Muchos compuestos de importancia industrial, como elamoniaco, el ácido nítrico, los nitratos orgánicos (propulsores yexplosivos) y elcianuro, contienen nitrógeno. El fortísimotriple enlace del nitrógeno elemental (N≡N), el segundo enlace más fuerte de cualquiermolécula diatómica después delmonóxido de carbono (CO),[2] domina la química del nitrógeno. Esto provoca dificultades tanto para los organismos como para la industria a la hora de convertir el N2 encompuestos útiles, pero al mismo tiempo significa que la quema, la explosión o la descomposición de los compuestos de nitrógeno para formar gas nitrógeno liberan grandes cantidades de energía a menudo útil. El amoniaco y los nitratos producidos sintéticamente sonfertilizantes clave para la industria, y los nitratos de los fertilizantes soncontaminantes clave en laeutrofización de los sistemas acuáticos.
Aparte de su uso en fertilizantes y almacenes de energía, el nitrógeno es un constituyente de compuestos orgánicos tan diversos como elKevlar utilizado en tejidos de alta resistencia y elcianoacrilato utilizado en elsuperglue. El nitrógeno es un constituyente de todas las principales clases de fármacos, incluidos losantibióticos. Muchos fármacos son imitaciones oprofármacos de las moléculas naturales de señalización celular que contienen nitrógeno: por ejemplo, los nitratos orgánicosnitroglicerina ynitroprusiato controlan la presión arterial al metabolizarse en óxido nítrico. Muchas drogas notables que contienen nitrógeno, como lacafeína natural y lamorfina o lasanfetaminas sintéticas, actúan sobre los receptores de losneurotransmisores animales.
Los compuestos de nitrógeno tienen una historia muy larga, ya que elcloruro de amonio era conocido porHeródoto. Ya eran bien conocidos en la Edad Media. Los alquimistas conocían el ácido nítrico comoaqua fortis (agua fuerte), así como otros compuestos nitrogenados como las sales deamonio y las sales denitrato. La mezcla de ácido nítrico yclorhídrico era conocida comoagua regia (agua real), célebre por su capacidad para disolver eloro, el rey de los metales.[3]
El descubrimiento del nitrógeno se atribuye al médico escocésDaniel Rutherford en 1772, que lo llamóaire nocivo.[4][5] Aunque no lo reconoció como una sustancia química totalmente diferente, lo distinguió claramente del"aire fijo", o dióxido de carbono, de Joseph Black.[6] El hecho de que había un componente del aire que no soportaba lacombustión estaba claro para Rutherford, aunque no era consciente de que fuera un elemento. El nitrógeno también fue estudiado casi al mismo tiempo porCarl Wilhelm Scheele,[7]Henry Cavendish,[8] yJoseph Priestley,[9] que se refirió a él comoaire quemado oteoría del flogisto. El químico francésAntoine Lavoisier se refirió al gas nitrógeno como "airemefítico" oazote, de la palabraάζωτικός delgriego. (azotikos), "sin vida", debido a que es mayoritariamenteinerte.[10][11] En una atmósfera de nitrógeno puro, los animales morían y las llamas se extinguían. Aunque el nombre de Lavoisier no fue aceptado en inglés, ya que se señaló que casi todos los gases (de hecho, con la única excepción del oxígeno) son mefíticos, se utiliza en muchos idiomas (francés, italiano, portugués, polaco, ruso, albanés, turco, etc. El alemánStickstoff también hace referencia a la misma característica, es decir,ersticken "ahogar o asfixiar") y aún permanece en inglés en los nombres comunes de muchos compuestos de nitrógeno, como lahidracina y los compuestos del ionazida. Finalmente, dio lugar a la denominación "pnicógenos" para el grupo encabezado por el nitrógeno, del griego πνίγειν "ahogar".[3]
La palabra inglesa nitrogen (1794) entró en la lengua a partir del francésnitrogène, acuñado en 1790 por el químico francésJean-Antoine Chaptal (1756-1832),[12] del francésnitre (nitrato de potasio, también llamadosalitre) y el sufijo francés-gène, "producir", delgriego -γενής (-genes, "engendrado"). El significado de Chaptal era que el nitrógeno es la parte esencial delácido nítrico, que a su vez se producía a partir delnitrato de potasio. En épocas anteriores, el nitro se había confundido con el "natrón" egipcio (carbonato de sodio) - llamado νίτρον (nitrón) en griego - que, a pesar del nombre, no contenía nitrato.[13]
