa . [49] [50] Por esta razón, pequeñas cantidades de triyoduro de nitrógeno a veces se sintetizan como una demostración a los estudiantes de química de la escuela secundaria o como un acto de "magia química". [51] La azida de cloro (ClN 3 ) y la azida de bromo (BrN 3 ) son extremadamente sensibles y explosivas. [52] [53]
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 se pueden producir directamente halogenando óxido nitroso. El fluoruro de nitrosilo (NOF) es incoloro y es un agente fluorante vigoroso. El cloruro de nitrosilo (NOCl) se comporta de manera muy similar y se ha usado a menudo como un disolvente 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 ) también son gases reactivos y agentes halogenantes vigorosos. [49]
Óxidos [ editar ]
El nitrógeno forma nueve óxidos moleculares, algunos de los cuales fueron los primeros gases que se identificaron: N 2 O ( óxido nitroso ), NO ( óxido nítrico ), N 2 O 3 ( trióxido de dinitrógeno ), NO 2 ( dióxido de nitrógeno ), N 2 O 4 ( tetróxido de dinitrógeno ), N 2 O 5 ( dinitrógeno pentóxido ), N 4 O ( nitrosylazide ), [54] y N (NO 2 ) 3 ( trinitramida ). [55]Todos son térmicamente inestables hacia la descomposición de sus elementos. Otro posible óxido que aún no se ha sintetizado es el oxatetrazol (N 4 O), un anillo aromático. [54]
El óxido nitroso (N 2 O), más conocido como gas de risa, se produce por descomposición térmica del nitrato de amoniofundido a 250 ° C. Esta es una reacción redox y, por lo tanto, también se producen óxido nítrico y nitrógeno como subproductos. Se utiliza principalmente como propulsor y agente de aireación para la crema batida enlatada en aerosol , y anteriormente 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 poco reactivo (no reacciona con los halógenos, los metales alcalinos o el ozono).a temperatura ambiente, aunque la reactividad aumenta con el calentamiento) y tiene la estructura asimétrica N – N – O (N≡N + O - ↔ - N = N + = O): por encima de 600 ° C se disocia al romper la N – O más débil enlace. [54]
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. [56] Está formado por oxidación catalítica del amoníaco. Es un gas paramagnético incoloro que, al ser termodinámicamente inestable, se descompone en nitrógeno y oxígeno en 1100–1200 ° C. Su unión es similar a la del nitrógeno, pero se agrega un electrón adicional 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 cisel isómero es más estable) porque en realidad no aumenta el orden de enlace total y porque el electrón no apareado se deslocaliza a través de la molécula de NO, lo que le otorga estabilidad. También hay evidencia de que el 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 están profundamente coloreados. [54]
El trióxido de dinitrógeno azul (N 2 O 3 ) solo está disponible como 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 mediante la descomposición de un nitrato metálico seco. Ambos reaccionan con el 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 muchos cohetes en los Estados Unidos y en la URSS a finales de los años cincuenta. Esto se debe a que es un propulsor hipergólico en combinación con un combustible para cohetes a base de hidracina y se puede almacenar fácilmente ya que es líquido a temperatura ambiente. [54]
El pentóxido de dinitrógeno, muy inestable y muy reactivo (N 2 O 5 ) es el anhídrido del ácido nítrico , y se puede obtener a partir de él por deshidratación con pentóxido de fósforo . Es de interés para la preparación de explosivos. [57] Es un sólido cristalino incoloro, delicuescente y sensible a la luz. En estado sólido es iónico con estructura [NO 2 ] + [NO 3 ] - ; como gas y en solución es molecular O 2 N – O – NO 2 . La hidratación al ácido nítrico se produce fácilmente, al igual que la reacción análoga con el peróxido de hidrógenodando ácido peroxonitric (HOONO 2 ). Es un violento agente oxidante. El pentóxido de dinitrógeno gaseoso se descompone de la siguiente manera: [54]
- N 2 O 5 ⇌ NO 2 + NO 3 → NO 2 + O 2 + NO
- N 2 O 5 + NO NO 3 NO 2
Oxoácidos, oxoaniones y sales de oxoácidos [ editar ]
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. Ácido hyponitrous (H 2 N 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 un pH superior a 4 se produce a través de [HONNO] - a óxido nitroso y al anión hidróxido. Hyponitrites (que involucran la N
El
anión2 O2−2 ) es estable frente a los agentes reductores y más comúnmente actúa como agentes reductores en sí mismos. Son un paso intermedio en la oxidación del amoníaco a nitrito, que ocurre en elciclo del nitrógeno. Hyponitrite puede actuar como un ligando bidentado de puente o quelante. [58]
El
