Nitrogen

De Viquipèdia

Carboni - Nitrogen - Oxigen N    P   Taula completa
General
Nom, símbol, nombre	Nitrogen, N, 7
Sèrie química	No metalls
Grup, període, bloc	15, 2 , p
Densitat, duresa Mohs	1,2506 kg/m3, sense dades
Aparença	Incolor
Propietats atòmiques
Pes atòmic	14,0067 uma
Radi mig †	65 pm
Radi atòmic calculat	56 pm
Radi covalent	75 pm
Radi de Van der Waals	155 pm
Configuració electrònica	[He]2s22p3
Estats d'oxidació (òxid)	±3, 5, 4, 2 (àcid fort)
Estructura cristal·lina	Hexagonal
Propietats físiques
Estat de la matèria	Gas
Punt de fusió	63,14 K
Punt d'ebullició	77,35 K
Entalpia de vaporització	2,7928 kJ/mol
Entalpia de fusió	0,3604 kJ/mol
Pressió de vapor	__ Pa a ___ K
Velocitat del so	334 m/s a 298,15 K
Informació diversa
Electronegativitat	3,04 (Pauling)
Calor específica	1040 J/(kg·K)
Conductivitat elèctrica	__ 106/m·Ω
Conductivitat tèrmica	0,02598 W/(m·K)
1r potencial d'ionització	1402,3 (kJ/mol)
2n potencial d'ionització	2856 (kJ/mol)
3r potencial d'ionització	4578,1 (kJ/mol)
4t potencial d'ionització	7475 (kJ/mol)
5è potencial d'ionització	9444,9 (kJ/mol)
6è potencial d'ionització	53266,6 (kJ/mol)
7è potencial d'ionització	64360 (kJ/mol)
Isòtops més estables
iso. AN (%) Període de semidesintegració MD ED (MeV) PD 13N Sintètic 9,965 m ε 2,220 13C 14N 99,634 N és estable amb 7 neutrons 15N 0,366 N és estable amb 8 neutrons
Valors en el SI d'unitats i en CNPT (0º C i 1 atm), excepte quan s'indica el contrari. †Calculat a partir de distintes longituds d'enllaç covalent, metàl·lic o iònic.

El nitrogen és l'element químic de símbol N, nombre atòmic 7 i massa atòmica 14,00674 u. En condicions normals, el nitrogen elemental és un gas diatòmic incolor, inodor, insípid i majoritàriament inert, que constitueix el 78% del volum de l'atmosfera terrestre.

Molts compostos d'importància industrial, com ara l'amoníac, l'àcid nítric, els nitrats orgànics (propergols i explosius) i els cianurs, contenen nitrogen. L'enllaç extremament forta del nitrogen elemental domina la química del nitrogen, fent que resulti difícil tant pels organismes com per la indústria transformar l'N₂ en compostus útils, i alliberant grans quantitats d'energia quan aquests compostos es cremen o es degraden en gas nitrogen.

El nitrogen fou descobert per Daniel Rutherford, un metge escocès, l'any 1772. El nitrogen és present en tots els éssers vius. És un element constituent dels aminoàcids, i per tant de les proteïnes, així com dels àcids nucleics (l'ADN i l'ARN). Es troba a l'estructura química de gairebé tots els neurotransmissors, i és un component definidor dels alcaloides, molècules biològiques produïdes per nombrosos organismes.

Taula de continguts 1 Història 2 Propietats 2.1 Isòtops 2.2 Espectre electromagnètic 2.3 Reaccions 3 Abundància 4 Aplicacions 5 Abundància i obtenció 6 Compostos 7 Rol biològic 8 Precaucions 9 Referències 10 Bibliografia 11 Enllaços externs

