Nitróxeno

Nitróxeno
; 7	N
	N
	P
	Carbono ← Nitróxeno → osíxeno
	Táboa periódica dos elementos
	[[Ficheiro:{{{espectro}}}\|300px\|center]]
	Liñas espectrais do Nitróxeno
Información xeral
Nome, símbolo, número	Nitróxeno, N, 7
Serie química	Non metais
Grupo, período, bloque	15, 2, p
Densidade	1,2506 kg/m3
Dureza	{{{dureza}}}
Aparencia	Incoloro;
N° CAS	7727-37-9
N° EINECS	{{{EINECS}}}
Propiedades atómicas
Masa atómica	14,00643 – 14,00728 u
Raio medio	65 pm
Raio atómico (calc)	56 pm
Raio covalente	75 pm
Raio de van der Waals	155 pm
Configuración electrónica	[He] 2s2 2p3
Electróns por nivel de enerxía	2, 5
Estado(s) de oxidación	±3, 5, 4, 2, 1 (ácido forte)
Óxido	{{{óxido}}}
Estrutura cristalina	hexagonal
Propiedades físicas
Estado ordinario	Gas
Punto de fusión	63,14 K
Punto de ebulición	77,35 K
Punto de inflamabilidade	{{{P_inflamabilidade}}} K
Entalpía de vaporización	5,57 kJ/mol
Entalpía de fusión	0,3604 kJ/mol
Presión de vapor
Temperatura crítica	126,19 K
Presión crítica	3.39 M Pa
Volume molar	m3/mol
Velocidade do son	334 m/s a 293.15 K (20 °C)
Varios
Electronegatividade (Pauling)	3,04
Calor específica	1040 J/(K·kg)
Condutividade eléctrica	__ 106 S/m
Condutividade térmica	0,02598 W/(K·m)
1.ª Enerxía de ionización	1402,3 kJ/mol
2.ª Enerxía de ionización	2856 kJ/mol
3.ª Enerxía de ionización	4578,1 kJ/mol
4.ª Enerxía de ionización	7475 kJ/mol
5.ª Enerxía de ionización	9444,9 kJ/mol
6.ª Enerxía de ionización	53266,6 kJ/mol
7.ª Enerxía de ionización	64360 kJ/mol
8.ª enerxía de ionización	{{{E_ionización8}}} kJ/mol
9.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización9}}} kJ/mol
10.ª Enerxía de ionización	{{{E_ionización10}}} kJ/mol
Isótopos máis estables
	MeV
	Unidades segundo o SI e en condicións normais de presión e temperatura, salvo indicación contraria.

O nitróxeno, tamén chamado de xeito popular azote^[2]^[3], é un elemento químico de número atómico 7, con símbolo N e de masa atómica 14,00674 u. En condicións normais forma un gas diatómico, incoloro, inodoro, insípido e principalmente inerte, que constitúe o 78,08% do ar atmosférico.^[4] Pertence á familia das pnicóxenos. O nitróxeno foi descuberto polo médico escocés Daniel Rutherford no ano 1772, como compoñente separable do ar.

O nitróxeno é un elemento común no Universo. Estímase que é o sétimo elemento máis abundante na Vía Láctea e no Sistema Solar. É sintetizado pola fusión de carbono e hidróxeno nas supernovas. Debido á volatilidade do nitróxeno elemental e dos seus compostos máis habituais, o nitróxeno é moito menos común nos planetas rochosos do sistema solar interior, ademais de ser un elemento relativamente raro na Terra en xeral. Con todo, do mesmo xeito que na Terra, o nitróxeno e os compostos do nitróxeno teñen unha gran presenza na atmosfera dos planetas e satélites que o teñen.

Moitos compostos de importancia industrial, como o amoníaco, o ácido nítrico, os nitratos orgánicos (propelentes e explosivos) así como os cianuros, conteñen nitróxeno. O enlace extremadamente forte do nitróxeno elemental domina a química do nitróxeno, facendo que resulte difícil tanto para os organismos como para a industria transformar o N₂ en compostos útiles, liberando grandes cantidades de enerxía cando estes compostos se quéiman ou se degradan en gas nitróxeno. O amoníaco e os nitratos producidos sintéticamente son importantes fertilizantes industriais. Os nitratos fertilizantes son contaminantes que teñen un papel clave na eutrofización dos sistemas acuáticos.

Separadamente dos seus usos principais como fertilizantes e stocks de enerxía, o nitróxeno forma compostos orgánicos versátiles. O nitróxeno forma parte de materiais tan diversos como o kevlar e a supercola de cianoacrilato. O nitróxeno é parte integral das moléculas de todas as grandes clases de medicamento, incluíndo os antibióticos. Moitos medicamentos imitan ou son profármacos de moléculas de señalización que conteñen nitróxeno. Por exemplo, a nitroglicerina e o nitroprusiato, ambos nitratos orgánicos, controlan a presión sanguínea o metabolizarse en óxido nítrico natural. Os alcaloides vexetais (que a miúdo son substancias de defensa) conteñen nitróxeno por definición. Así pois, moitos fármacos importantes que conteñen nitróxeno, como a cafeína e a morfina, son ou ben alcaloides ou mímicos sintéticos que actúan (do mesmo xeito que moitos alcaloides vexetais) sobre os receptores dos neurotransmisores dos animais (por exemplo, as anfetaminas sintéticas).

