domingo, 7 de junio de 2009

CARACTERIZA AL NITROGENO






Información General

Elemento químico de símbolo N, número atómico 7 y peso atómico 14,0067. Es un gas inerte, no metal, incoloro, inodoro e insípido que en condiciones normales forma un gas diatómico. En estado combinado, el nitrógeno se presenta en diversas formas. Es constituyente de todas las proteínas (vegetales y animales), así como también de muchos materiales orgánicos. Su principal fuente mineral es el nitrato de sodio. El nitrógeno molecular es el principal constituyente de la atmósfera (78% por volumen de aire seco).

El nitrógeno se considera que fue descubierto formalmente por Daniel Rutherford en 1772 al dar a conocer algunas de sus propiedades, sin embargo, en esa misma época también se dedicaron a su estudio Scheele que lo aisló, Cavendish, y Priestley. El nitrógeno es un gas tan inerte que Lavoisier se refería a él como azote (ázoe) que significa sin vida. Se clasificó entre los gases permanentes, sobre todo desde que Faraday no consiguiera verlo líquido a 50 atm y -110ºC , hasta los experimentos de Pictet y Cailletet que en 1877 consiguieron licuarlo.

Los compuestos de nitrógeno ya se conocían en la Edad Media ; así, los alquimistas llamaban aqua fortis al ácido nítrico y aqua regia a la mezcla de ácido nítrico y clorhídrico, conocida por su capacidad de disolver el oro.


Características

Símbolo Químico: N2
Gas no inflamable, incoloro e inodoro
En cantidades considerables produce asfixia
Peso Molecular: 28.0
Usado en materiales comunes.
Tipo de válvula del cilindro: CGA580
Para la salud puede ser asfixiante en caso de no haber ventilación adecuada.
Los cilindros deben ser transportados y almacenados en forma vertical y de manera fija.

Propiedades

El nitrógeno elemental tiene una reactividad baja hacia la mayor parte de las sustancias comunes, a temperaturas ordinarias. A altas temperaturas, reacciona con cromo, silicio, titanio, aluminio, boro, berilio, magnesio, bario, estroncio, calcio y litio para formar nitruros; con O 2 , para formar NO, y en presencia de un catalizador, con hidrógeno a temperaturas y presión bastante altas, para formar amoniaco.

Tiene una elevada electronegatividad (3 en la escala de Pauling) y 5 electrones en el nivel más externo comportándose como trivalente en la mayoría de los compuestos que forma. Condensa a 77 K y solidifica a 63 K empleándose comúnmente en aplicaciones.

Efectos fisiológicos y ambientales

Las moléculas de Nitrógeno se encuentran principalmente en el aire. En agua y suelos el Nitrógeno puede ser encontrado en forma de nitratos y nitritos. Todas estas substancias son parte del ciclo del Nitrógeno, aunque hay una conexión entre todos.

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 extensamente por las industrias, incrementando los suministros de nitratos y nitritos en el suelo y agua como consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del Nitrógeno. Las concentraciones de Nitrógeno en agua potable aumentarán grandemente debido a esto.

Nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud. Estos son los efectos más comunes:

• Reacciones con la hemoglobina en la sangre, causando una disminución en la capacidad de transporte de oxígeno por la sangre. (nitrito)

• Disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)

• Bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)

• Producción de nitrosaminas, las cuales son conocidas como una de las más comunes causas de cáncer. (nitratos y nitritos)

Pero desde un punto de vista metabólico, el óxido de nitrógeno (NO) es mucho más importante que el nitrógeno. En 1987, Salvador Moncada descubrió que éste era un mensajero vital del cuerpo para la relajación de los músculos, y hoy sabemos que está involucrado en el sistema cardiovascular, el sistema inmunitario, el sistema nervioso central y el sistema nervioso periférico. La enzima que produce el óxido nítrico, la óxido-nítrico sintasa, es abundante en el cerebro.

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.

Formas producción y abastecimiento

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 el guano, usualmente en la forma de urea, ácido úrico y compuestos de ambos.

