18.8: La química del nitrógeno
Reacciones y compuestos del nitrógeno
Al igual que el carbono, el nitrógeno tiene cuatro orbitales de valencia (uno 2s y tres 2p), por lo que puede participar como máximo en cuatro enlaces de pares de electrones utilizando orbitales híbridos sp3. Sin embargo, a diferencia del carbono, el nitrógeno no forma cadenas largas debido a las interacciones repulsivas entre los pares de electrones solitarios de los átomos adyacentes. Estas interacciones son importantes en las distancias internucleares más cortas de los elementos de segundo período más pequeños de los grupos 15, 16 y 17. Los compuestos estables con enlaces N-N se limitan a cadenas de no más de tres átomos de N, como el ion azida (N3-).
El nitrógeno es el único pnicógeno que normalmente forma enlaces múltiples consigo mismo y con otros elementos del segundo período, utilizando el solapamiento π de los orbitales np adyacentes. Así, la forma estable del nitrógeno elemental es el N2, cuyo enlace N≡N es tan fuerte (DN≡N = 942 kJ/mol) comparado con los enlaces N-N y N=N (DN-N = 167 kJ/mol; DN=N = 418 kJ/mol) que todos los compuestos que contienen enlaces N-N y N=N son termodinámicamente inestables con respecto a la formación de N2. De hecho, la formación del enlace N≡N está tan favorecida termodinámicamente que prácticamente todos los compuestos que contienen enlaces N-N son potencialmente explosivos.
También en contraste con el carbono, el nitrógeno sufre sólo dos reacciones químicas importantes a temperatura ambiente: reacciona con el litio metálico para formar nitruro de litio, y es reducido a amoníaco por ciertos microorganismos. Sin embargo, a temperaturas más elevadas, el N2 reacciona con elementos más electropositivos, como los del grupo 13, para dar lugar a nitruros binarios, cuyo carácter va de covalente a iónico. Al igual que los correspondientes compuestos de carbono, los compuestos binarios de nitrógeno con oxígeno, hidrógeno u otros no metales suelen ser sustancias moleculares covalentes.
Pocos compuestos moleculares binarios de nitrógeno se forman por reacción directa de los elementos. A temperaturas elevadas, el N2 reacciona con el H2 para formar amoníaco, con el O2 para formar una mezcla de NO y NO2, y con el carbono para formar cianógeno (N≡C-C≡N); el nitrógeno elemental no reacciona con los halógenos ni con los demás calcógenos. No obstante, se conocen todos los haluros de nitrógeno binarios (NX3). Excepto el NF3, todos son tóxicos, termodinámicamente inestables y potencialmente explosivos, y todos se preparan haciendo reaccionar el halógeno con NH3 en lugar de N2. Tanto el monóxido de nitrógeno (NO) como el dióxido de nitrógeno (NO2) son termodinámicamente inestables, con energías libres de formación positivas. A diferencia del NO, el NO2 reacciona fácilmente con un exceso de agua, formando una mezcla 1:1 de ácido nitroso (HNO2) y ácido nítrico (HNO3):
El nitrógeno también forma N2O (monóxido de dinitrógeno, u óxido nitroso), una molécula lineal que es isoelectrónica con el CO2 y puede representarse como -N=N+=O. Al igual que los otros dos óxidos de nitrógeno, el óxido nitroso es termodinámicamente inestable. Las estructuras de los tres óxidos comunes de nitrógeno son las siguientes:
Pocos compuestos moleculares binarios de nitrógeno se forman por la reacción directa de los elementos.
A temperaturas elevadas, el nitrógeno reacciona con metales altamente electropositivos para formar nitruros iónicos, como Li3N y Ca3N2. Estos compuestos consisten en entramados iónicos formados por iones Mn+ y N3-. Al igual que el boro forma boruros intersticiales y el carbono carburos intersticiales, con los metales menos electropositivos el nitrógeno forma una serie de nitruros intersticiales, en los que el nitrógeno ocupa agujeros en una estructura metálica muy empaquetada. Al igual que los carburos y boruros intersticiales, estas sustancias suelen ser materiales muy duros y de alta fusión que tienen brillo metálico y conductividad.