O nitróxeno está presente en todos os seres vivos. É un elemento constituente dos aminoácidos, e xa que logo das proteínas, así como dos ácidos nucleicos (o ADN e a ARN). O corpo humano contén aproximadamente o 3% de nitróxeno do seu peso. Trátase do cuarto elemento máis abundante no corpo despois do osíxeno, o carbono e o hidróxeno. O ciclo do nitróxeno describe o movemento deste elemento desde a atmosfera cara á biosfera e os compostos orgánicos e a volta de novo cara á atmosfera.

EtimoloxíaEditar

Considérase que o nitróxeno (do latín nitrum -i, á súa vez do grego νίτρον, "nitro" -nome que historicamente se usou en forma vaga para referirse a diversos compostos de sodio e de potasio que conteñen nitróxeno-, e -geno, da raíz grega γεν-, "xerar"; é dicir, "que xera salitre"^[5]) foi descuberto formalmente por Daniel Rutherford en 1772, ao dar a coñecer algunhas das súas propiedades (chamouno "aire floxisticado", en función do que observou no seu experimento dese ano.^[5] Con todo, pola mesma época tamén se dedicaron ao seu estudo Carl Wilhelm Scheele (quen o illou), Henry Cavendish e Joseph Priestley.

O nitróxeno é un gas tan inerte que Antoine Lavoisier referíase a el co nome azote (do grego ázoe, que significa "sen vida".^[5]^[6] Clasificouse entre os gases permanentes, sobre todo desde que Michael Faraday non conseguiu velo líquido a 50 atmosferas (atm) e –110 °C ata os experimentos de Raoul Pictet e Louis Paul Cailletet, quen en 1877 conseguiron licualo.

Os compostos de nitróxeno xa se coñecían na Idade Media; así, os alquimistas chamaban aqua fortis ao ácido nítrico e aqua rexia (auga rexia) á mestura de ácido nítrico e ácido clorhídrico, mestura coñecida pola súa capacidade para disolver o ouro e o platino.

HistoriaEditar

Daniel Rutherford, descubridor do nitróxeno

Os compostos de nitróxeno teñen unha historia moi longa, xa que o cloruro de amonio era coñecido por Heródoto. Xa eran ben coñecidos na Idade Media. Os alquimistas coñecían o ácido nítrico como aqua fortis (auga forte), así como outros compostos nitroxenados como os sales de amonio e os sales de nitrato. A mestura de ácido nítrico e clorhídrico era coñecida como aqua regia (auga real), célebre pola súa capacidade para disolver o oro, o rei dos metais.^[7]

O descubrimento do nitróxeno atribúese ao médico escocés Daniel Rutherford en 1772, que o chamou aire nocivo.^[8]^[9] Aínda que non o recoñeceu como unha substancia química totalmente diferente, distinguiuno claramente do "aire fixo", ou dióxido de carbono, de Joseph Black. ^[10] O feito de que había un compoñente do aire que non soportaba a combustión estaba claro para Rutherford, aínda que non era consciente de que fose un elemento. O nitróxeno tamén foi estudado case ao mesmo tempo por Carl Wilhelm Scheele,^[11] Henry Cavendish,^[12] e Joseph Priestley,^[13] que se referiu a el como aire queimado ou floxisto. O químico francés Antoine Lavoisier referiuse ao gas nitróxeno como "aire mefítico" ou azote, da palabra άζωτικός do grego. (azotikos), "sen vida", debido a que é maioritariamente inerte. ^[14]^[15] Nunha atmosfera de nitróxeno puro, os animais morrían e as chamas extinguíanse. Aínda que o nome de Lavoisier non foi aceptado en inglés, xa que se sinalou que case todos os gases (de feito, coa única excepción do osíxeno) son mefíticos, utilízase en moitos idiomas (francés, italiano, portugués, polaco, ruso, albanés, turco, etc. O alemán Stickstoff tamén fai referencia á mesma característica, é dicir, ersticken "afogar ou asfixiar") e aínda permanece en inglés nos nomes comúns de moitos compostos de nitróxeno, como a hidracina e os compostos do ión azida. Finalmente, deu lugar á denominación "pnictóxenos" para o grupo encabezado polo nitróxeno, do grego πνίγειν "afogar".^[7]

A palabra galega nitroxeno entrou na lingua a partir do francés nitrogène, acuñado en 1790 polo químico francés Jean-Antoine Chaptal (1756-1832),^[16] do francés nitre (nitrato de potasio, tamén chamado salitre) e o sufixo francés -gène, "producir", do grego -γενής (-xens, "enxendrado"). O significado de Chaptal era que o nitróxeno é a parte esencial do ácido nítrico, que á súa vez se producía a partir do nitrato de potasio. En épocas anteriores, o nitro confundiuse co "natrón" exipcio (carbonato de sodio) - chamado νίτρον (nitrón) en grego - que, a pesar do nome, non contiña nitrato.^[17]