[edita] Història

Formalment es considera que el nitrogen (del llatí nitrogenium, en què nitrum (del grec nitron) significa "salpetre" (vegeu nitre), i genes significa "generador") fou descobert per Daniel Rutherford el 1772, que l'anomenà "aire nociu" o "aire fix". El fet que una part de l'aire no sostenia la combustió era ben conegut per aquest químic de finals del segle XVIII. El nitrogen també estava sent estudiat més o menys al mateix temps per Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish i Joseph Priestley, que s'hi referien com a "aire cremat" o "aire flogisticat". El gas nitrogen era prou inert com perquè Antoine Lavoisier s'hi referís com a "aire mefític" o "azot", del mot grec άζωτος (azotos), que significa "sense vida". Els animals hi morien, i era el principal component de l'aire en què els animals s'asfixiaven i les flames s'havien extingit. El nom de Lavoisier pel nitrogen s'utilitza en francès i italià, i en català encara s'utilitza en els noms comuns de molts compostos, com ara la hidrazina i compostos de l'ió azida. A l'edat mitjana ja es coneixien compostos de nitrogen. Els alquimistes coneixien l'àcid nítric com a aqua fortis ("aigua forta"). La mescla dels àcids hidroclòric i nítric era coneguda com a aqua regia ("aigua reial"), preuada per la seva capacitat de dissoldre l'or (el "rei" dels metalls). Els primers usos militars, industrials i agriculturals de compostos de nitrogen incloïen els usos del salpetre (nitrat de sodi o nitrat de potassi), notablement en la pòlvora i, molt més tard, com a fertilitzant.

[edita] Propietats

El nitrogen és un no metall amb una electronegativitat de 3,04. Té cinc electrons al seu nivell exterior, i per tant és trivalent en la majoria de compostos. L'enllaç triple del nitrogen molecular (N₂) és el més fort de la natura. La dificultat conseqüent per convertir N₂ en altres compostos, així com la facilitat (i l'alliberament associat de grans quantitats d'energia) de convertir compostos de nitrogen en N₂ elemental, han dominat el rol del nitrogen tant en la natura com en l'activitat econòmica humana.

A la pressió atmosfèrica, el nitrogen molecular es condensa (es torna líquid) a 77 K (−195,8 °C) i és congelat a 63 K (−210.0 °C) en la seva forma beta al·lotròpica cristal·lina hexagonal empaquetada compacta. Per sota de 35,4 K (−237,6 °C) el nitrogen assumeix la seva forma alfa al·lotròpica cristal·lina cúbica. El nitrogen líquid, un líquid que s'assembla a l'aigua, però amb una densitat del 80,8% de la de l'aigua (la densitat del nitrogen líquid al seu punt d'ebullició és de 0,808 g/mL), és un criogen comú.

S'han produït al·lòtrops inestables de nitrogen formats per més de dos àtoms de nitrogen al laboratori, com ara N₃ i N₄.^[1] A pressions extremament elevades (1,1 milions d'atmosferes) i temperatures altes (2.000 K), com les que es poden produir en una cel·la de diamants, el nitrogen es polimeritza en la seva estructura cristal·lina gauche cúbica d'enllaç únic. Aquesta estructura és similar a la del diamant, i ambdós tenen enllaços covalents extremament forts. A l'N₄ se li dóna el sobrenom de "diamant de nitrogen".^[2]

[edita] Isòtops

Article principal: Isòtops del nitrogen

Hi ha dos isòtops estables de nitrogen: ¹⁴N and ¹⁵N. De llarg, el més comú és ¹⁴N (99,634%), que és produït al cicle CNO a l'interior de les estrelless. Dels deu isòtops produïts sintèticament, ¹³N té una semivida de deu minuts, i els altres tenen semivides d'aproximadament segons o menys. Les reaccions biològicament mediades (com l'assimilació, la nitrificació i la desnitrificació) controlen fermament la dinàmica del nitrogen al sòl. Aquestes reaccions solen resultar en un enriquiment amb ¹⁵N del substrat i una depleció del producte.

Les reaccions biològiques de nitrificació i desnitrificació influeixen de manera determinant en la dinàmica del nitrogen en el sòl, quasi sempre produint un enriquiment en N-15 del substrat.

Un 0,73% del nitrogen molecular de l'atmosfera de la terra es compon de l'isotopòleg ¹⁴N¹⁵N i gairebé tota la resta és ¹⁴N₂. El radioisòtop ¹⁶N és el radionúclid dominant al refrigerant dels reactors d'aigua a pressió durant la seva operació normal. És produït a partir de ¹⁶O (en aigua) mitjançant la reacció (n,p). Té una curta semivida d'aproximadament 7,1 s, però durant la seva desintegració en ¹⁶O produceix radiació gamma d'alta energia (5-7 MeV). A causa d'això, cal restringir l'accés als conductes primaris de refrigerant durant l'operació dels reactors.^{[3] 16}N és un dels mitjans principals fets servir per detectar fins i tot fuites petites del refrigerant primari al cicle del vapor secundari.

