QUÍMICA: NITROGENO Símbolo: N Peso atómico: 14.008 Número atómico: 7

QUÍMICA: NITROGENO
Símbolo: N
Peso atómico: 14.008
Número atómico: 7
Densidad:0.81 gr./ml
Historia del Nitrógeno
Fue descubierto, aislado y estudiado por Rutherford en 1772 estudiando la respiración. Scheele y Lavoisier
demostraron su existencia libre en el aire y la proporción en volumen en que se encuentra en este, mezclado
con el oxigeno 4/5 partes. Primeramente fue llamado ázoe en griego significa sin vida, mas tarde fue llamado
nitrógeno del latín nitrum recordando que este es componente esencial del salitre o nitro.
Estado Natural
Abunda en el aire al estado libre; combinado se encuentra en el salitre de potasio KNO3 y en el nitro de Chile
NaNO3 Es constituyente esencial del protoplasma celular, por lo que se encuentra en toda materia viviente.
Toda la materia fósil y el carbón de hulla lo contienen en grandes cantidades también en combinación.
Ciclo biológico del Nitrógeno
El nitrógeno libre o atmosférico no es utilizable por los seres vivos animales o plantas. Las leguminosas como
el chicharo, fríjol, haba, alfalfa lo fijan del aire a merced a la presencia de unas bacterias de unas bacterias
nitrificantes que se encuentran en los nódulos radicales. Por otro lado las descargas eléctricas combinan el N
atmosférico con el O dando compuestos solubles y asimilables capaces de fertilizar el suelo al ser absorbido
por las raíces de las plantas.
Con esto se forman las albúminas vegetales que a su vez son tomadas por los animales y por el hombre
eliminando la parte no asimilable en forma de heces fecales.
De las materias fecales y cuerpos en descomposición el N de las combinaciones orgánicas se transforma en N
libre gracias al fenómeno de la desnitrificación por cierto grupo de bacterias o se transforma en amoniaco que
por oxidación de nitratos o nitritos solubles que aprovechan las plantas repitiéndose constantemente el ciclo.
Para devolver el N a las plantas se usa como mas común el abono, o desperdicios de rastros entre otros.
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Propiedades
Es un gas incoloro e insípido, muy poco soluble en el agua 1.5 : 100, en vol. A 20°C mas ligero que el aire, es
licuable y solidificadle permaneciendo incoloro siempre en dichos estados. Su molécula es diatomica;
funciona con 3 y 5. Presenta gran inercia química: es decir, reacciona directamente con mucha dificultad
necesitándose siempre el concurso de alguna forma de energía. No arde, ni soporta la combustión, ni es apto
para la respiración.
Por la acción de chispas eléctricas se une al H directamente dando amoniaco el proceso es reversible.
3H2 + N2 2NH3
Todos los nitruros al ser tratados por el agua, se decomponen dando el hidróxido respectivo y desprendiendo
amoniaco.
Mg3N2 + 6H20 3Mg(OH) 2 + 2NH3
Obtencion
La industria lo obtiene retirando el O del aire por alguna substancia capaz de combinarse con él y dejando
intacto al N.
En la actualidad se obtiene por destilación fraccionada del aire liquido, obteniéndose al mismo tiempo
oxigeno.
En el laboratorio se parte del nitrito amónico que al ser calentado ligeramente se descompone y deja en
libertad al N. La reacción es peligrosa y por ello la experiencia debe hacerse con mucho cuidado.
Usos
La mayor parte del nitrógeno utilizado en la industria química se obtiene por destilación fraccionada del aire
líquido, y se usa para sintetizar amoníaco. A partir de este amoníaco se preparan una gran variedad de
productos químicos, como fertilizantes, ácido nítrico, urea, hidracina y aminas. También se usa el amoníaco
para elaborar óxido nitroso (N2O), un gas incoloro conocido popularmente como gas de la risa. Este gas,
mezclado con oxígeno, se utiliza como anestésico en cirugía.