As primeiras aplicacións militares, industriais e agrícolas dos compostos de nitróxeno utilizaban o salitre (nitrato de sodio ou nitrato de potasio), sobre todo na pólvora, e posteriormente como fertilizante. En 1910, Lord Rayleigh descubriu que unha descarga eléctrica no gas nitróxeno producía "nitróxeno activo", un monoatómico alótropo do nitróxeno.^[18] A "nube arremolinada de luz amarela brillante" producida polo seu aparello reaccionou con mercurio para producir nitruro de mercurio explosivo.^[19]

Durante moito tempo, as fontes de compostos de nitróxeno foron limitadas. As fontes naturais procedían da bioloxía ou de depósitos de nitratos producidos por reaccións atmosféricas. A fixación do nitróxeno mediante procesos industriais como o proceso Frank-Caro (1895-1899) e o proceso Haber-Bosch (1908-1913) aliviaron esta escaseza de compostos nitrogenados, ata o punto de que a metade da produción mundial de alimentos depende agora dos fertilizantes nitroxenados sintéticos.^[20] Ao mesmo tempo, o uso do método de Ostwald (1902) para producir nitratos a partir da fixación industrial do nitróxeno permitiu a produción industrial a grande escala de nitratos como materia prima na fabricación de explosivos na guerra mundial do século XX. ^[21]^[22]

PropiedadesEditar

AtómicasEditar

As formas dos cinco orbitais ocupados en nitróxeno. As dúas cores mostran a fase ou o signo da función de onda en cada rexión. De esquerda a dereita: 1s, 2s (corte para mostrar a estrutura interna), 2p_x, 2p_e, 2p_z.

Un átomo de nitróxeno ten sete electróns. No estado básico, están dispostos na configuración electrónica 1s2
2s2
2p1
x2p1
e2p1
z. Por tanto, ten cinco electróns de valencia nos orbitais 2s e 2p, tres dos cales (os electróns p) non están apareados. Ten unha das máis altas electronegatividades entre os elementos (3,04 na escala de Pauling), só superada polo cloro (3,16), o osíxeno (3,44), e o flúor (3.98). Os gases nobres lixeiros, helio, neon e argon, presumiblemente tamén serían máis electronegativos, e de feito están na escala de Allen,^[23] Seguindo as tendencias periódicas, o seu radio covalente de 71 pm é menor que os do boro (84 pm) e do carbono (76 pm), mentres que é maior que os do osíxeno (66 pm) e o flúor (57 pm). O anión nitruro, N^3-, é moito maior, con 146 pm, similar ao do óxido. (O^2-: 140 pm) e do fluoruro (F^-: 133 pm).^[23] As tres primeiras enerxías de ionización do nitróxeno son 1,402, 2,856 e 4,577 MJ-mol^-1, e a suma da cuarta e a quinta é de 16,920 MJ-mol^-1}. Debido a estas cifras tan elevadas, o nitróxeno non ten unha química catiónica simple.^[24]

A falta de nodos radiais na subesfera 2p é directamente responsable de moitas das propiedades anómalas da primeira fila do bloque p, especialmente no nitróxeno, o osíxeno e o flúor. A subcáscara 2p é moi pequena e ten un radio moi similar á casca 2s, facilitando a hibridación orbital. Tamén dá lugar a forzas electrostáticas de atracción moi grandes entre o núcleo e os electróns de valencia das cascas 2s e 2p, dando lugar a electronegatividades moi altas. A hipervalencia é case descoñecida nos elementos 2p pola mesma razón, xa que a alta electronegatividade fai difícil que un pequeno átomo de nitróxeno sexa un átomo central nunha ligazón de tres centros e catro electróns, xa que tendería a atraer os electróns fortemente cara a si mesmo. Así, a pesar da posición do nitróxeno na cabeza do grupo 15 da táboa periódica, a súa química mostra enormes diferenzas coa dos seus conxéneres máis pesados fósforo, arsénico, antimonio e bismuto.^[25]

O nitróxeno pódese comparar de xeito útil cos seus veciños horizontais carbono e osíxeno, así como cos seus veciños verticais na columna do pnictóxeno, fósforo, arsénico, antimonio e bismuto. Aínda que cada elemento do período 2 desde o litio ata o osíxeno mostra algunhas semellanzas co elemento do período 3 do seguinte grupo (do magnesio ao cloro; estes coñécense como relación diagonal), o seu grao cae bruscamente máis aló do par boro-silicio. As semellanzas do nitróxeno co xofre limítanse principalmente aos compostos do anel de nitruro de xofre cando ambos os elementos son os únicos presentes.^[26]

O nitróxeno non comparte a propensión do carbono á catenación. Do mesmo xeito que o carbono, o nitróxeno tende a formar compostos iónicos ou metálicos cos metais. O nitróxeno forma unha extensa serie de nitruros con carbono, incluídos aqueles con estruturas tipo cadea, grafito e fulereno.^[27]

Parécese ao osíxeno coa súa alta electronegatividade e a súa capacidade concomitante para formar enlaces de hidróxeno e a capacidade de formar complexos de coordinación ao doar os seus pares solitarios de electróns. Existen algúns paralelismos entre a química do amoníaco NH₃ e a da auga H₂O. Por exemplo, a capacidade de ambos compostos de ser protonados para dar NH₄⁺ e H₃O⁺ ou desprotonado para dar NH₂⁻ e OH⁻, con todos estes capaces de ser illados en compostos sólidos.^[28]