Las primeras aplicaciones militares, industriales y agrícolas de los compuestos de nitrógeno utilizaban el salitre (nitrato de sodio o nitrato de potasio), sobre todo en lapólvora, y posteriormente comofertilizante. En 1910,Lord Rayleigh descubrió que una descarga eléctrica en el gas nitrógeno producía "nitrógeno activo", unmonoatómicoalótropo del nitrógeno.[14] La "nube arremolinada de luz amarilla brillante" producida por su aparato reaccionó conmercurio para producirnitruro de mercurio explosivo.[15]
Durante mucho tiempo, las fuentes de compuestos de nitrógeno fueron limitadas. Las fuentes naturales procedían de la biología o de depósitos de nitratos producidos por reacciones atmosféricas. Lafijación de nitrógeno mediante procesos industriales como elproceso Frank-Caro (1895-1899) y elproceso Haber-Bosch (1908-1913) aliviaron esta escasez de compuestos nitrogenados, hasta el punto de que la mitad de la producción mundial dealimentos depende ahora de los fertilizantes nitrogenados sintéticos.[16] Al mismo tiempo, el uso delmétodo de Ostwald (1902) para producir nitratos a partir de la fijación industrial del nitrógeno permitió la producción industrial a gran escala de nitratos comomateria prima en la fabricación deexplosivos en laGuerra Mundial del siglo XX.[17][18]
Las formas de los cinco orbitales ocupados en nitrógeno. Los dos colores muestran la fase o el signo de la función de onda en cada región. De izquierda a derecha: 1s, 2s (corte para mostrar la estructura interna), 2px, 2py, 2pz.
Un átomo de nitrógeno tiene siete electrones. En el estado básico, están dispuestos en la configuración electrónica 1s2 2s2 2p1 x2p1 y2p1 z. Por lo tanto, tiene cincoelectrones de valencia en los orbitales 2s y 2p, tres de los cuales (los electrones p) no están apareados. Tiene una de las más altaselectronegatividades entre los elementos (3,04 en la escala de Pauling), solo superada por elcloro (3,16), eloxígeno (3,44), y elflúor (3.98). (Losgases nobles ligeros,helio,neón yargón, presumiblemente también serían más electronegativos, y de hecho están en la escala de Allen.)[19] Siguiendo las tendencias periódicas, suradio covalente de 71 pm es menor que los delboro (84 pm) y delcarbono (76 pm), mientras que es mayor que los del oxígeno (66 pm) y el flúor (57 pm). El aniónnitruro, N3-, es mucho mayor, con 146 pm, similar al delóxido. (O2-: 140 pm) y delfluoruro (F-: 133 pm).[19] Las tres primeras energías de ionización del nitrógeno son 1,402, 2,856 y 4,577 MJ-mol-1, y la suma de la cuarta y la quinta es de 16,920 MJ-mol-1}. Debido a estas cifras tan elevadas, el nitrógeno no tiene una química catiónica simple.[20]
La falta de nodos radiales en la subesfera 2p es directamente responsable de muchas de las propiedades anómalas de la primera fila del bloque p, especialmente en el nitrógeno, eloxígeno y elflúor. La subcáscara 2p es muy pequeña y tiene un radio muy similar a la cáscara 2s, facilitando lahibridación orbital. También da lugar a fuerzas electrostáticas de atracción muy grandes entre el núcleo y los electrones de valencia de las cáscaras 2s y 2p, dando lugar a electronegatividades muy altas. Lahipervalencia es casi desconocida en los elementos 2p por la misma razón, ya que la alta electronegatividad hace difícil que un pequeño átomo de nitrógeno sea un átomo central en unEnlace de tres centros y cuatro electrones, ya que tendería a atraer los electrones fuertemente hacia sí mismo. Así, a pesar de la posición del nitrógeno en la cabeza del grupo 15 de la tabla periódica, su química muestra enormes diferencias con la de sus congéneres más pesadosfósforo,arsénico,antimonio ybismuto.[21]
Tabla de nucleidos (diagrama de Segrè) desde el carbono hasta el flúor (incluido el nitrógeno). El naranja indica emisión de protones (nucleidos fuera de la línea de goteo de protones); rosa para la emisión de positrones (desintegración beta inversa); negro para nucleidos estables ; azul para la emisión de electrones (desintegración beta); y violeta para la emisión de neutrones (nucleidos fuera de la línea de goteo de neutrones). El número de protones aumenta subiendo por el eje vertical y el número de neutrones va hacia la derecha en el eje horizontal.