[edita] Espectre electromagnètic

El nitrogen molecular (¹⁴N₂) és en gran part transparent a la radiació infraroja i visible, car és una molècula homonuclear i manca de moment dipolar per acoblar-se a la radiació electromagnètica a aquestes longituds d'ona. Es produeix una absorció significativa a longituds d'ona d'ultraviolat extrem, a partir d'aproximadament 100 nanòmetres. Això està associat amb transicions electròniques a la molècula a estats en què la càrrega no està distribuïda de manera uniforme entre els àtoms de nitrogen. L'absorció del nitrogen possibilita una absorció significativa de la radiació ultraviola a l'atmosfera superior de la Terra, igual que a l'atmosfera d'altres planetes. Per motius similars, els làsers de nitrogen emeten típicament llum a l'espectre ultraviolat.

El nitrogen també contribueix a l'air glow visible de l'atmosfera superior de la Terra, a través de l'excitació d'impacte dels electrons seguida per la seva emissió. Aquesta lluentor visible blava (visible a l'aurora polar i en la lluentor provocada per la reentrada de naus espacials) típicament no és el resultat de nitrogen molecular, sinó d'àtoms lliures de nitrogen que es combinen amb oxigen per formar òxid nítric (NO).

[edita] Reaccions

El nitrogen generalment no és reactiu en condicions estàndard de pressió i temperatura. N₂ reacciona espontàniament amb pocs reactius, sent resistent als àcids i bases, així com els oxidants i la majoria de reductors. Quan el nitrogen reacciona espontàniament amb un reactiu, la transformació neta sovint rep el nom de fixació del nitrogen.

El nitrogen reacciona amb el liti elemental en condicions estàndard de pressió i temperatura.^[4] El liti crema en una atmosfera d'N₂ per formar nitrur de liti:

6 Li + N₂ → 2 Li₃N

El magnesi també crema en nitrogen, formant nitrur de magnesi.

3 Mg + N₂ → Mg₃N₂

N₂ forma una variatet d'adductes amb els metalls de transició. El primer exemple d'un complex dinitrogen és [Ru(NH₃)₅(N₂)]²⁺ (vegeu la figura de la dreta). Actualment, aquests compostos són nombrosos, i en són altres exemples IrCl(N₂)(PPh₃)₂, W(N₂)₂(Ph₂CH₂CH₂PPh₂)₂ i [(η⁵-C₅Me₄H)₂Zr]₂(μ₂,η²,η²-N₂). Aquests complexos il·lustren com N₂ es pot unir al metall o metalls de la nitrogenasa i el catalitzador en el procés de Haber.^[5] El 2005 es publicà un procés catalític per reduir N₂ en amoníac mitjançant l'ús d'un complex de molibdè en presència d'una font de protons.^[4] (vegeu fixació del nitrogen)

El punt inicial de la producció industrial de compostos de nitrogen és el procés de Haber, en què es fixa nitrogen fent reaccionar N₂ i H₂ sobre un catalitzador d'òxid de ferro (III) (Fe₃O₄) a aproximadament 500 °C i 200 atmosferes de pressió. La fixació biològica de nitrogen en els cianobacteris de vida lliure i als nòduls radicals de les plantes també produeix amoníac a partir de nitrogen molecular. La reacció, que és la font de la majoria del nitrogen de la biosfera, és catalitzada pel complex enzimàtic nitrogenasa, que conté àtoms de Fe i de Mo, utilitzant energia derivada de la hidròlisi d'adenosina trifosfat (ATP) en adenosina difosfat i fosfats inorgànics (−20.5 kJ/mol).

[edita] Abundància

El nitrogen és el constituent individual més important de l'atmosfera de la Terra (78,082% en volum en aire sec, 75,3% en pes en aire sec). És creat a l'interior de les estrelles mitjançant processos de fusió, i es calcula que és el setè element químic en massa a l'univers.^[6] Tanmateix, l'abundància del neó és molt similar i algunes fonts classifiquen el neó setè i el nitrogen vuitè.