O nitróxeno comparte con ambos os seus veciños horizontais a preferencia por formar múltiples enlaces, normalmente con carbono, osíxeno ou outros átomos de nitróxeno, a través das interaccións p_π–p_π.^[26] Así, por exemplo, o nitróxeno preséntase como moléculas diatómicas e, por tanto, ten un punto de fusión (−210 °C) e un punto de ebulición (−196 °C) moito máis baixos que o resto do seu grupo, xa que as moléculas de N₂ só se manteñen unidas polas interaccións débiles de van der Waals e hai moi poucos electróns dispoñibles para crear dipolos instantáneos significativos. Isto non é posible para os seus veciños verticais; así, os óxidos de nitróxeno, os nitritos, os nitratos, os compostos nitrosos, azoicos e diazoicos, as azidas , os cianatos, os tiocianatos e os derivados da imina non atopan semellanza co fósforo, arsénico, antimonio ou bismuto. Da mesma maneira, con todo, a complexidade dos oxoácidos de fósforo non atopa eco no nitróxeno.^[26] Deixando de lado as súas diferenzas, o nitróxeno e o fósforo forman unha extensa serie de compostos entre si; estes teñen estruturas de cadea, aneis e gaiolas.^[29]

IsótoposEditar

Táboa de nucleidos (diagrama de Segrè) desde o carbono ata o flúor (incluído o nitróxeno). O laranxa indica emisión de protóns (nucleidos fora da liña de goteo de protóns); rosa para a emisión de positróns (desintegración beta inversa); negro para nucleidos estables ; azul para a emisión de electróns (desintegración beta); e violeta para a emisión de neutróns (nucleidos fora da liña de goteo de neutróns). O número de protóns aumenta subindo polo eixo vertical e o número de neutróns vai cara á dereita no eixo horizontal.

O nitróxeno ten dous isótopos estables: ¹⁴N e ¹⁵N. O primeiro é moito máis común, constituíndo o 99,634% do nitróxeno natural, e o segundo (que é lixeiramente máis pesado) constitúe o 0,366% restante. Isto leva a un peso atómico de ao redor de 14,007 u.^[30] Ambos os isótopos estables prodúcense no ciclo CNO nas estrelas, pero o ¹⁴N é máis común xa que a súa captura de neutróns é o paso que limita a velocidade. ¹⁴N é un dos cinco núclidos impares estables. (un nucleido que ten un número impar de protóns e neutróns); os outros catro son ²H, ⁶Li, ¹⁰B e ^180mTa.^[31]

A abundancia relativa de ¹⁴N e ¹⁵N é practicamente constante na atmosfera pero pode variar noutros lugares, debido ao fraccionamento isotópico natural das reaccións redox biolóxicas e á evaporación do amoníaco natural ou do ácido nítrico. ^[32] As reaccións mediadas bioloxicamente (por exemplo, asimilación, nitrificación, e desnitrificación) controlan fortemente a dinámica do nitróxeno no chan Estas reaccións normalmente dan como resultado un enriquecemento de ¹⁵N do substrato e o esgotamento do produto.^[33]

O isótopo pesado ¹⁵N foi descuberto por primeira vez por S. M. Naudé en 1929, pouco despois de que se descubrisen os isótopos pesados dos elementos veciños osíxeno e carbono.^[34] Presenta unha das seccións transversais de captura de neutróns térmicos máis baixas de todos os isótopos. ^[35] Utilízase frecuentemente en resonancia magnética nuclear (RMN) para determinar as estruturas das moléculas que conteñen nitróxeno, debido ao seu espín nuclear fraccionario da metade, que ofrece vantaxes para a RMN, como unha anchura de liña máis estreita. O ¹⁴N, aínda que tamén é utilizable en teoría, ten un espín nuclear enteiro dun e, por tanto, ten un momento cuadrupolar que conduce a espectros máis amplos e menos útiles.^[30] A RMN do ¹⁵N ten, con todo, complicacións que non se atopan na espectroscopia de RMN do ¹H e do ¹³C, máis comúns. A baixa abundancia natural de ¹⁵N (0,36%) reduce significativamente a sensibilidade, un problema que se ve agravado pola súa baixa relación xiromagnética, (só o 10,14% da de ¹H). Como resultado, a relación sinal-ruído para ¹H é unhas 300 veces maior que a de ¹⁵N á mesma intensidade de campo magnético.^[36] Isto pode aliviarse en certa medida mediante o enriquecemento isotópico de ¹⁵N por intercambio químico ou destilación fraccionada. Os compostos enriquecidos con ¹⁵N teñen a vantaxe de que, en condicións estándar, non sofren o intercambio químico dos seus átomos de nitróxeno co nitróxeno atmosférico, a diferenza dos compostos con isótopos de hidróxeno, carbono e osíxeno marcados que deben manterse afastados da atmosfera. ^[30]A relación ¹⁵N:¹⁴N utilízase habitualmente na análise de isótopos estables nos campos da xeoquímica, a hidroloxía, a paleoclimatoloxía e a paleoceanografía, onde se denomina δ¹⁵N ou delta-N-15.^[37]

