Nitrógeno


Símbolo: N
Clasificación: Elementos nitrogenoides Grupo 15 No metal
Número Atómico: 7
Masa Atómica: 14,0067
Número de protones/electrones: 7
Número de neutrones (Isótopo 14-N): 7
Estructura electrónica: [He] 2s2 2p3
Electrones en los niveles de energía: 2, 5
Números de oxidación: -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5
Electronegatividad: 3,04
Energía de ionización (kJ.mol-1): 1400
Afinidad electrónica (kJ.mol-1): -7
Radio atómico (pm): 74
Radio iónico (pm) (carga del ion): 171 (-3)

Entalpía de fusión (kJ.mol-1): 0,36
Entalpía de vaporización (kJ.mol-1): 2,7885
Punto de Fusión (ºC): -210,00
Punto de Ebullición (ºC): -195,8
Densidad (kg/m3): 1,2506; (0 ºC)
Volumen atómico (cm3/mol): 15,92
Estructura cristalina: Hexagonal
Color: Incoloro
Propiedades comparadas



Isótopos: Dos isótopos naturales: 14-N (99,634%) y 15-N (0,366%). Trece isótopos inestables cuyo período de semidesintegración oscila entre 11 milisegundos (12-N) y 9,965 minutos (13-N).
Descubierto en: 1772
Descubierto por: C. Scheele y D. Rutherford
Fuentes: Atmósfera: destilación del aire líquido.
Usos: El nitrógeno líquido se usa como refrigerante. Atmósfera inerte en lámparas y relés, en la industria electrónica, industria del acero. Productos agrícolas. Propelente en aerosoles y extintores, en industria del petróleo.
Curiosidades sobre el elemento: Descubierto por Daniel Rutherford en 1772. Casi al mismo tiempo, Scheele, Cavendish, Priestley y otros estudiaron "el aire quemado o deflogistado" como se denominaba el aire sin oxígeno. Lavoisier lo denominó azote (sin vida); de este nombre derivan otros todavía en uso: azida, hidracina,..... El nombre de nitrógeno (formador de nitratos) fue propuesto por J. Chaptal. Fue licuado por primera vez en 1877 por L. Cailletet.
Componente esencial de los seres vivos (animales y plantas) lo contienen en forma de proteínas y ácidos nucleicos; como consecuencia, en los buenos suelos hay hasta 30 toneladas/hectárea de combinaciones nitrogenadas: en la corteza terrestre se encuentra en un 1,9x10-3% en peso. En volumen el 78% de la atmósfera es nitrógeno (75% en peso); la atmósfera de Marte, en comparación, sólo tiene 2,6% de nitrógeno. El ciclo del nitrógeno se produce en la parte superior de la corteza terrestre y la atmósfera y consiste en una serie de reacciones mediante las cuales dicho elemento es lenta, pero continuamente, reciclado en la atmósfera, litosfera e hidrosfera: Las moléculas de N2 y O2 que colisionan en las proximidades de un rayo pueden producir NO (óxido nítrico), que es bastante reactivo, por lo que reacciona con O2 y forma NO2, que se disuelve en el agua de lluvia y cae a la tierra siendo utilizado por las bacterias para producir sustancias asimilables por las plantas.
Las moléculas de nitrógeno son las responsables del tono rojo-anaranjado, verde azulado, azul-violeta y violeta de la aurora. En la corteza terrestre superior (incluyendo atmósfera e hidrosfera) constituye el 0,25% en peso. En forma atómica se encuentra en las capas superiores de la atmósfera, al disociarse las moléculas por acción de la luz ultravioleta. Los minerales nitrogenados son relativamente escasos, debido a que la molécula de nitrógeno es muy inerte, siendo el más abundante el nitrato de Chile (NaNO3).
De la atmósfera (su fuente inagotable) se obtiene por licuación y destilación fraccionada. Hay otros procedimientos: combustión de carbón con oxígeno del aire. Para obtenerlo muy puro se puede utilizar la descomposición térmica (70ºC) del nitrito amónico en disolución acuosa o la descomposición de amoníaco (1000ºC) en presencia de níquel en polvo.
A temperatura ambiente, es un gas incoloro, inodoro e insípido, no combustible, diamagnético. Es más ligero que el aire. A 0ºC se disuelven en agua 0,023 volúmenes/% de nitrógeno; la solubilidad del O2 es el doble y, por consiguiente, la presión parcial del oxígeno en el agua es superior a la del nitrógeno, lo que es esencial para los seres vivos acuáticos.
Presenta todos los estados de oxidación entre -3 y +5.
Es bastante inerte, ya que la molécula es muy estable. Cuando se calienta nitrógeno se combina directamente con litio, magnesio o calcio formando nitruros; también lo hace con óxidos metálicos y con el carbono; cuando una mezcla de nitrógeno con oxígeno se somete a un descarga eléctrica se forma primero óxido nítrico (NO) y después dióxido (NO2); cuando se calienta a presión con hidrógeno y un catalizador se obtiene amoníaco (NH3)(Proceso Haber-Bosch). El amoníaco es un fertilizante y puede oxidarse a ácido nítrico (Proceso Ostwald). La industria de producción de amoníaco (y derivados) es el principal consumidor de nitrógeno.
En estado líquido también es incoloro e inodoro y se parece al agua.
El nitrógeno sólido es incoloro y presenta dos formas alotrópicas, pasando de la forma a (cúbica) a la b (hexagonal) por encima de -237,54ºC.
El nitrógeno atómico, que se forma mediante descargas eléctricas en una atmósfera de nitrógeno, es muy reactivo: reacciona a temperatura ambiente con metales y no metales.
Se utilizan grandes cantidades de nitrógeno en la industria electrónica para crear atmósferas inertes en la producción de transistores, diodos, etc. En la industria del petróleo para incrementar la presión en los pozos y forzar la salida del crudo. También en expulsar el aire de tanques de combustible parcialmente llenos y como propelente de aerosoles y extintores.
El nitrógeno líquido se usa como refrigerante: congelado por inmersión y transporte de alimentos congelados.
Sus compuestos son numerosísimos y se encuentran en alimentos, venenos, fertilizantes y explosivos:
El amoníaco se usa como fertilizante en forma de sales amónicas, urea y cianamida. Como refrigerante está desplazando a los hidrocarburos halogenados.
El ácido nítrico (líquido incoloro) que se obtiene a partir del amoníaco, es un ácido fuerte y oxidante poderoso y se emplea en la fabricación de nitratos, nitración de sustancias orgánicas. Los nitratos de sodio y potasio que se han formado por descomposición de materia orgánica reaccionando con compuestos de los metales, se encuentran en ciertas áreas desérticas en gran cantidad y se utilizan como abonos. Son muy solubles.
Entre los óxidos destaca el NO2 usado en anestesia.
Los cianuros se emplean grandes cantidades en la producción de acero templado y otros productos: se sumerge el acero caliente en cianuro de sodio fundido y así se forma una capa superficial extremadamente dura de hierro con átomos intersticiales de nitrógeno y carbono.
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©Antonio Jiménez