Hispanopedia WikiEl nitrógeno es uno de los elementos más abundantes en el universo y puede formar muchos compuestos. Puede adoptar varios estados de oxidación , pero los estados de oxidación más comunes son -3 y +3. El nitrógeno puede formar iones nitruro y nitrato . También forma parte del ácido nítrico y de las sales de nitrato. Los compuestos nitrogenados también tienen un papel importante en la química orgánica, ya que el nitrógeno forma parte de las proteínas , los aminoácidos y el trifosfato de adenosina .
Complejos de dinitrógeno
El primer ejemplo de complejo de dinitrógeno que se descubrió fue [Ru(NH 3 ) 5 (N 2 )] 2+ (ver figura a la derecha), y pronto se descubrieron muchos otros complejos similares. Estos complejos , en los que una molécula de nitrógeno dona al menos un par solitario de electrones a un catión metálico central, ilustran cómo el N 2 podría unirse al metal o metales en la nitrogenasa y el catalizador para el proceso Haber : estos procesos que implican la activación del dinitrógeno son de vital importancia en biología y en la producción de fertilizantes. [1] [2]
El dinitrógeno es capaz de coordinarse con los metales de cinco formas diferentes. Las formas mejor caracterizadas son la M←N≡N ( η 1 ) y la M←N≡N→M ( μ , bis- η 1 ), en las que los pares solitarios de los átomos de nitrógeno se donan al catión metálico. Las formas menos caracterizadas implican que el dinitrógeno done pares de electrones del triple enlace, ya sea como ligando puente a dos cationes metálicos ( μ , bis- η 2 ) o a solo uno ( η 2 ). El quinto y único método implica la triple coordinación como ligando puente, donando los tres pares de electrones del triple enlace ( μ 3 -N 2 ). Algunos complejos presentan múltiples ligandos N 2 y algunos presentan N 2 unido de múltiples formas. Dado que el N 2 es isoelectrónico con el monóxido de carbono (CO) y el acetileno (C 2 H 2 ), el enlace en los complejos de dinitrógeno está estrechamente relacionado con el de los compuestos carbonílicos , aunque el N 2 es un donador σ y un aceptor π más débil que el CO. Los estudios teóricos muestran que la donación σ es un factor más importante que permite la formación del enlace M–N que la donación inversa π , que en su mayoría solo debilita el enlace N–N, y la donación de extremo ( η 1 ) se logra más fácilmente que la donación de lado ( η 2 ). [3]
En la actualidad, se conocen complejos de dinitrógeno para casi todos los metales de transición , lo que representa varios cientos de compuestos. Normalmente se preparan mediante tres métodos: [3]
- Reemplazo de ligandos lábiles como H 2 O , H − o CO directamente por nitrógeno: estas son reacciones a menudo reversibles que ocurren en condiciones suaves.
- Reducción de complejos metálicos en presencia de un coligando adecuado en exceso bajo nitrógeno gaseoso. Una opción habitual es sustituir los ligandos de cloruro por dimetilfenilfosfina (PMe 2 Ph) para compensar la menor cantidad de ligandos de nitrógeno unidos que los ligandos de cloro originales.
- Conversión de un ligando con enlaces N–N, como hidrazina o azida, directamente en un ligando de dinitrógeno.
