Carl Scheele, un químico sueco, y Daniel Rutherford, un botánico escocés, descubrieron el nitrógeno por separado en 1772. El reverendo Cavendish y Lavoisier también obtuvieron nitrógeno de forma independiente aproximadamente al mismo tiempo. El nitrógeno fue reconocido por primera vez como elemento por Lavoisier, quien lo llamó "azo", que significa "inanimado". Chaptal nombró al elemento nitrógeno en 1790. El nombre se deriva de la palabra griega "nitro" (nitrato que contiene nitrógeno en nitrato).
Fuentes de nitrógeno
El nitrógeno es el trigésimo elemento más abundante en la Tierra. Teniendo en cuenta que el nitrógeno representa 4/5 del volumen atmosférico, o más del 78%, tenemos cantidades casi ilimitadas de nitrógeno a nuestra disposición. El nitrógeno también existe en forma de nitratos en una variedad de minerales, como el salitre chileno (nitrato de sodio), el salitre o nitro (nitrato de potasio) y minerales que contienen sales de amonio. El nitrógeno está presente en muchas moléculas orgánicas complejas, incluidas proteínas y aminoácidos presentes en todos los organismos vivos.
Propiedades físicas
El nitrógeno N2 es un gas incoloro, insípido e inodoro a temperatura ambiente y, por lo general, no es tóxico. La densidad del gas en condiciones estándar es de 1,25 g/L. El nitrógeno representa el 78,12% de la atmósfera total (fracción de volumen) y es el principal componente del aire. En la atmósfera hay alrededor de 400 billones de toneladas de gas.
Bajo presión atmosférica estándar, cuando se enfría a -195,8 ℃, se convierte en un líquido incoloro. Cuando se enfría a -209,86 ℃, el nitrógeno líquido se convierte en un sólido parecido a la nieve.
El nitrógeno no es inflamable y se considera un gas asfixiante (es decir, respirar nitrógeno puro priva al cuerpo humano de oxígeno). El nitrógeno tiene una solubilidad muy baja en agua. A 283 K, un volumen de agua puede disolver aproximadamente 0,02 volúmenes de N2.
Propiedades químicas
El nitrógeno tiene propiedades químicas muy estables. Es difícil reaccionar con otras sustancias a temperatura ambiente, pero puede sufrir cambios químicos con ciertas sustancias en condiciones de alta temperatura y alta energía, y puede usarse para producir nuevas sustancias útiles para los humanos.
La fórmula del orbital molecular de las moléculas de nitrógeno es KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tres pares de electrones contribuyen al enlace, es decir, se forman dos enlaces π y un enlace σ. No hay contribución al enlace, y las energías de enlace y antienlazamiento están aproximadamente compensadas y son equivalentes a pares de electrones solitarios. Dado que hay un triple enlace N≡N en la molécula de N2, la molécula de N2 tiene una gran estabilidad y se necesitan 941,69 kJ/mol de energía para descomponerla en átomos. La molécula de N2 es la más estable de las moléculas diatómicas conocidas y la masa molecular relativa del nitrógeno es 28. Además, el nitrógeno no es fácil de quemar y no favorece la combustión.
Método de prueba
Coloque la barra de Mg encendida en la botella recolectora de gas llena de nitrógeno y la barra de Mg continuará ardiendo. Extraiga la ceniza restante (polvo ligeramente amarillo de Mg3N2), agregue una pequeña cantidad de agua y produzca un gas (amoníaco) que tiñe de azul el papel tornasol rojo húmedo. Ecuación de reacción: 3Mg + N2 = ignición = Mg3N2 (nitruro de magnesio); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH)2 + 2NH3 ↑
Características de enlace y estructura del enlace de valencia del nitrógeno.
Debido a que la sustancia única N2 es extremadamente estable en condiciones normales, la gente a menudo cree erróneamente que el nitrógeno es un elemento químicamente inactivo. De hecho, por el contrario, el nitrógeno elemental tiene una alta actividad química. La electronegatividad de N (3.04) es superada sólo por F y O, lo que indica que puede formar enlaces fuertes con otros elementos. Además, la estabilidad de la molécula de N2 de una sola sustancia solo muestra la actividad del átomo de N. El problema es que la gente aún no ha encontrado las condiciones óptimas para activar las moléculas de N2 a temperatura y presión ambiente. Pero en la naturaleza, algunas bacterias de los nódulos de las plantas pueden convertir el N2 del aire en compuestos de nitrógeno en condiciones de baja energía a temperatura y presión normales, y utilizarlos como fertilizante para el crecimiento de los cultivos.
Por tanto, el estudio de la fijación de nitrógeno siempre ha sido un tema importante de investigación científica. Por lo tanto, es necesario que comprendamos en detalle las características de enlace y la estructura del enlace de valencia del nitrógeno.
Tipo de bono
La estructura de la capa de electrones de valencia del átomo de N es 2s2p3, es decir, hay 3 electrones individuales y un par de pares de electrones solitarios. En base a esto, al formar compuestos se pueden generar los siguientes tres tipos de enlaces:
1. Formar enlaces iónicos 2. Formar enlaces covalentes 3. Formar enlaces de coordinación
1. Formar enlaces iónicos
Los átomos de N tienen una alta electronegatividad (3.04). Cuando forman nitruros binarios con metales de menor electronegatividad, como Li (electronegatividad 0,98), Ca (electronegatividad 1,00) y Mg (electronegatividad 1,31), pueden obtener 3 electrones y formar iones N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =encender= Mg3N2 N3- Los iones tienen una carga negativa más alta y un radio mayor (171pm). Se hidrolizarán fuertemente cuando encuentren moléculas de agua. Por lo tanto, los compuestos iónicos sólo pueden existir en estado seco y no habrá iones hidratados de N3-.