Dos outros dez isótopos producidos sintéticamente, van desde ¹²N a ²³N, ¹³N ten unha vida media de dez minutos e os isótopos restantes teñen vidas medias da orde de segundos (¹⁶N e ¹⁷N) ou milisegundos. Non son posibles outros isótopos de nitróxeno, xa que caerían fóra dos límites da estabilidade nuclear, deixando escapar un protón ou un neutrón.^[38] Dada a diferenza de vida media, ¹³N é o radioisótopo de nitróxeno máis importante, sendo o suficientemente lonxevo como para utilizalo na tomografía por emisión de positróns (PET), aínda así a súa vida media aínda é curta e, polo tanto, debe producirse no lugar de realización do PET, por exemplo. nun ciclotrón mediante un bombardeo de protóns de ¹⁶O producindo ¹³N e unha partícula alfa.^[39]

O radioisótopo ¹⁶N é o radionúclido dominante no refrixerante dos reactores de auga a presión ou de auga fervendo durante o funcionamento normal. Prodúcese a partir de ¹⁶O (en auga) mediante unha reacción (n,p), na que o átomo ¹⁶O captura un neutrón e expulsa un protón. Ten unha vida media curta de aproximadamente 7.1 s,^[38] pero durante a súa decadencia de novo a ¹⁶O produce radiación gamma de alta enerxía (5 a 7 MeV).^[38]^[40] Debido a isto, o acceso o tubo de refrixeración primaria nun reactor de auga a presión debe restrinxirse durante a operación de potencia do reactor.^[40] É un indicador sensible e inmediato de fugas do sistema de refrixeración primario o ciclo de vapor secundario, e é o principal medio de detección de ditas fugas.^[40]

Características principaisEditar

O nitróxeno é un gas inerte, non metal, incoloro, inodoro e insípido que constitúe aproximadamente as catro quintas partes do aire atmosférico, se ben non intervén na combustión nin na respiración. Ten unha elevada electronegatividade (3 na escala de Pauling) e 5 electróns no nivel máis externo comportándose como trivalente na maioría dos compostos que forma. Condensa a 77 K e solidifica a 63 K empregándose comunmente en aplicacións crioxénicas (nitróxeno líquido).

O ciclo deste elemento é bastante máis complexo que o do carbono, dado que está presente na atmosfera non só como N₂ (78 %) senón tamén nunha grande diversidade de compostos. Pódese atopar principalmente como N₂O, NO e NO₂, os chamados NO_x. Tamén forma outras combinacións con osíxeno tales como N₂O₃ e N₂O₅ (anhídridos), "precursores" dos ácidos nitroso e nítrico. Con hidróxeno forma amoníaco (NH₃), composto gaseoso en condicións normais.

AbundanciaEditar

Representación esquemática do fluxo de compostos de nitróxeno a través dun medio terrestre

Véxase tamén: Ciclo do nitróxeno.

O nitróxeno é o elemento puro máis común na Terra, representando o 78,1% do volume da atmosfera.^[7] A pesar diso, é pouco abundante na codia terrestre, constituíndo só 19 partes por millón desta, do mesmo xeito que o niobio, o galio e o litio. Os únicos minerais de nitróxeno importantes son o salitre (nitrato de potasio) e a nitratina (nitrato de sodio, salitre chileno). Non obstante, estes non foron unha fonte importante de nitratos a partir da década de 1920, cando se fixo común a síntese industrial de amoníaco e ácido nítrico.^[41]

Os compostos de nitróxeno intercambian constantemente entre a atmosfera e os organismos vivos. O nitróxeno debe ser primeiro procesado, ou "fixado", nunha forma utilizable polas plantas, normalmente amoníaco. Unha parte da fixación do nitróxeno realízase mediante a caída de raios que producen os óxidos de nitróxeno, pero a maior parte é realizada por bacterias diazotróficas a través de encimas coñecidas como nitroxenasas (aínda que hoxe en día a fixación industrial do nitróxeno en amoníaco tamén é importante). Cando o amoníaco é absorbido polas plantas, utilízase para sintetizar proteínas. A continuación, estas plantas son dixeridas polos animais, que utilizan os compostos de nitróxeno para sintetizar as súas proteínas e excretar os residuos nitroxenados. Finalmente, estes organismos morren e descompóñense, sufrindo a oxidación bacteriana e ambiental e a desnitrificación, devolvendo o dinitróxeno libre á atmosfera. A fixación industrial do nitróxeno mediante o proceso Haber utilízase sobre todo como fertilizante, aínda que o exceso de residuos nitroxenados, ao ser lixiviados, provoca a eutrofización das augas doces e a creación de zonas mortas mariñas, xa que o crecemento bacteriano impulsado polo nitróxeno esgota o osíxeno da auga ata o punto de que todos os organismos superiores morren. Ademais, o óxido nitroso, que se produce durante a desnitrificación, ataca a capa de ozono atmosférica.^[41]