anión2 O2−2 ) es estable frente a los agentes reductores y más comúnmente actúa como agentes reductores en sí mismos. Son un paso intermedio en la oxidación del amoníaco a nitrito, que ocurre en elciclo del nitrógeno. Hyponitrite puede actuar como un ligando bidentado de puente o quelante. [58]
El ácido nitroso (HNO 2 ) no se conoce como un compuesto puro, pero es un componente común en los equilibrios gaseosos y es un reactivo acuoso importante: sus soluciones acuosas se pueden obtener a partir de soluciones de nitrito acuoso frío ( NO -
2 , doblado), acidificantes. Ya a temperatura ambiente, la desproporción a nitrato y óxido nítrico es significativa. Es un ácido débil con p K a 3,35 a 18 ° C. Pueden analizarse de manera titrimétrica mediante 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 al amoníaco con sulfuro de hidrógeno . Sales de hidrazinio N
2 H+
5 reaccionan con ácido nitroso para producir azidas que reaccionan más para dar óxido nitroso y nitrógeno. El nitrito de sodioes levemente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg / kg, pero a menudo se usan pequeñas cantidades para curar la carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano. También se usa para sintetizar hidroxilamina y diazotar aminas aromáticas primarias de la siguiente manera: [58]
2 , doblado), acidificantes. Ya a temperatura ambiente, la desproporción a nitrato y óxido nítrico es significativa. Es un ácido débil con p K a 3,35 a 18 ° C. Pueden analizarse de manera titrimétrica mediante 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 al amoníaco con sulfuro de hidrógeno . Sales de hidrazinio N
2 H+
5 reaccionan con ácido nitroso para producir azidas que reaccionan más para dar óxido nitroso y nitrógeno. El nitrito de sodioes levemente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg / kg, pero a menudo se usan pequeñas cantidades para curar la carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano. También se usa para sintetizar hidroxilamina y diazotar aminas aromáticas primarias de la siguiente manera: [58]
- ArNH 2 + HNO 2 → [ArNN] Cl + 2 H 2 O
El nitrito también es un ligando común que puede coordinarse de cinco maneras. Los más comunes son el nitro (unido al nitrógeno) y el nitrito (unido al oxígeno). El isomerismo nitro-nitrito es común, donde la forma de nitrito suele ser menos estable. [58]
El 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 ácido sulfúrico y ácido clorhídrico ) y fue descubierto por primera vez por los alquimistas en el siglo XIII . Se fabrica por oxidación catalítica de amoníaco 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 americaCada 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 se puede hacer 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 fundirse se descompone espontáneamente en dióxido de nitrógeno, y el ácido nítrico líquido experimenta autoionizaciónen mayor medida que cualquier otro líquido covalente de la siguiente manera: [58]
- 2 HNO 3 ⇌ H
2 NO+
3 +NO-
3 ⇌ H2O + [NO2]++ [NO3]-
Se conocen dos hidratos, HNO 3 · H 2 O y HNO 3 · 3H 2 O, que pueden cristalizarse. Es un ácido fuerte y las soluciones concentradas son agentes oxidantes fuertes, 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 agua 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 de 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: [58]
- HNO 3 + 2 H 2 SO 4 ⇌ NO +
2 + H 3 O + + 2 HSO -
4
Las estabilidades térmicas de los nitratos (que involucran el anión trigonal planar NO -
3 ) dependen de la basicidad del metal, al igual que los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido ( potasio y plomo ), o incluso el propio metal ( plata ) dependiendo de sus estabilidades relativas. El nitrato es también un ligando común con muchos modos de coordinación. [58]
3 ) dependen de la basicidad del metal, al igual que los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido ( potasio y plomo ), o incluso el propio metal ( plata ) dependiendo de sus estabilidades relativas. El nitrato es también un ligando común con muchos modos de coordinación. [58]
Por último, aunque el ácido orthonitric (H 3 NO 4 ), lo que sería análogo a ácido ortofosfórico , no existe, la tetraédrica ortonitrato anión NO 3-
4 se conoce en sus sales de sodio y de potasio: [58]
4 se conoce en sus sales de sodio y de potasio: [58]
![{\ displaystyle {\ ce {NaNO3 {} + Na2O -> [{\ ce {Ag ~ crisol}}] [{\ ce {300 ^ {\ circ} C ~ para ~ 7days}}] Na3NO4}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ec729bc88f520e08fdce8a013dec8ae601d28509)
Estas sales cristalinas blancas son muy sensibles al vapor de agua y al dióxido de carbono en el aire: [58]