El nitrógeno tiene dosisótopos estables:14N y15N. El primero es mucho más común, constituyendo el 99,634 % del nitrógeno natural, y el segundo (que es ligeramente más pesado) constituye el 0,366 % restante. Esto lleva a un peso atómico de alrededor de 14,007 u.[19] Ambos isótopos estables se producen en elciclo CNO en lasestrellas, pero el14N es más común, ya que su captura de neutrones es el paso que limita la velocidad.14N es uno de los cinconúclidos impares estables (un nucleido que tiene un número impar de protones y neutrones); los otros cuatro son2H,6Li,10B y180mTa.[22]
La abundancia relativa de14N y15N es prácticamente constante en la atmósfera, pero puede variar en otros lugares, debido al fraccionamiento isotópico natural de las reaccionesredox biológicas y a la evaporación delamoniaco natural o delácido nítrico.[23] Reacciones mediadas biológicamente (por ejemplo,asimilación,nitrificación, ydesnitrificación) controlan fuertemente la dinámica del nitrógeno en elsuelo Estas reacciones típicamente resultan en el enriquecimiento de15N delsustrato y el agotamiento delproducto.[24]
El isótopo pesado15N fue descubierto por primera vez por S. M. Naudé en 1929, poco después de que se descubrieran los isótopos pesados de los elementos vecinosoxígeno ycarbono.[25] Presenta una de las secciones transversales de captura de neutrones térmicos más bajas de todos los isótopos.[26] Se utiliza frecuentemente enresonancia magnética nuclear (RMN) para determinar las estructuras de las moléculas que contienen nitrógeno, debido a su espín nuclear fraccionario de la mitad, que ofrece ventajas para la RMN, como una anchura de línea más estrecha. El14N, aunque también es utilizable en teoría, tiene un espín nuclear entero de uno y, por lo tanto, tiene un momento cuadrupolar que conduce a espectros más amplios y menos útiles.[19] La RMN del15N tiene, sin embargo, complicaciones que no se encuentran en la espectroscopia de RMN del1H y del13C, más comunes. La baja abundancia natural de15N (0,36 %) reduce significativamente la sensibilidad, un problema que se ve agravado por su bajarelación giromagnética, (solo el 10,14 % de la de1H). Como resultado, la relación señal-ruido para1H es unas 300 veces mayor que la de15N a la misma intensidad de campo magnético.[27] Esto puede aliviarse en cierta medida mediante el enriquecimiento isotópico de15N por intercambio químico o destilación fraccionada. Los compuestos enriquecidos con15N tienen la ventaja de que, en condiciones estándar, no sufren el intercambio químico de sus átomos de nitrógeno con el nitrógeno atmosférico, a diferencia de los compuestos con isótopos dehidrógeno, carbono y oxígeno marcados que deben mantenerse alejados de la atmósfera.[19] La relación15N:14N se utiliza habitualmente en el análisis de isótopos estables en los campos de lageoquímica, lahidrología, lapaleoclimatología y lapaleoceanografía, donde se denominaδ15N.[28]
La aplicación comercial más importante del nitrógeno diatómico es la obtención deamoniaco por elproceso de Haber. El amoniaco se emplea con posterioridad en la fabricación defertilizantes yácido nítrico.
Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como elnitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación depólvora) y elnitrato de amonio fertilizante.