Moitos peixes de auga salgada fabrican grandes cantidades de óxido de trimetilamina para protexerse dos altos efectos osmóticos do seu ambiente; A conversión deste composto en dimetilamina é o responsable do cheiro precoz nos peixes de auga salgada non frescos..^[42] Nos animais, o radical libre óxido nítrico (derivado dun aminoácido), serve como unha importante molécula reguladora da circulación sanguinea.^[43]

A rápida reacción do óxido nítrico coa auga nos animais resulta na produción do seu metabolito nitrito. O metabolismo do nitróxeno nas proteínas dos animais, en xeral, ten como resultado a excreción de urea, mentres que o metabolismo dos ácidos nucleicos nos animais resulta na excreción de urea e ácido úrico. O cheiro característico da descomposición da carne animal é causado pola creación de aminas de cadea longa que conteñen nitróxeno, como a putrescina e a cadaverina, que son produtos de descomposición dos aminoácidos ornitina e lisina, respectivamente, nas proteínas en descomposición.^[44]

Observaronse compostos que conteñen nitróxeno no espazo exterior e o isótopo Nitróxeno-14 crease nos procesos de fusión nuclear das estrelas.

ObtenciónEditar

Obtense para usos industriais da destilación do ar líquido. Está presente tamén nos restos de animais, por exemplo no guano, usualmente na forma de urea, ácido úrico e compostos de ambos.

ProduciónEditar

Tubo de descarga cheo de nitróxeno puro.

O nitróxeno gas é un gas industrial producido mediante a destilación fraccional de aire líquido ou mediante un método mecánico que utiliza aire gaseoso (por exemplo, unha membrana osmótica inversa presurizada ou adsorción por oscilación de presión). O nitróxeno que se vende comercialmente é a miúdo un produto secundario do tratamento de aire para a concentración industrial de osíxeno para a siderurxia e outros fins. O nitróxeno provisto en forma comprimida a miúdo é coñecido como «NSO» (nitróxeno sen osíxeno).^[45]

Nun laboratorio químico, pódese elaborar tratando unha solución acuosa de cloruro de amonio con nitrito de sodio.^[46]

NH₄Cl(aq) + NaNO₂(aq) → N₂(g) + NaCl(aq) + 2 H₂O (l)

A reacción tamén produce pequenas cantidades de NO e HNO₃. Estas impurezas pódense eliminar facendo pasar o gas por ácido sulfúrico acuoso que conteña dicromato de potasio.^[46] Pódese preparar nitróxeno puro mediante a descomposición de azida de bario ou azida de sodio.^[47]

2 NaN₃ → 2 Na + 3 N₂

AplicaciónsEditar

A máis importante aplicación comercial do nitróxeno é a obtención de amoníaco polo proceso de Haber. O amoníaco emprégase na fabricación de fertilizantes e ácido nítrico. Os sales do ácido nítrico inclúen importantes compostos coma o nitrato de potasio (empregado na fabricación da pólvora) e o nitrato de amonio fertilizante.

Os compostos orgánicos de nitróxeno como a nitroglicerina e o trinitrotolueno (TNT) son a miúdo explosivos. A hidracina e os seus derivados empréganse coma combustíbel en foguetes.

Tamén se usa, pola súa baixa reactividade, como atmosfera inerte en tanques de almacenamento de líquidos explosivos, durante a fabricación de compoñentes electrónicos (transistores, díodos, circuítos integrados etc.) e na fabricación do aceiro inoxidábel. O nitróxeno líquido, producido por destilación do ar líquido, úsase en crioxenia, xa que a presión atmosférica condensa a -195,8 °C; aplicación importante é tamén a de refrixerante, para a conxelación, o transporte de comida e a conservación de corpos e células reprodutivas (seme e óvulos) ou calquera outra mostras biolóxica.

PrecauciónsEditar

Os fertilizantes nitroxenados son unha importante fonte de contaminación do solo e das augas. Os compostos que conteñen ión cianuro forman sales extremadamente tóxicos e son mortais para numerosos animais, entre eles os mamíferos.