2. Formación de enlaces covalentes
Cuando los átomos de N forman compuestos con no metales de mayor electronegatividad, se forman los siguientes enlaces covalentes:
⑴ Los átomos de N toman el estado de hibridación sp3, forman tres enlaces covalentes, retienen un par de pares de electrones solitarios y la configuración molecular es piramidal trigonal, como NH3, NF3, NCl3, etc. Si se forman cuatro enlaces simples covalentes, la configuración molecular es un tetraedro regular, como los iones NH4+.
⑵ Los átomos de N toman el estado de hibridación sp2, forman dos enlaces covalentes y un enlace, y retienen un par de pares de electrones solitarios, y la configuración molecular es angular, como Cl—N=O. (El átomo de N forma un enlace σ y un enlace π con el átomo de Cl, y un par de pares de electrones solitarios en el átomo de N hace que la molécula sea triangular). Si no hay un par de electrones solitarios, la configuración molecular es triangular, como la molécula de HNO3 o NO3- ion. En la molécula de ácido nítrico, el átomo de N forma tres enlaces σ con tres átomos de O respectivamente, y un par de electrones en su orbital π y los electrones π únicos de dos átomos de O forman un enlace π deslocalizado de cuatro electrones y tres centros. En el ion nitrato, se forma un enlace π grande deslocalizado de cuatro centros y seis electrones entre tres átomos de O y el átomo de N central. Esta estructura hace que el número de oxidación aparente del átomo de N en el ácido nítrico sea +5. Debido a la presencia de grandes enlaces π, el nitrato es bastante estable en condiciones normales. ⑶El átomo de N adopta la hibridación sp para formar un triple enlace covalente y retiene un par de pares de electrones solitarios. La configuración molecular es lineal, como la estructura del átomo de N en la molécula de N2 y CN-.
3. Formación de vínculos de coordinación
Cuando los átomos de nitrógeno forman sustancias o compuestos simples, a menudo retienen pares de electrones solitarios, por lo que dichas sustancias o compuestos simples pueden actuar como donantes de pares de electrones para coordinarse con los iones metálicos. Por ejemplo, [Cu(NH3)4]2+ o [Tu(NH2)5]7, etc.
Estado de oxidación-diagrama de energía libre de Gibbs
También se puede ver en el diagrama de energía libre de Gibbs del estado de oxidación del nitrógeno que, a excepción de los iones NH4, la molécula de N2 con un número de oxidación de 0 está en el punto más bajo de la curva en el diagrama, lo que indica que el N2 es termodinámicamente estable en relación con compuestos nitrogenados con otros números de oxidación.
Los valores de varios compuestos de nitrógeno con números de oxidación entre 0 y +5 están todos por encima de la línea que conecta los dos puntos HNO3 y N2 (la línea de puntos en el diagrama), por lo que estos compuestos son termodinámicamente inestables y propensos a reacciones de desproporción. El único en el diagrama con un valor menor que la molécula de N2 es el ion NH4+. [1] A partir del diagrama de energía libre de Gibbs del estado de oxidación del nitrógeno y la estructura de la molécula de N2, se puede ver que el N2 elemental está inactivo. Sólo bajo alta temperatura, alta presión y la presencia de un catalizador el nitrógeno puede reaccionar con el hidrógeno para formar amoníaco: En condiciones de descarga, el nitrógeno puede combinarse con el oxígeno para formar óxido nítrico: N2+O2=descarga=2NO El óxido nítrico se combina rápidamente con el oxígeno para formar dióxido de nitrógeno 2NO+O2=2NO2 El dióxido de nitrógeno se disuelve en agua para formar ácido nítrico, óxido nítrico 3NO2+H2O=2HNO3+NO En países con energía hidroeléctrica desarrollada, esta reacción se ha utilizado para producir ácido nítrico. El N2 reacciona con el hidrógeno para producir amoníaco: N2+3H2=== (signo reversible) 2NH3 El N2 reacciona con metales con bajo potencial de ionización y cuyos nitruros tienen alta energía reticular para formar nitruros iónicos. Por ejemplo: N2 puede reaccionar directamente con litio metálico a temperatura ambiente: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reacciona con metales alcalinotérreos Mg, Ca, Sr, Ba a temperaturas incandescentes: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 puede solo reacciona con boro y aluminio a temperaturas incandescentes: 2 B + N2=== 2 BN (compuesto de macromolécula) El N2 generalmente reacciona con silicio y otros elementos del grupo a una temperatura superior a 1473 K.
La molécula de nitrógeno aporta tres pares de electrones al enlace, es decir, forma dos enlaces π y un enlace σ. No contribuye al enlace, y las energías de enlace y antienlazamiento están aproximadamente compensadas y son equivalentes a pares de electrones solitarios. Debido a que hay un triple enlace N≡N en la molécula de N2, la molécula de N2 tiene una gran estabilidad y se necesitan 941,69 kJ/mol de energía para descomponerla en átomos. La molécula de N2 es la más estable de las moléculas diatómicas conocidas y la masa molecular relativa del nitrógeno es 28. Además, el nitrógeno no es fácil de quemar y no favorece la combustión.
Hora de publicación: 23 de julio de 2024