Els astrònoms han detectat nitrogen molecular i compostos de nitrogen a l'espai interestel·lar mitjançant el telescopi espacial Far Ultraviolet Spectroscopic Explorer.^[7] El nitrogen molecular és un dels constituents principals de la densa atmosfera del satèl·lit de Saturn Tità, i és present com a element traça en altres atmosferes planetàries.^[8]

El nitrogen està present en tots els éssers vius, en proteïnes, àcids nucleics i altres molècules. Típicament representa més o menys el 4% del pes sec de la matèria vegetal, i aproximadament el 3% del pes del cos humà. És un component important dels excrements animals (com ara el guano), habitualment en forma d'urea, àcid úric, compostos d'amoni i derivats d'aquests productes nitrogenosos, que són nutrients essencials per totes les plantes que són incapaces de fixar el nitrogen atmosfèric.

El nitrogen existeix naturalment en una sèrie de minerals, com ara el salpetre (nitrat de potassi), el nitrat de sodi o el clorur d'amoni. La majoria d'aquests minerals són relativament rars, en part degut a la seva gran solubilitat en aigua.

[edita] Aplicacions

Les molècules de nitrogen atmosfèric són molt poc reactives, però alguns processos naturals el transformen lentament en compostos útils des del punt de vista biològic (i industrial). La capacitat de fixar el nitrogen, és una de les pedres angulars de l'industria química actual, on el nitrogen és convertit en amoníac amb el procés Haber. L'amoníac s'empra amb posterioritat en la fabricació de fertilitzants, o com a percussor de molts d'altres materials, incloent molts explosius, principalment a través de l'obtenció d'àcid nítric (HNO₃) amb el Procés Ostwald.

Les sals del àcid nítric inclouen importants compostos com el nitrat de potassi (nitro o salnitre emprat en la fabricació de pólvora) i el nitrat d'amoni fertilitzant. El nitrat de plata té aplicacions mèdiques. Alguns compostos orgànics nitrogenats, són usats com a explosius, com la nitroglicerina i el trinitrotoluè (TNT). La hidrazina i els seus derivats s'usen com a combustible en coets.

El nitrogen gas, també s'usa, per la seva baixa reactivitat, com a atmosfera inert;

• En tancs d'emmagatzemament de líquids explosius
• Durant la fabricació de components electrònics (transistors, díodes, circuits integrats, etc.)
• En la fabricació de l'acer inoxidable
• Alguns aliments, també s'empaqueten en atmosfera de nitrogen per ralentitzar la degradació d'aquests.
• Es pot usar per a inflar els neumàtics dels automòbils, i reduir així l'oxidació d'aquests.
• S'usa també per a pressuritzar bidons de cervesa, ja que produeix bombolles més petites que el diòxid de carboni.
• En laboratoris químics.

El nitrogen líquid, produït per destil·lació de l'aire líquid, s'usa en criogènia, ja que a pressió atmosfèrica condensa a -195,8 ºC. Quan s'aïlla suficientment, es pot usar com a font de nitrogen gasós, sense requerir tancs pressuritzats. Les seves principals aplicacions són;

• Refrigerant, per a la congelació i el transport de menjar
• També per a la conservació de cossos i cèl·lules reproductives (semen i òvuls) o qualsevol altra mostra biològica.
• Per l'estudi de fenòmens criogènics.
• En dermatologia per a tractar alguns tipus de càncer de pell.

[edita] Abundància i obtenció

El nitrogen és el component principal de l'atmosfera terrestre (78,1% en volum) i s'obté per a usos industrials de la destil·lació de l'aire líquid. Està present també en les restes d'animals, per exemple el guano, usualment en la forma de urea, àcid úric i compostos d'aquests.

S'han observat compostos que contenen nitrogen en l'espai exterior i l'isòtop Nitrogen-14 es crea en els processos de fusió nuclear a les estrelles.

[edita] Compostos

Amb l'hidrogen forma l'amoníac (NH₃) i la hidrazina (N₂H₄). L'amoníac líquid (amfòter com l'aigua) actua com una base en una dissolució aquosa formant cations amoni (NH₄⁺) i es comporta com un àcid en absència d'aigua cedint un protó a una base i donant lloc a l'anió amida (NH₂^-). També es coneixen llargues cadenes i compostos cíclics de nitrogen, però són molt inestables.