NotasEditar

↑ CIAAW Standard atomic weights
↑ Definicións no Dicionario da Real Academia Galega e no Portal das Palabras para azote.
↑ Josefa Gómez de Enterría. "Ázoe, azote, nitrógeno" (PDF). Consultado o 6 de xuño de 2010.
↑ "NASA Earth Fact Sheet]" (en inglés). actualizado o 17 de novembro de 2010. Consultado o 24 de decembro do 2015.
↑ ^5,0 ^5,1 ^5,2 Asimov, Isaac (2014). Breve historia de la química: Introducción a las ideas y conceptos de la química. Alianza Editorial (El Libro de Bolsillo). p. 81. ISBN 978-84-206-6421-7.
↑ Asimov, Isaac (1999). Momentos estelares de la ciencia: Antoine-Laurent Lavoisier (en castelán). Alianza. 842063980X.
↑ ^7,0 ^7,1 ^7,2 Greenwood e Earnshaw, pp. 406-07
↑ Rutherford, Daniel (1772) "Dissertatio Inauguralis de aere fixo, aut mephitico]" (Disertación inaugural sobre o aire [chamado] fixo ou mefítico), disertación de doutoramento, Universidade de Edimburgo, Escocia. Tradución ao inglés: Dobbin, Leonard (1935). "Daniel Rutherford's inaugural dissertation". Journal of Chemical Education 12 (8). pp. 370–75. Bibcode:1935JChEd..12..370D.
↑ Weeks, Mary Elvira (1932). "The discovery of the elements. IV. Three important gases". Journal of Chemical Education 9 (2): 215. Bibcode:1932JChEd...9..215W. doi:10.1021/ed009p215.
↑ 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 o aire e o lume] (Upsala, Suecia: Magnus Swederus, 1777; e Leipzig, (Alemaña): Siegfried Lebrecht Crusius, 1777). Na sección titulada "Die Luft muß aus elastischen Flüßigkeiten von zweyerley Art, zusammengesetzet seyn". (O aire debe estar composto por fluídos elásticos de dúas clases), pp. 6-14, Scheele presenta os resultados de oito experimentos nos que se fixo reaccionar o aire con diversas substancias. Concluíu (p. 13): "Así vexo eu nos experimentos realizados, que o aire está composto por dous fluídos diferentes, dos cales o primeiro non ten o efecto do floxisto, e o segundo ten a mesma forza de atracción, e está composto polo 3:10 e o 4:10 da masa de aire total". (Así vexo [isto] polos experimentos [que se] realizaron: que o aire consiste en dous fluídos [que] difiren entre si, dos cales o un non expresa en absoluto a propiedade de atraer o floxisto; o outro, con todo, é capaz de tal atracción e que constitúe entre 1/3 e 1/4 da masa total do aire.)
↑ Priestley, Joseph (1772). "Observations on different kinds of air". Philosophical Transactions of the Royal Society of London 62: 147–256. ; ver p. 225.
↑ Priestley, Joseph (1772). "Observations on different kinds of air". Philosophical Transactions of the Royal Society of London 62: 147–256. doi:10.1098/rstl.1772.0021. ; ver: "VII. Del aire infectado con los humos del carbón vegetal encendido". pp. 225-28.
↑ 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]: "Ao reflexionar sobre as circunstancias deste experimento, percibimos facilmente; que o mercurio, durante o seu calcinación [é dicir, o seu tostado no aire], absorbe a parte salubre e respirable do aire, ou, para falar máis estritamente, a base desta parte respirable; que o aire restante é unha especie de mefitis [é dicir, un gas velenoso emitido pola terra], incapaz de soportar a combustión ou a respiración; ... " [p. 86]: "Máis adiante demostrarei que, polo menos no noso clima, o aire atmosférico está composto de aire respirable e mefítico, na proporción de 27 e 73; ..."
↑ Lavoisier, Antoine con Robert Kerr, trans., Elements of Chemistry, 4ª ed., Edimburgo, Escocia: William Kerr. (Edimburgo, Escocia: William Creech, 1799), p. 101: "Sendo ata o de agora pouco coñecidas as propiedades químicas da parte nociva do aire atmosférico, conformámonos con derivar o nome da súa base da súa coñecida calidade de matar os animais que ven obrigados a respiralo, dándolle o nome de azot, da partícula privativa grega α e ξωη, vita; por iso é polo que o nome da parte nociva do aire atmosférico sexa gas azótico. "
↑ Chaptal, J. A. e Nicholson, William trans. (1800) Elements of Chemistry, 3ª ed. Londres, Inglaterra: C.C. e J. Robinson, vol. 1. pp. xxxv-xxxvi: "Para corrixir a nomenclatura sobre este punto [é dicir, a este respecto], non é necesario máis que substituír a [é dicir, por] esta palabra unha denominación que se derive do sistema xeral utilizado; e presumín de propoñer a de gas nitróxeno. En primeiro lugar, dedúcese da propiedade característica e exclusiva deste gas, que forma o radical do ácido nítrico. Por este medio conservaremos ás combinacións [é dicir, os compostos] desta substancia as denominacións recibidas [é dicir, prevalecentes], como as de ácido nítrico, nitratos, nitritos, &c."
↑ nitrón. Etymonline.com. Recuperado 2011-10-26.
↑ Strutt, R. J. (1911) "Bakerian Lecture. A Chemically Active Modification of Nitrogen, Produced by the Electric Discharge.". Proceedings of the Royal Society A, 85 (577): 219-29.