Ocasionalmente, el enlace N≡N puede formarse directamente dentro de un complejo metálico, por ejemplo, al reaccionar directamente amoníaco coordinado (NH 3 ) con ácido nitroso (HNO 2 ), pero esto no es generalmente aplicable. La mayoría de los complejos de dinitrógeno tienen colores dentro del rango blanco-amarillo-naranja-rojo-marrón; se conocen algunas excepciones, como el azul [{Ti( η 5 -C 5 H 5 ) 2 } 2 -(N 2 )]. [3]
Nitruros, azidas y complejos de nitrilo
El nitrógeno se enlaza con casi todos los elementos de la tabla periódica, excepto los tres primeros gases nobles , helio , neón y argón , y algunos de los elementos de vida muy corta después del bismuto , creando una inmensa variedad de compuestos binarios con propiedades y aplicaciones variables. [3] Se conocen muchos compuestos binarios: con la excepción de los hidruros, óxidos y fluoruros de nitrógeno, estos se denominan típicamente nitruros . Muchas fases estequiométricas suelen estar presentes para la mayoría de los elementos (por ejemplo, MnN, Mn 6 N 5 , Mn 3 N 2 , Mn 2 N, Mn 4 N y Mn x N para 9,2 < x < 25,3). Pueden clasificarse como "similares a sales" (principalmente iónicos), covalentes, "similares a diamantes" y metálicos (o intersticiales ), aunque esta clasificación tiene limitaciones que generalmente se derivan de la continuidad de los tipos de enlace en lugar de los tipos discretos y separados que implica. Normalmente se preparan haciendo reaccionar directamente un metal con nitrógeno o amoníaco (a veces después de calentarlo), o por descomposición térmica de amidas metálicas: [4]
- 3Ca + N2 → Ca3N2
- 3Mg + 2NH3 → Mg3N2 + 3H2 ( a 900 ° C)
- 3 Zn(NH 2 ) 2 → Zn 3 N 2 + 4 NH 3
Son posibles muchas variantes de estos procesos. Los nitruros más iónicos son los de los metales alcalinos y alcalinotérreos , Li 3 N (Na, K, Rb y Cs no forman nitruros estables por razones estéricas) y M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). Estos pueden considerarse formalmente como sales del anión N 3− , aunque la separación de cargas en realidad no es completa ni siquiera para estos elementos altamente electropositivos. Sin embargo, las azidas de metales alcalinos NaN 3 y KN 3 , que presentan la estructura lineal N−
3Los aniones son bien conocidos, al igual que el Sr(N 3 ) 2 y el Ba(N 3 ) 2 . Las azidas de los metales del subgrupo B (aquellos en los grupos 11 a 16 ) son mucho menos iónicas, tienen estructuras más complicadas y detonan fácilmente cuando se someten a un choque. [4]
Se conocen muchos nitruros binarios covalentes. Algunos ejemplos son el cianógeno ((CN) 2 ), el pentanitruro de trifósforo ( P3N5 ) , el dinitruro de disulfuro ( S2N2 ) y el tetranitruro de tetraazufre ( S4N4 ) . También se conocen el nitruro de silicio ( Si3N4 ) y el nitruro de germanio ( Ge3N4 ) , que son esencialmente covalentes: el nitruro de silicio , en particular, sería un material cerámico prometedor si no fuera por la dificultad de trabajarlo y sinterizarlo. En particular, los nitruros del grupo 13 , la mayoría de los cuales son semiconductores prometedores , son isoelectrónicos con el grafito, el diamante y el carburo de silicio y tienen estructuras similares: su enlace cambia de covalente a parcialmente iónico y metálico a medida que desciende el grupo. En particular, dado que la unidad B–N es isoelectrónica a C–C, y el carbono es esencialmente intermedio en tamaño entre el boro y el nitrógeno, gran parte de la química orgánica encuentra un eco en la química boro-nitrógeno, como en la borazina (" benceno inorgánico "). Sin embargo, la analogía no es exacta debido a la facilidad de ataque nucleofílico en el boro debido a su deficiencia de electrones, lo que no es posible en un anillo que contiene completamente carbono. [4]