Amb l'oxigen forma diversos òxids com el nitrós (N₂O) o gas del riure, l'òxid nítric (NO) i el diòxid de nitrogen (NO₂), aquests dos últims es coneixen conjuntament com NO_x i són producte de processos de combustió contribuint a l'aparició d'episodis contaminants de boira fotoquímica. Altres òxids són el triòxid de dinitrogen (N₂O₃) i el pentòxid de dinitrogen (N₂O₅), estos dos molt inestables i explosius i els oxoàcids respectius són l'àcid nitrós (HNO₂) i l'àcid nítric (HNO₃) que formen, al seu torn, nitrits i nitrats.

[edita] Rol biològic

El nitrogen és component essencial dels aminoàcids i els àcids nucleics, vitals per a la vida. Les llegums i algunes altres plantes anomenades fixadores de nitrogen són capaços d'absorbir el nitrogen directament de l'aire, sent aquest transformat en amoníac i després en nitrat per bacteris que viuen en simbiosi amb la planta en les seves arrels. El nitrat és posteriorment utilitzat per la planta per a formar el grup amino dels aminoàcids de les proteïnes que finalment s'incorporen a la cadena tròfica (vegi's cicle del nitrogen).

Per a la determinació de la quantitat de nitrogen que present en una mostra el mètode més utilitzat és l'anomenat «Nitrogen Total Kjeldhal» (NTK).

[edita] Precaucions

L'alliberament ràpid de gas nitrogen en un recinte tancat pot desplaçar l'oxigen, i per tant és un risc d'asfíxia. Això pot passar amb pocs símptomes d'avís, car el cos carotidi humà és un sistema de detecció d'hipòxia (manca d'oxigen) relativament lent i ineficaç.^[9] Un exemple es produí poc abans del llançament de la primera missió del transbordador espacial el 1981, quan dos tècnics perderen la consciència i moriren després d'entrar en un recinte situat a la plataforma mòbil de llançament del transbordador que estava pressuritzat amb nitrogen pur com una precaució contra els incendis. Els tècnics haurien pogut abandonar el recinte si haguessin experimentat símptomes primerencs de respirar nitrogen.

Quan se l'inhala a una pressió parcial elevada (més d'uns 4 bars, una pressió que es dóna a profunditats de més de 30 metres en el submarinisme), el nitrogen comença a actuar com a agent anestètic. Pot causar mal de fondària, un estat temporal semianestetitzat d'impediment mental similar a la que causa l'òxid nitrós.^[10][11]

El nitrogen també es dissol al flux sanguini i els greixos corporals. Una descompressió ràpida (particularment quan els bussos ascendeixen massa ràpid, o els astronautes que descomprimeixen massa ràpidament de la pressió de cabina a la pressió del vestit espacial) pot provocar un trastorn potencialment fatal conegut com a malaltia per descompressió, quan es formen bombolles de nitrogen al flux sanguini, els nervis, les articulacions i altres àrees sensibles o vitals.^[12][13] Altres gasos inerts (tots els gasos tret del diòxid de carboni i l'oxigen) causen els mateixos efectes amb les bombolles que se'n componen, de manera que la substitució del nitrogen en gasos respirables pot evitar el mal de fondària, però no evita la malaltia per descompressió.^[14]

Els fertilitzants nitrogenats són una important font de contaminació del sòl i de les aigües. Els compostos que contenen l'ió cianur formen sals extremadament tòxiques i són mortals per a nombrosos animals, entre ells els mamífers.

[edita] Referències

[edita] Bibliografia

• Garrett, Reginald H.; Grisham, Charles M.. Biochemistry, 2a. Fort Worth: Saunders College Publ., 1999. ISBN 0030223180. 
• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press, 1984. ISBN 0080220576. 
• «Nitrogen». Los Alamos National Laboratory, 20-10-2003.

[edita] Enllaços externs

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Nitrogen

• Enciclopedia Libre (castellà)
• WebElements.com - Nitrogen (anglès)
• EnvironmentalChemistry.com - Nitrogen (anglès)
• It's Elemental - Nitrogen (anglès)
• Schenectady County Community College - Nitrogen (anglès)