Tecnologías recientes permiten la separación del Nitrógeno del resto de los gases que componen el aire atmosférico mediante el uso de membranas (PRISMA) y tamices (PSA). Estas tecnologías que operan de forma análoga se basan en la absortividad y velocidad de disipación de los gases para lograr la obtención de nitrógeno en las purezas requeridas por la industria.

Se han observado compuestos que contienen nitrógeno en el espacio exterior y el isótopo Nitrógeno-14 se crea en los procesos de fusión nuclear de las estrellas.

Aplicaciones

La aplicación comercial más importante del nitrógeno es la obtención de amoníaco por el proceso de Haber . El amoníaco se emplea con posterioridad en la fabricación de fertilizantes y ácido nítrico.

También se usa, por su baja reactividad, como atmósfera inerte en tanques de almacenamiento de líquidos explosivos, durante la fabricación de componentes electrónicos (transistores, diodos, circuitos integrados, etc.) y en la fabricación del acero inoxidable. Gran parte del interés industrial en el nitrógeno se debe a la importancia de los compuestos nitrogenados en la agricultura y en la industria química; de ahí la importancia de los procesos para convertirlo en otros compuestos. El nitrógeno también se usa para llenar los bulbos de las lámparas incandescentes.

El nitrógeno líquido, producido por destilación del aire líquido, se usa en criogenia, ya que a presión atmosférica condensa a -195,8 ºC ; aplicación importante es también la de refrigerante, para la congelación y el transporte de comida y la conservación de cuerpos y células reproductivas (semen y óvulos) o cualesquiera otras muestras biológicas.

Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante.

Los compuestos orgánicos de nitrógeno como la nitroglicerina y el trinitrotolueno son a menudo explosivos. La hidracina y sus derivados se usan como combustible en cohetes.