- 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 cortas longitudes de enlace N – O, lo que implica un carácter polar significativo para el enlace. [58]
Compuestos orgánicos de nitrógeno [ editar ]
El nitrógeno es uno de los elementos más importantes en la química orgánica . Muchos grupos funcionalesorgánicos implican un enlace carbono-nitrógeno , como amidas (RCONR 2 ), aminas (R 3 N), 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 suele ser trivalente (aunque puede ser tetravalente en sales de amonio cuaternario , R 4 N + ), con un par solitario que puede conferir basicidad al compuesto al estar coordinado con un protón. Esto puede compensarse con otros factores: por ejemplo, las amidas no son básicas porque el par solitario está deslocalizado en un doble enlace (aunque pueden actuar como ácidos a un pH muy bajo, estando protonados en el oxígeno), yel pirrol no es ácido porque el par solitario se deslocaliza como parte de un anillo aromático . [59] La cantidad de nitrógeno en una sustancia química se puede determinar por el método de Kjeldahl . [60] En particular, el nitrógeno es un componente esencial de los ácidos nucleicos , los aminoácidos y, por lo tanto , las proteínas , y la molécula que transporta energía trifosfato de adenosina, por lo que es vital para toda la vida en la Tierra. [59]
Aparición [ editar ]
El nitrógeno es el elemento puro más común en la tierra, que constituye el 78.1% del volumen total de la atmósfera. [3] A pesar de esto, no es muy abundante en la corteza terrestre, constituyendo solo 19 partes por millón , a la par con el niobio , el galio y el litio . Los únicos minerales de nitrógeno importantes son el nitro ( nitrato de potasio , salitre) y el sodanitro ( nitrato de sodio , salitre chileno). 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. [61]
Los compuestos de nitrógeno se intercambian constantemente entre la atmósfera y los organismos vivos. El nitrógeno primero debe procesarse, o " fijarse ", en una forma utilizable por la planta, generalmente amoníaco. Se realiza cierta fijación de nitrógeno mediante rayos que producen los óxidos de nitrógeno, pero la mayoría se realiza mediante bacterias diazotróficas a través de 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 utiliza para sintetizar proteínas. Estas plantas son luego digeridas por animales que usan los compuestos de nitrógeno para sintetizar sus propias proteínas y excretar residuos que contienen nitrógeno. Finalmente, estos organismos mueren y se descomponen, sufriendo oxidación y desnitrificación bacteriana y ambiental., devolviendo dinitrógeno libre a la atmósfera. La fijación industrial de nitrógeno mediante el proceso de Haber se usa principalmente como fertilizante, aunque el exceso de desechos que contienen nitrógeno, cuando se lixivia, conduce a la eutrofización del agua dulce y la creación de zonasmarinas muertas , ya que el crecimiento bacteriano impulsado por nitrógeno agota el oxígeno del agua hasta el punto de que todo Los organismos superiores mueren. Además, el óxido nitroso, que se produce durante la desnitrificación, ataca la capa de ozono atmosférico . [61]
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 en dimetilamina es responsable del olor temprano en peces de agua salada sin refrescar. [62] En los animales, el óxido nítrico de los radicales libres(derivado de un aminoácido ), sirve como una importante molécula reguladora para la circulación. [63]
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, produce la excreción de urea, mientras que el metabolismo animal de los ácidos nucleicos produce la excreción de urea y ácido úrico . El olor característico de la descomposición de la carne animal se debe a la creación de aminas que contienen nitrógeno de cadena larga , como la putrescina y la cadaverina , que son productos de degradación de los aminoácidos ornitina y lisina , respectivamente, en proteínas en descomposición.[64]
Producción [ editar ]
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 por oscilación de presión ). Los generadores de gas nitrógeno que utilizan membranas o adsorción por oscilación de presión (PSA, por sus siglas en inglés) suelen ser más económicos y energéticos que el nitrógeno que se suministra a granel. [65] El nitrógeno comercial es a menudo un subproducto del procesamiento de 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). [66]El nitrógeno de calidad comercial ya contiene a lo sumo 20 ppm de oxígeno, y también se encuentran disponibles grados purificados que contienen como máximo 2 ppm de oxígeno y 10 ppm de argón . [67]
En un laboratorio químico, se prepara tratando una solución acuosa de cloruro de amonio con nitrito de sodio . [68]