El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el delcarbono, dado que está presente en la atmósfera no solo como N2 (78 %), sino también en una gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente comoN2O,NO yNO2, los llamadosNOx. También forma otras combinaciones con oxígeno tales comoN2O3 yN2O5 (anhídridos), "precursores" de los ácidosnitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoniaco (NH3), compuesto gaseoso en condiciones normales.
Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para crear atmósferas protectoras y como gascriogénico para obtener temperaturas del orden de 78 K de forma sencilla y económica. Inclusive se utiliza para inflar losneumáticos en los trenes de aterrizaje de los aviones, evitando condensación de agua a grandes alturas o su combustión al aterrizar.[29]
Se considera que el nitrógeno (dellatínnitrum -i, a su vez delgriegoνίτρον, "nitro" -nombre que históricamente se ha usado en forma vaga para referirse a diversos compuestos desodio y depotasio que contienen nitrógeno-, y-geno, de la raízgriegaγεν-, "generar"; es decir, "que generasalitre"[30]) fue descubierto formalmente porDaniel Rutherford en 1772, al dar a conocer algunas de sus propiedades (lo llamó "aireflogisticado", en función de lo que observó en su experimento de ese año[31]). Sin embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudioCarl Wilhelm Scheele, quien lo aisló,Henry Cavendish yJoseph Priestley.
El nitrógeno es un gas tan inerte queAntoine Lavoisier se refería a él con el nombreazote, del griegoázoe, que significa "sin vida"[32][33] (o tal vez lo llamó así por no ser apto para respirar[34]). Se clasificó entre losgases permanentes, sobre todo desde queMichael Faraday no consiguió verlo líquido a 50atmósferas (atm) y –110 °C hasta los experimentos deRaoul Pictet yLouis Paul Cailletet, quienes en 1877 consiguieron licuarlo.
El nitrógeno es el componente principal de la atmósfera terrestre (78,1 % en volumen) y se obtiene para usos industriales de la destilación del aire líquido. Está presente también en los restos de animales, por ejemplo elguano, usualmente en la forma deurea,ácido úrico y compuestos de ambos. Por deficiencia causa falta de relajación de los músculos, problemas en el sistema cardiovascular, en el nervioso central y periférico.
También ocupa el 3 % de la composición elemental del cuerpo humano.
Se han observado compuestos que contienen nitrógeno en el espacio exterior y el isótopo Nitrógeno-14 se crea en los procesos defusión nuclear de lasestrellas.
La mayor parte del nitrógeno utilizado en la industria química se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido, y se usa para sintetizar amoniaco. A partir de este amoniaco se preparan una gran variedad de productos químicos.
Con elhidrógeno forma elamoniaco (NH3), losnitritos (NO2), losnitratos (NO3), losácidos nítricos (HNO3), lahidracina (N2H4) y el aziduro de hidrógeno (N3H, también conocido comoazida de hidrógeno o ácido hidrazoico). El amoniaco líquido,anfótero como el agua, actúa como una base en una disolución acuosa, formando ionesamonio (NH4+), y se comporta como un ácido en ausencia de agua, cediendo un protón a una base y dando lugar al aniónamida (NH2). Se conocen largas cadenas y compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy inestables.
Con los halógenos forma:NF3,NF2Cl, NFCl2, NCl3,NBr3.6 NH3, NI3.6 NH3, N2F4,N2F2 (cis y trans), N3F, N3Cl, N3Br y N3I.
Con el oxígeno forma varios óxidos que ya hemos nombrado: el nitroso o gas de la risa, el nítrico y el dióxido de nitrógeno. Son producto de procesos de combustión contribuyendo a la aparición de episodios contaminantes de smog fotoquímico. Otros óxidos son el trióxido de dinitrógeno (N2O3) y el pentóxido de dinitrógeno (N2O5), ambos muy inestables y explosivos.