La categoría más grande de nitruros son los nitruros intersticiales de fórmulas MN, M2N y M4N ( aunque es perfectamente posible que tengan una composición variable), en los que los pequeños átomos de nitrógeno se colocan en los huecos de una red metálica compacta, cúbica o hexagonal . Son opacos, muy duros y químicamente inertes, fundiéndose sólo a temperaturas muy altas (generalmente superiores a 2500 °C). Tienen un brillo metálico y conducen la electricidad como los metales. Se hidrolizan sólo muy lentamente para dar amoníaco o nitrógeno. [4]
El anión nitruro (N 3− ) es el donante π más fuerte conocido entre los ligandos (el segundo más fuerte es O 2− ). Los complejos de nitruro generalmente se forman por descomposición térmica de azidas o por desprotonación de amoníaco, y generalmente involucran un grupo terminal {≡N} 3− . El anión azida lineal ( N−
3), al ser isoelectrónico con óxido nitroso , dióxido de carbono y cianato , forma muchos complejos de coordinación. La concatenación posterior es rara, aunque N4−
4(isoelectrónico con carbonato y nitrato ) es conocido. [4]
Hidruros
En la industria, el amoniaco (NH3 ) es el compuesto más importante del nitrógeno y se prepara en mayores cantidades que cualquier otro compuesto, porque contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor de alimentos y fertilizantes. Es un gas alcalino incoloro con un olor penetrante característico. La presencia de enlaces de hidrógeno tiene efectos muy significativos en el amoniaco, lo que le confiere sus altos puntos de fusión (−78 °C) y ebullición (−33 °C). Como líquido, es un muy buen disolvente con un alto calor de vaporización (lo que permite su uso en frascos de vacío), que también tiene una baja viscosidad y conductividad eléctrica y una alta constante dieléctrica , y es menos denso que el agua. Sin embargo, el enlace de hidrógeno en NH 3 es más débil que en H 2 O debido a la menor electronegatividad del nitrógeno en comparación con el oxígeno y la presencia de solo un par solitario en NH 3 en lugar de dos en H 2 O. Es una base débil en solución acuosa ( p K b 4,74); su ácido conjugado es amonio , NH+
4También puede actuar como un ácido extremadamente débil, perdiendo un protón para producir el anión amida, NH−
2. Por lo tanto, sufre una autodisociación, similar al agua, para producir amonio y amida. El amoníaco arde en aire u oxígeno, aunque no fácilmente, para producir gas nitrógeno; arde en flúor con una llama de color amarillo verdoso para dar trifluoruro de nitrógeno . Las reacciones con los otros no metales son muy complejas y tienden a dar lugar a una mezcla de productos. El amoníaco reacciona al calentarse con metales para dar nitruros. [6]
Se conocen muchos otros hidruros de nitrógeno binarios, pero los más importantes son la hidracina ( N2H4 ) y la azida de hidrógeno (HN3 ) . Aunque no es un hidruro de nitrógeno, la hidroxilamina (NH2OH ) es similar en propiedades y estructura al amoníaco y a la hidracina. La hidracina es un líquido incoloro y humeante que huele de manera similar al amoníaco. Sus propiedades físicas son muy similares a las del agua (punto de fusión 2,0 °C, punto de ebullición 113,5 °C, densidad 1,00 g/cm3 ) . A pesar de ser un compuesto endotérmico, es cinéticamente estable. Se quema rápidamente y completamente en el aire de manera muy exotérmica para dar nitrógeno y vapor de agua. Es un agente reductor muy útil y versátil y es una base más débil que el amoníaco. [7] También se usa comúnmente como combustible para cohetes. [8]
La hidracina se obtiene generalmente mediante la reacción del amoníaco con hipoclorito de sodio alcalino en presencia de gelatina o pegamento: [7]
- NH3 + OCl − → NH2Cl + OH −
- NH2Cl + NH3 → N
2yo+
5+ Cl − (lento) - norte
2yo+
5+ OH − → N 2 H 4 + H 2 O (rápido)
(Los ataques del hidróxido y el amoníaco pueden revertirse, pasando así a través del intermediario NHCl − ). La razón para agregar gelatina es que elimina iones metálicos como Cu 2+ que cataliza la destrucción de la hidrazina por reacción con monocloramina (NH 2 Cl) para producir cloruro de amonio y nitrógeno. [7]