El nitrógeno líquido tiene una aplicación muy extendida en el campo de la criogenia como agente enfriante. El
nitrógeno líquido se vierte como agua para enfriar un dispositivo electrónico a 77 K (−196 °C). Se produce
por licuación del aire y se emplea como refrigerante criogénico de bajo costo. Puede almacenarse durante
periodos prolongados en recipientes especiales denominados termos o frascos Dewar. El nitrógeno líquido
tiene muchas aplicaciones, desde la ultracongelación de alimentos a la eliminación de verrugas. Los bancos de
semen utilizan nitrógeno líquido para conservar el material genético. Los laboratorios de investigación lo
emplean para atrapar materiales volátiles. Frecuentemente, la refrigeración con nitrógeno líquido es el punto
de partida para alcanzar temperaturas más bajas usando helio líquido. Su uso se ha visto incrementado con la
llegada de los materiales cerámicos que se vuelven superconductores en el unto de ebullición del nitrógeno.
Contaminación
La aportación de grandes cantidades de nitrógeno reactivo a los suelos y a las aguas tiene muchas
consecuencias nocivas para el medio ambiente, problemas que van desde los sanitarios de determinadas
regiones hasta cambios que afectan a todo el planeta y se extienden, en sentido muy literal, desde las
profundidades de la Tierra hasta las alturas estratosféricas. Los grandes niveles de nitratos pueden originar
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metahemoglobinemia, una afección infantil mortal, también conocida como la enfermedad de los niños
azules: se les ha relacionado también epidemiológicamente con algunos cánceres. La lixiviación de los
nitratos, que son muy solubles y pueden contaminar severamente tanto los suelos como las aguas superficiales
de las zonas donde se abone intensamente, es un asunto que viene perturbando las regiones agrícolas desde
hace más de treinta años. El nitrógeno que termina llegando a las lagunas, los lagos y las bahías oceánicas
suele causar eutrofización, es decir, la abundancia en las aguas de un nutriente cuya concentración previa era
escasa. El resultado es que las algas y las cianobacterias encuentran pocas restricciones para crecer; su
posterior descomposición priva de oxígeno a otras criaturas y produce la reducción (o la eliminación) de
determinadas especies de peces y crustáceos. La eutrofización constituye una plaga de las zonas
sobrecargadas de nitrógeno, como son el brazo de mar de Long Island en el estado de Nueva York, la bahía de
San Francisco en California o enormes zonas del mar Báltico.
El exceso de fertilizantes no sólo perjudica al suelo y al agua, puesto que el uso creciente de abonos
nitrogenados ha contribuido también a enviar más óxido nitroso a la atmósfera. Las concentraciones de este
gas, generadas por la acción de las bacterias sobre los nitratos del suelo, son todavía relativamente bajas, pero
se trata de un producto que interviene en dos procesos preocupantes. La reacción del óxido nitroso con el
oxígeno excitado contribuye a la destrucción del ozono de la estratosfera (donde estas moléculas sirven de
pantalla reflectora frente a los peligrosos rayos ultravioleta), mientras que más abajo, en la troposfera,
promueve el calentamiento excesivo producido por el efecto invernadero. La vida media del óxido nitroso
atmosférico es superior a un siglo, al tiempo que sus moléculas absorben la radiación unas doscientas veces
mejor que las de dióxido de carbono.
Todavía hay más perturbaciones atmosféricas debidas a la liberación de óxido nítrico por las bacterias que
actúan sobre el nitrógeno de los abonos. El óxido nítrico (producido en cantidades todavía mayores en los
procesos de combustión) reacciona con otros agentes contaminantes en presencia de la luz solar y produce una
neblina o smog fotoquímico. Aunque la deposición de productos nitrogenados procedentes de la atmósfera
pudiera tener efectos fertilizantes beneficiosos en algunos bosques y praderas, dosis mayores podrían
sobrecargar los ecosistemas sensibles.
Cuando se empezó a sacar partido de los abonos nitrogenados sintéticos no pudo preverse ninguno de estos
ultrajes al medio ambiente. Más sorprendente resulta que estas perturbaciones reciban muy poca atención
incluso en la actualidad, sobre todo comparada con la que se dedica al aumento del dióxido de carbono en la
atmósfera. A pesar de todo, la introducción de nitrógeno reactivo a esta escala significa otro inmenso y
peligroso experimento geoquímico, igual que la liberación de dióxido de carbono procedente de los
combustibles fósiles.
Bibliografía:
Encarta 2001
Química General autor Figueroa Manuel editorial porrua 2ª edicion año 1985 pag 180
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