El nitrógeno es un componente esencial de losaminoácidos y losácidos nucleicos vitales para los seres vivos. De todos los nutrientes minerales, es el que mayor efecto tiene en el crecimiento de las plantas y, por lo tanto, en laproductividad primaria de los ecosistemas, lo que afecta a su vez a todos los organismos que dependen de ellas:[35] El aumento en el rendimiento de las cosechas a partir de que se comenzaron a utilizar fertilizantes nitrogenados en el siglo XIX lo demuestra.[36] A pesar de la gran cantidad de nitrógeno atmosférico, este elemento es limitante: pocos organismos pueden asimilarlo en esta forma. Las plantas solamente pueden asimilarlo eficientemente en forma de iones deamonio (NH4+) onitrato (NO3-), aunque también pueden absorber pequeñas cantidades de aminoácidos y urea.[37]
Algunas plantas han establecido relaciones simbióticas con hongos y procationtes capaces de reducir el nitrógeno atmosférico aamonio, a cambio de lo cual reciben moléculas energéticas de la planta hospedera. El nitrógeno reducido es así incorporado a lacadena trófica (véase también elciclo del nitrógeno). Quizás el caso más conocido sea el de las bacterias del géneroRhizobium con lasleguminosas, pero también existen asociaciones con bacterias del géneroFrankia e inclusive algunascianobacterias. Finalmente, también algunos hongos, llamados ectomicorrízicos, extienden sus filamentos más allá del alcance de las raíces, formando micorrizas que hacen más eficiente la absorción de nitritos, nitratos y amonio del suelo en ambientes limitantes.[38]
Existen dos isótopos estables del nitrógeno,14N y15N, siendo el primero —que se produce en elciclo carbono-nitrógeno de lasestrellas— el más común sin lugar a dudas (99,634 %). Se ha logrado sintetizar diez isótopos de nitrógeno de los cuales, el13N tiene unperiodo de semidesintegración de nueve minutos. En el resto de isótopos, el periodo de semidesintegración es menor a 10 segundos, e incluso algún isótopo tiene un periodo de semidesintegración mucho menor al segundo.
Las reacciones biológicas de nitrificación y desnitrificación influyen de manera determinante en la dinámica del nitrógeno en elsuelo, casi siempre produciendo un enriquecimiento en N-15 del sustrato.
Los fertilizantes nitrogenados son una importante fuente decontaminación del suelo y de las aguas. Los compuestos que contienen iones de cianuro forman salesextremadamente tóxicas y sonmortales para numerosos animales, entre ellos losmamíferos. Elamoniaco también es altamente tóxico.
Las moléculas de nitrógeno, en estado natural, se encuentran principalmente en el aire. En el agua y en los suelos el nitrógeno puede ser encontrado compuesto, en forma de nitratos y nitritos.
Los humanos han cambiado radicalmente las proporciones naturales de nitratos y nitritos, mayormente debido a la aplicación de estiércoles que contienen nitrato. El nitrógeno es emitido en grandes cantidades por las industrias. A lo largo de la historia, se nota un incremento de la presencia de nitratos y nitritos en el suelo y en el agua como consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del nitrógeno. Esto se refleja en un incremento de la concentración de nitrógeno en las fuentes utilizadas para consumo humano, y por ende también en el agua potable.
Los nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud humana. Estos son los efectos más comunes:[39]
Tiene reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución en la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito)
Provoca la disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)
Ocasiona un bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)
Favorece la producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las causas más comunes de cáncer. (nitratos y nitritos)
Desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho más importante que el nitrógeno. En 1987,Salvador Moncada descubrió que este era un mensajero vital del cuerpo para la relajación de los músculos, y hoy se sabe que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema inmunitario, elsistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxido-nítrico sintasa, es abundante en el cerebro.[40]
Aunque el óxido nítrico tiene una vida relativamente corta, se puede difundir a través de las membranas para llevar a cabo sus funciones. En 1991, un equipo encabezado por K. E. Anderson del hospital universitario de Lund, Suecia, demostró que el óxido nítrico activa la erección por medio de la relajación del músculo que controla el flujo de sangre en el pene. La droga Viagra trabaja liberando óxido nítrico para producir el mismo efecto.[41]
↑Rutherford, Daniel (1772) "Dissertatio Inauguralis de aere fixo, aut mephitico]" (Disertación inaugural sobre el aire [llamado] fijo o mefítico), disertación de doctorado, Universidad de Edimburgo, Escocia. Traducción al inglés:Dobbin, Leonard (1935). «Daniel Rutherford's inaugural dissertation».Journal of Chemical Education12 (8): 370-75.Bibcode:1935JChEd..12..370D.