La azida de hidrógeno (HN 3 ) se produjo por primera vez en 1890 mediante la oxidación de hidrazina acuosa con ácido nitroso. Es muy explosiva e incluso las soluciones diluidas pueden ser peligrosas. Tiene un olor desagradable e irritante y es un veneno potencialmente letal (pero no acumulativo). Puede considerarse el ácido conjugado del anión azida y es análogo a los ácidos hidrohalogenados . [7]
Haluros y oxohaluros
Se conocen los cuatro trihaluros de nitrógeno simples. Se conocen algunos haluros mixtos e hidrohaluros, pero en su mayoría son inestables; algunos ejemplos son NClF 2 , NCl 2 F, NBrF 2 , NF 2 H, NFH 2 , NCl 2 H y NClH 2 . [9]
Se conocen cinco fluoruros de nitrógeno. El trifluoruro de nitrógeno (NF 3 , preparado por primera vez en 1928) es un gas incoloro e inodoro que es termodinámicamente estable y se produce más fácilmente mediante la electrólisis del fluoruro de amonio fundido disuelto en fluoruro de hidrógeno anhidro . Al igual que el tetrafluoruro de carbono , no es en absoluto reactivo y es estable en agua o en ácidos o álcalis acuosos diluidos. Solo cuando se calienta actúa como agente fluorante y reacciona con cobre , arsénico, antimonio y bismuto al contacto a altas temperaturas para dar tetrafluorohidrazina (N 2 F 4 ). Los cationes NF+
4y N
2F+
3También se conocen (este último por la reacción de la tetrafluorohidrazina con fuertes aceptores de fluoruro como el pentafluoruro de arsénico ), al igual que el ONF 3 , que ha despertado interés debido a la corta distancia N–O que implica un doble enlace parcial y el enlace N–F altamente polar y largo. La tetrafluorohidrazina, a diferencia de la propia hidrazina, puede disociarse a temperatura ambiente y superior para dar el radical NF 2 •. La azida de flúor (FN 3 ) es muy explosiva y térmicamente inestable. El difluoruro de dinitrógeno (N 2 F 2 ) existe como isómeros cis y trans térmicamente interconvertibles , y se encontró por primera vez como producto de la descomposición térmica del FN 3 . [9]
El tricloruro de nitrógeno (NCl 3 ) es un líquido denso, volátil y explosivo cuyas propiedades físicas son similares a las del tetracloruro de carbono , aunque una diferencia es que el NCl 3 se hidroliza fácilmente con agua mientras que el CCl 4 no. Fue sintetizado por primera vez en 1811 por Pierre Louis Dulong , quien perdió tres dedos y un ojo por sus tendencias explosivas. Como gas diluido es menos peligroso y por lo tanto se utiliza industrialmente para blanquear y esterilizar harina. El tribromuro de nitrógeno (NBr 3 ), preparado por primera vez en 1975, es un sólido volátil, sensible a la temperatura y de color rojo oscuro que es explosivo incluso a -100 °C. El triyoduro de nitrógeno (NI 3 ) es aún más inestable y solo se preparó en 1990. Su aducto con amoníaco, que se conocía antes, es muy sensible a los golpes: puede activarse con el toque de una pluma, corrientes de aire cambiantes o incluso partículas alfa . [9] [10] Por esta razón, a veces se sintetizan pequeñas cantidades de triyoduro de nitrógeno como demostración a estudiantes de química de secundaria o como un acto de "magia química". [11] La azida de cloro (ClN 3 ) y la azida de bromo (BrN 3 ) son extremadamente sensibles y explosivas. [12] [13]
Se conocen dos series de oxohaluros de nitrógeno: los haluros de nitrosilo (XNO) y los haluros de nitrilo (XNO 2 ). Los primeros son gases muy reactivos que se pueden obtener halogenando directamente el óxido nitroso. El fluoruro de nitrosilo (NOF) es incoloro y un agente fluorante vigoroso. El fluoruro de nitrosilo puede continuar reaccionando con el flúor para formar trifluoruro de óxido de nitrógeno , [14] que también es un agente fluorante fuerte. El cloruro de nitrosilo (NOCl) se comporta de forma muy similar y se ha utilizado a menudo como disolvente ionizante. El bromuro de nitrosilo (NOBr) es rojo. Las reacciones de los haluros de nitrilo son en su mayoría similares: el fluoruro de nitrito (FNO 2 ) y el cloruro de nitrito (ClNO 2 ) son igualmente gases reactivos y agentes halogenantes vigorosos. [9]
Óxidos
2se convierte en tetróxido de dinitrógeno incoloro ( N
2Oh
4) a bajas temperaturas y vuelve a NO
2a temperaturas más altas.