CONOCE MAS DEL NITROGENO

REFRIGERACION CON NITROGENO LIQUIDO

Nitrógeno del aire y su aprovechamiento






OXIDOS DE NITROGENO

CONOCE EL CICLO DE NITROGENO

NITROGENO LIQUIDO+PISCINA=DIVERSION

NITROGENO


El nitrógeno es el elemento, en forma no elemental, más abundante en nuestro planeta. Se encuentra principalmente en la atmósfera, donde constituye el 78.1 % en volumen. Su abundancia en la corteza terrestre es sólo del 0,002% en masa. Los únicos minerales importantes que contienen nitrógeno son el KNO3 (nitro o salitre) y el NaNO3 (nitrato de sodio o nitrato de Chile), localizados en unas pocas regiones desérticas. Otras fuentes naturales que contienen nitrógeno son las proteínas de plantas y animales y restos fosilizados de plantas vivas como el carbón.
El nitrógeno gas fue identificado inicialmente como ese componente del aire que impedía la respiración o la combustión. Por eso se le dio el nombre de azote (sin vida) en francés e italiano. El elemento nitrógeno se presenta libre en la naturaleza en forma molecular: el dinitrógeno, gas incoloro e inodoro. Es un gas inerte, poco soluble en el agua; su solubilidad aumenta con la presión lo cual representa un problema para los submarinistas.
Hasta hace aproximadamente 100 años las fuentes de nitrógeno puro y sus compuestos eran bastante limitadas. Esto cambió totalmente con el descubrimiento de un proceso para la licuación del aire en 1895 y de un proceso para convertir el nitrógeno en amoniaco en 1908 (proceso Haber).
Mediante la destilación del aire se obtienen unos 30 millones de tn/año de nitrógeno. En este proceso el aire previamente licuado se calienta gradualmente. Cada uno de los gases que componen el aire tiene un punto de ebullición diferente, lo que permite separarlos gradualmente. El N2 tiene un punto de ebullición de -195.8 ºC. Este método produce N2 de alta pureza (< 20 ppm de O2).
A menor escala, se puede preparar separándolo del oxígeno atmosférico mediante el uso de membranas o con Zeolitas. Algunas zeolitas absorben selectivamente N2 que puede ser liberado cuando se calientan.
A escala de laboratorio, se puede obtener por descomposición térmica de sales nitrogenadas como el nitrito amónico:
NH4NO2 (ac) → N2 (g) + 2 H2O (l)
También se puede obtener nitrógeno con un alto grado de pureza por descomposición térmica de la azida de sodio (300 oC)
2 NaN3 → 2 Na + 3 N2
La elevada energía asociada a la molécula de dinitrógeno es la responsable de su estabilidad:
NºN (g) → 2 N(g) ΔHº = +945,4 kJ/mol
La reacción de disociación es muy endotérmica. Además las entalpías de formación de muchos compuestos de nitrógeno son positivas, lo que significa que sus reacciones de formación son endotérmicas. Para el NO(g)
½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ΔHº = +90,25 kJ/mol
Esta reacción (y la mayoría de las reacciones muy endotérmicas) no transcurren de manera apreciable a temperaturas normales.
No obstante la molécula de N2(g) se vuelve más reactiva a temperaturas elevadas o en presencia de catalizadores. El único elemento químico que reacciona con N2(g) a temperatura ambiente es el litio, formándose el nitruro de litio:
N2(g) + 6 Li(s) → 2 Li3N(s)
El dinitrógeno se utiliza fundamentalmente para los siguientes fines:
Para proporcionar atmósferas inertes, exentas de otros gases más reactivos como el dioxígeno. Protección de componentes electrónicos durante su fabricación o almacenamiento. Se añade a las botellas de vino cuando se les quita el tapón para prevenir la oxidación del vino. Las manzanas se pueden mantener a bajas temperaturas y en atmósfera de nitrógeno durante más de 30 meses También se utiliza en la fabricación de acero, en el purgado de hidrocarburos inflamables en refinerías y oleoductos, etc.
Fabricación de amoníaco y otros compuestos nitrogenados.
El nitrógeno líquido se utiliza como líquido criogénico (P eb = 77.3 K) para conservar por ejemplo especímenes biológicos. Debido a su inercia química y su bajo coste también se utiliza como refrigerante ideal para experiencias que necesiten muy bajas temperaturas: ensayos de superconductividad eléctrica de materiales.
El ciclo del nitrógeno
El ciclo del nitrógeno es uno de los grandes ciclos biogeoquímicos que rigen en el planeta Tierra y, también, es uno en los que la actividad humana interviene en mayor grado. Una de las etapas de este ciclo es la fijación de nitrógeno, conversión del nitrógeno en compuestos asimilables por los vegetales, y que se da mediante tres procesos:
1. Descargas eléctricas que activan la molécula de dinitrógeno (Cantidad poco importante; tiene lugar a alta temperatura).
½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g)
2. Fijación de nitrógeno por las bacterias. Estas bacterias producen una enzima, la nitrogenasa, que convierte el dinitrógeno en amoníaco.
Estos dos primeros procesos son procedimientos naturales de obtención de nitrógeno.
3. Actividad humana. Procesos de síntesis que consumen nitrógeno:
Proceso Haber-Bosch: N2+ 3 H2 → 2 NH3.
Proceso Ostwald: NH3 → → → HNO3
Los suelos a su vez pierden nitrógeno por los siguientes procesos:
Absorción de nitrógeno por las plantas
Bacterias desnitrificantes: nitratos → nitritos → NO2 → N2 → NH3
Arrastre por aguas superficiales
El nitrógeno de la atmósfera se recicla en la naturaleza bajo dos formas principales: el amoníaco y los nitratos. Sólo algunas bacterias y las leguminosas son capaces de utilizar el nitrógeno directamente del aire para efectuar la síntesis de sus aminoácidos y proteínas. La mayoría de los vegetales son incapaces de efectuar esta transformación y utilizan pues un intermedio: los nitratos. Estos nitratos, que las plantas absorben del suelo a través de sus raíces, son aportados al suelo de diferentes formas: por las bacterias nitrificantes, por la fijación llevada a cabo en las nudosidades de las leguminosas, por la contaminación atmosférica (generadora de óxidos de nitrógeno) llevados al suelo por el agua de lluvia y los efluentes industriales y urbanos. El aporte selectivo se realiza en forma de abonos (ya sea sintéticos u orgánicos). Todos estos aportes rebasan la cantidad que las plantas utilizan para su crecimiento y, aunque parte de este exceso es reciclado por las bacterias desnitrificantes, la mayor parte penetra en el suelo por lavado y alcanza los mantos freáticos contaminándolos.