↑Aaron J. Ihde, The Development of Modern Chemistry, Nueva York 1964.
↑Carl Wilhelm Scheele,Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer [Tratado químico sobre el aire y el fuego] (Upsala, Suecia: Magnus Swederus, 1777; y Leipzig, (Alemania): Siegfried Lebrecht Crusius, 1777). En la sección titulada "Die Luft muß aus elastischen Flüßigkeiten von zweyerley Art, zusammengesetzet seyn". (El aire debe estar compuesto por fluidos elásticos de dos clases), pp. 6-14, Scheele presenta los resultados de ocho experimentos en los que se hizo reaccionar el aire con diversas sustancias. Concluyó (p. 13): "Así veo yo en los experimentos realizados, que el aire está compuesto por dos fluidos diferentes, de los cuales el primero no tiene el efecto del flogisto, y el segundo tiene la misma fuerza de atracción, y está compuesto por el 3:10 y el 4:10 de la masa de aire total". (Así veo [esto] por los experimentos [que se] realizaron: que el aire consiste en dos fluidos [que] difieren entre sí, de los cuales el uno no expresa en absoluto la propiedad de atraer el flogisto; el otro, sin embargo, es capaz de tal atracción y que constituye entre 1/3 y 1/4 de la masa total del aire).
↑Priestley, Joseph (1772). «Observations on different kinds of air».Philosophical Transactions of the Royal Society of London62: 147-256.S2CID186210131. ;ver p. 225.
↑Lavoisier, Antoine con Robert Kerr, trans.,Elements of Chemistry, 4ª ed. (Edimburgo, Escocia: William Creech, 1799). (Edimburgo, Escocia: William Creech, 1799), pp. 85-86.[p. 85]: "Al reflexionar sobre las circunstancias de este experimento, percibimos fácilmente; que el mercurio, durante su calcinación [es decir, su tostado en el aire], absorbe la parte salubre y respirable del aire, o, para hablar más estrictamente, la base de esta parte respirable; que el aire restante es una especie de mefitis [es decir, un gas venenoso emitido por la tierra], incapaz de soportar la combustión o la respiración; ... "[p. 86]: "Más adelante demostraré que, al menos en nuestro clima, el aire atmosférico está compuesto de aire respirable y mefítico, en la proporción de 27 y 73; ..."
↑Lavoisier, Antoine con Robert Kerr, trans.,Elements of Chemistry, 4ª ed., Edimburgo, Escocia: William Kerr. (Edimburgo, Escocia: William Creech, 1799),p. 101: "Siendo hasta ahora poco conocidas las propiedades químicas de la parte nociva del aire atmosférico, nos hemos conformado con derivar el nombre de su base de su conocida cualidad de matar a los animales que se ven obligados a respirarlo, dándole el nombre deazot, de la partícula privativa griega α y ξωη,vita; de ahí que el nombre de la parte nociva del aire atmosférico seagas azótico. "
↑Chaptal, J. A. y Nicholson, William trans. (1800)Elements of Chemistry, 3ª ed. Londres, Inglaterra: C.C. y J. Robinson, vol. 1.pp. xxxv-xxxvi: "Para corregir la Nomenclatura sobre este punto [es decir, a este respecto], no es necesario más que sustituir a [es decir, por] esta palabra una denominación que se derive del sistema general utilizado; y he presumido de proponer la de Gas Nitrógeno. En primer lugar, se deduce de la propiedad característica y exclusiva de este gas, que forma el radical del ácido nítrico. Por este medio conservaremos a las combinaciones [es decir, a los compuestos] de esta sustancia las denominaciones recibidas [es decir, prevalecientes], como las de Ácido Nítrico, Nitratos, Nitritos, &c."
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