- 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 pueden eliminarse pasando el gas a través de ácido sulfúrico acuoso que contiene dicromato de potasio . [68] El nitrógeno muy puro se puede preparar por descomposición térmica de azida de bario o azida de sodio . [69]
- 2 NaN 3 → 2 Na + 3 N 2
Aplicaciones [ editar ]
Gas [ editar ]
Las aplicaciones de los compuestos de nitrógeno son naturalmente muy ampliamente variadas debido al gran tamaño de esta clase: por lo tanto, solo las aplicaciones de nitrógeno puro serán consideradas aquí. Dos tercios del nitrógeno producido por la industria se venden como el gas y el tercio restante como el líquido. El gas se usa principalmente como una atmósfera inerte cada vez que el oxígeno en el aire presenta un riesgo de incendio, explosión u oxidación. Algunos ejemplos incluyen: [67]
- Como una atmósfera modificada , pura o mezclada con dióxido de carbono , para nitrogenar y preservar la frescura de los alimentos envasados o en grandes cantidades (retrasando la rancidez y otras formas de daño oxidativo ). El nitrógeno puro como aditivo alimentario está etiquetado en la Unión Europea con el número EE941. [70]
- En bombillas incandescentes como una alternativa económica al argón . [71]
- En sistemas de extinción de incendios para equipos de tecnología de la información (IT) . [67]
- En la fabricación de acero inoxidable . [72]
- En el caso de endurecimiento del acero por nitruración . [73]
- En algunos aviones, los sistemas de combustible reducen el riesgo de incendio (vea el sistema de inercia ). [74]
- Para inflar los neumáticos de los autos de carrera y los aviones , [75] se reducen los problemas causados por la humedad y el oxígeno en el aire natural. [67]
El nitrógeno se usa comúnmente durante la preparación de la muestra en el análisis químico . Se utiliza 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, dejando el soluto (s) y el solvente no evaporado. [76]
El nitrógeno se puede utilizar como un sustituto, o en combinación con, el dióxido de carbono para presurizar barriles de algunas cervezas , en particular stouts y British cervezas , debido a las pequeñas burbujas que produce, lo que hace que la cerveza dispensado más suave y más embriagador . [77] Una cápsula de nitrógeno sensible a la presión conocida comúnmente como un " widget " permite que las cervezas cargadas con nitrógeno se envasen en latas y botellas . [78] [79] Los tanques de nitrógeno también están reemplazando al dióxido de carbono como la principal fuente de energía para las pistolas de paintball. El nitrógeno debe mantenerse a una presión más alta que el CO 2 , lo que hace que los tanques de N 2 sean más pesados y más caros. [80] El gas nitrógeno se ha convertido en el gas inerte de elección para la asfixia del gas inerte , y está bajo consideración como un reemplazo para la inyección letal en Oklahoma . [81] [82] El gas nitrógeno, formado a partir de la descomposición de la azida de sodio , se utiliza para el inflado de las bolsas de aire . [83]
Líquido [ editar ]
El nitrógeno líquido es un líquido criogénico . Cuando se aísla en recipientes adecuados, como los matraces Dewar , se puede transportar sin mucha pérdida por evaporación . [84]
Al igual que el hielo seco , el uso principal de nitrógeno líquido es como refrigerante . Entre otras cosas, se utiliza en la crioconservación de sangre, células reproductivas ( esperma y huevo ) y otras muestras y materiales biológicos. Se utiliza en el entorno clínico en crioterapia para eliminar quistes y verrugas en la piel. [85] Se utiliza en trampas frías para determinados equipos de laboratorio y para enfriar los detectores de infrarrojos o detectores de rayos X . También se ha utilizado para enfriar las unidades centrales de procesamiento y otros dispositivos en computadoras que tienen overclocking, y que producen más calor que durante el funcionamiento normal. [86] Otros usos incluyen el lijado por congelación y los materiales de maquinado que son blandos o gomosos a temperatura ambiente, que encajan y ensamblan componentes de ingeniería, y más generalmente para alcanzar temperaturas muy bajas cuando sea necesario (alrededor de -200 ° C). Debido a su bajo costo, el nitrógeno líquido también se usa a menudo cuando estas bajas temperaturas no son estrictamente necesarias, como la refrigeración de alimentos, la congelación de ganado de marca , la congelación de tuberías para detener el flujo cuando las válvulas no están presentes y la consolidación de la tierra inestable mediante la congelación cuando la excavación está pasando por debajo.
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