El nitrógeno también reacciona con los semimetales a temperaturas muy altas para producir nitruros covalentes, como el Si3N4 y el BN, que son sólidos con estructuras de red covalentes extendidas similares a las del grafito o el diamante. En consecuencia, suelen ser materiales de alta fusión y químicamente inertes.
El amoníaco (NH3) es uno de los pocos compuestos binarios termodinámicamente estables de nitrógeno con un no metal. No es inflamable en el aire, pero arde en una atmósfera de O2:
Alrededor del 10% del amoníaco que se produce anualmente se utiliza para fabricar fibras y plásticos que contienen enlaces amídicos, como los nilones y los poliuretanos, mientras que el 5% se utiliza en explosivos, como el nitrato de amonio, el TNT (trinitrotolueno) y la nitroglicerina. Grandes cantidades de amoníaco líquido anhidro se utilizan como fertilizante.
El nitrógeno forma otros dos importantes compuestos binarios con el hidrógeno. El ácido hidrazoico (HN3), también llamado azida de hidrógeno, es una sustancia incolora, altamente tóxica y explosiva. La hidracina (N2H4) también es potencialmente explosiva; se utiliza como propulsor de cohetes y para inhibir la corrosión en las calderas.
El B, el C y el N reaccionan con los metales de transición para formar compuestos intersticiales que son materiales duros y de alta fusión.
Ejemplo (\PageIndex{1})
Para cada reacción, explique por qué se forman los productos dados cuando se calientan los reactantes.
- Sr(s) + N2O(g) \(\xrightarrow{\Delta}) SrO(s) + N2(g)
- NH4NO2(s) \(\xrightarrow{\Delta}) N2(g) + 2H2O(g)
- Pb(NO3)2(s) \(\xrightarrow{\Delta}) PbO2(s) + 2NO2(g)
Dado: ecuaciones químicas equilibradas
Se pregunta: por qué se forman los productos dados
Estrategia:
Clasificar el tipo de reacción. Utilizando las tendencias periódicas de las propiedades atómicas, la termodinámica y la cinética, explique por qué se forman los productos de reacción observados.
Solución
- Como metal alcalino, el estroncio es un fuerte reductor. Si el otro reactivo puede actuar como oxidante, entonces se producirá una reacción redox. El óxido nitroso contiene nitrógeno en un estado de oxidación bajo (+1), por lo que normalmente no lo consideraríamos un oxidante. Sin embargo, el óxido nitroso es termodinámicamente inestable (ΔH°f > 0 y ΔG°f > 0), y puede reducirse a N2, que es una especie estable. En consecuencia, predecimos que se producirá una reacción redox.
- Cuando se calienta una sustancia, probablemente se producirá una reacción de descomposición, que a menudo implica la liberación de gases estables. En este caso, el nitrito de amonio contiene nitrógeno en dos estados de oxidación diferentes (-3 y +3), por lo que una reacción redox interna es una posibilidad. Debido a su estabilidad termodinámica, el N2 es el producto probable que contiene nitrógeno, mientras que predecimos que el H y el O se combinarán para formar H2O.
- De nuevo, esto es probablemente una reacción de descomposición térmica. Si un elemento está en un estado de oxidación normalmente alto y otro en un estado de oxidación bajo, probablemente se producirá una reacción redox. El nitrato de plomo contiene el catión Pb2+ y el anión nitrato, que contiene nitrógeno en su estado de oxidación más alto posible (+5). Por lo tanto, el nitrógeno puede reducirse, y sabemos que el plomo puede oxidarse hasta el estado de oxidación +4. En consecuencia, es probable que el nitrato de plomo (II) se descomponga en óxido de plomo (IV) y dióxido de nitrógeno cuando se calienta. Aunque el PbO2 es un potente oxidante, la liberación de un gas como el NO2 a menudo puede llevar a término una reacción que de otro modo sería desfavorable (principio de Le Chatelier). Tenga en cuenta, sin embargo, que el PbO2 probablemente se descompondrá en PbO a altas temperaturas.