↑ El nitrógeno activo de Lord Rayleigh Arquivado 01 de novembro de 2012 en Wayback Machine.. Lateralscience.co.uk. Recuperado 2011-10-26.
↑ Erisman, Jan Willem; Sutton, Mark A.; Galloway, James; Klimont, Zbigniew; Winiwarter, Wilfried (2008). "How a century of ammonia synthesis changed the world". Nature Geoscience 1 (10): 636. Bibcode:2008NatGe...1..636E. doi:10.1038/ngeo325.
↑ Ostwald, Wilhelm, ed. (9 de xaneiro de 1902). "Improvements in the Manufacture of Nitric Acid and Nitrogen Oxides".
↑ Ostwald, Wilhelm, ed. (18 de outubro de 1902). "Improvements in and relating to the Manufacture of Nitric Acid and Oxides of Nitrogen".
↑ ^23,0 ^23,1 Greenwood e Earnshaw, pp. 411-412
↑ Greenwood e Earnshaw, p. 550
↑ Kaupp, Martin (1 de decembro de 2006). "The role of radial nodes of atomic orbitals for chemical bonding and the periodic table". Journal of Computational Chemistry 28 (1). pp. 320–25. PMID 17143872. doi:10.1002/jcc.20522.
↑ ^26,0 ^26,1 ^26,2 Greenwood and Earnshaw, pp. 412–16
↑ Miller, T. S.; Belen, A.; Suter, T. M.; Sella, A.; Corà, A.; McMillan, P. F. (2017). "Carbon nitrides: synthesis and characterization of a new class of functional materials". Physical Chemistry Chemical Physics 19 (24). pp. 15613–15638. Bibcode:2017PCCP...1915613M. PMID 28594419. doi:10.1039/C7CP02711G.
↑ House, J. E.; House, K. A. (2016). Descriptive Inorganic Chemistry. Amsterdam: Elsevier. p. 198. ISBN 978-0-12-804697-5.
↑ Roy, A. K.; Burns, G. T.; Grigora, S.; Lie, G. C. (1994). "Poly(alkyl/aryloxothiazenes), [N=S(O)R]_n : New direction in inorganic polymers". En Wisian-Neilson, P.; Alcock, H. R.; Wynne, K. J. Inorganic and organometallic polymers II: advanced materials and intermediates. American Chemical Society. pp. 344–357. doi:10.1021/bk-1994-0572.ch026.
↑ ^30,0 ^30,1 ^30,2 Greenwood e Earnshaw, pp. 411 e 412
↑ Bethe, H. A. (1939). "Producción de energía en las estrellas". Physical Review 55: 434–56. Bibcode:1939PhRv...55..434B. PMID 17835673. doi:10.1103/PhysRev.55.434.
↑ CIAAW (2003). "Peso atómico del nitrógeno". ciaaw.org. CIAAW. Consultado o 13 de octubre de 2016.
↑ Flanagan, Lawrence B.; Ehleringer, James R.; Pataki, Diane E. (15 de decembro de 2004). Stable Isotopes and Biosphere - Atmosphere Interactions: Processes and Biological Controls. pp. 74–75. ISBN 978-0-08-052528-0.
↑ Greenwood y Earnshaw, p. 408
↑ "Evaluated Nuclear Data File (ENDF) Retrieval & Plotting". National Nuclear Data Center.
↑ Arthur G Palmer (2007). Protein NMR Spectroscopy. Elsevier Academic Press. ISBN 978-0-12-164491-8.
↑ Katzenberg, M. A. (2008). "Capítulo 13: Análisis de isótopos estables: A Tool for Studying Past Diet, Demography, and Life History". Antropología biológica del esqueleto humano (2nd ed.). ISBN 978-0-471-79372-4.
↑ ^38,0 ^38,1 ^38,2 G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A.H. Wapstra. The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties. Nuclear Physics A. pp. 3–128. Consultado o 1 de setembro do 2022.
↑ Carlson, Neil (22 de xaneiro de 2012). Physiology of Behavior. Methods and Strategies of Research. 11th edition. Pearson. p. 151. ISBN 978-0-205-23939-9.
↑ ^40,0 ^40,1 ^40,2 Neeb, Karl Heinz (1997). The Radiochemistry of Nuclear Power Plants with Light Water Reactors. Berlin-New York: Walter de Gruyter. p. 227. ISBN 978-3-11-013242-7. Arquivado dende o orixinal o 2016-02-05. Consultado o 1 de setembro do 2022.
↑ ^41,0 ^41,1 Greenwood and Earnshaw, pp. 407–09
↑ Nielsen, M. K.; Jørgensen, B. M. (Jun 2004). "Quantitative relationship between trimethylamine oxide aldolase activity and formaldehyde accumulation in white muscle from gadiform fish during frozen storage". Journal of Agricultural and Food Chemistry 52 (12). pp. 3814–22. PMID 15186102. doi:10.1021/jf035169l.
↑ Knox, G. A. (2007). Biology of the Southern Ocean. CRC Press. p. 392. ISBN 978-0-8493-3394-1. Arquivado dende o orixinal o 2021-10-01. Consultado o 1 de setembrodo 2022.
↑ Vickerstaff Joneja; Janice M. (2004). Digestion, diet, and disease: irritable bowel syndrome and gastrointestinal function. Rutgers University Press. p. 121. ISBN 978-0-8135-3387-2. Arquivado dende o orixinal o 2021-10-01. Consultado o 2020-08-24.
↑ Reich, Murray.; Kapenekas, Harry (1957). "Nitrogen Purfication. Pilot Plant Removal of Oxygen". Industrial & Engineering Chemistry (en inglés) 49 (5): 869–873. doi:10.1021/ie50569a032.
↑ ^46,0 ^46,1 "Analysis for nitrite by evolution of nitrogen: A general chemistry laboratory experiment". agosto de 2014. doi:10.1021/ed044p475. |data-acceso= require |url= (Axuda)
↑ "Polymerization of nitrogen in sodium azide". agosto de 2014. doi:10.1063/1.1718250. |data-acceso= require |url= (Axuda)

Véxase taménEditar