El nitrógeno forma nueve óxidos moleculares, algunos de los cuales fueron los primeros gases en ser identificados: N 2 O ( óxido nitroso ), NO ( óxido nítrico ), N 2 O 3 ( trióxido de dinitrógeno ), NO 2 ( dióxido de nitrógeno ), N 2 O 4 ( tetróxido de dinitrógeno ), N 2 O 5 ( pentóxido de dinitrógeno ), N 4 O ( azida de nitrosilo ), [15] y N(NO 2 ) 3 ( trinitramida ). [16] Todos son térmicamente inestables a la descomposición de sus elementos. Otro posible óxido que aún no ha sido sintetizado es el oxatetrazol (N 4 O), un anillo aromático. [15]
El óxido nitroso (N2O ) , más conocido como gas de la risa, se obtiene por descomposición térmica del nitrato de amonio fundido a 250 °C. Se trata de una reacción redox y, por lo tanto, también se producen óxido nítrico y nitrógeno como subproductos . Se utiliza principalmente como propulsor y agente aireante para la nata montada en lata en aerosol , y antiguamente se utilizaba comúnmente como anestésico. A pesar de las apariencias, no se puede considerar que sea el anhídrido del ácido hiponitroso ( H2N2O2 ) porque ese ácido no se produce por la disolución del óxido nitroso en agua . Es bastante poco reactivo (no reacciona con los halógenos, los metales alcalinos ni el ozono a temperatura ambiente, aunque la reactividad aumenta con el calentamiento) y tiene la estructura asimétrica N–N–O (N≡N + O − ↔ − N=N + =O): por encima de los 600 °C se disocia rompiendo el enlace N–O más débil. [15] El óxido nítrico (NO) es la molécula estable más simple con un número impar de electrones. En los mamíferos, incluidos los humanos, es una importante molécula de señalización celular involucrada en muchos procesos fisiológicos y patológicos. [17] Se forma por oxidación catalítica del amoniaco. Es un gas paramagnético incoloro que, al ser termodinámicamente inestable, se descompone en nitrógeno y oxígeno gaseoso a 1100–1200 °C. Su enlace es similar al del nitrógeno, pero se agrega un electrón adicional a un orbital antienlazante π * y, por lo tanto, el orden de enlace se ha reducido a aproximadamente 2,5; Por lo tanto, la dimerización a O=N–N=O es desfavorable excepto por debajo del punto de ebullición (donde el isómero cis es más estable) porque en realidad no aumenta el orden de enlace total y porque el electrón desapareado está deslocalizado a través de la molécula de NO, lo que le otorga estabilidad. También hay evidencia del dímero rojo asimétrico O=N–O=N cuando el óxido nítrico se condensa con moléculas polares. Reacciona con el oxígeno para dar dióxido de nitrógeno marrón y con halógenos para dar haluros de nitrosilo. También reacciona con compuestos de metales de transición para dar complejos de nitrosilo, la mayoría de los cuales son de color intenso. [15]
El trióxido de dinitrógeno azul (N 2 O 3 ) solo está disponible en forma sólida porque se disocia rápidamente por encima de su punto de fusión para dar óxido nítrico, dióxido de nitrógeno (NO 2 ) y tetróxido de dinitrógeno (N 2 O 4 ). Los dos últimos compuestos son algo difíciles de estudiar individualmente debido al equilibrio entre ellos, aunque a veces el tetróxido de dinitrógeno puede reaccionar por fisión heterolítica a nitrosonio y nitrato en un medio con alta constante dieléctrica. El dióxido de nitrógeno es un gas marrón acre y corrosivo. Ambos compuestos pueden prepararse fácilmente descomponiendo un nitrato metálico seco. Ambos reaccionan con agua para formar ácido nítrico . El tetróxido de dinitrógeno es muy útil para la preparación de nitratos metálicos anhidros y complejos de nitrato, y se convirtió en el oxidante almacenable de elección para muchos cohetes tanto en los Estados Unidos como en la URSS a fines de la década de 1950. Esto se debe a que es un propulsor hipergólico en combinación con un combustible para cohetes a base de hidracina y se puede almacenar fácilmente ya que es líquido a temperatura ambiente. [15]
El pentóxido de dinitrógeno (N 2 O 5 ), térmicamente inestable y muy reactivo, es el anhídrido del ácido nítrico y se puede obtener a partir de él por deshidratación con pentóxido de fósforo . Es de interés para la preparación de explosivos. [18] Es un sólido cristalino delicuescente , incoloro y sensible a la luz. En estado sólido es iónico con la estructura [NO 2 ] + [NO 3 ] − ; como gas y en solución es molecular O 2 N–O–NO 2 . La hidratación a ácido nítrico se produce fácilmente, al igual que la reacción análoga con peróxido de hidrógeno dando lugar al ácido peroxonítrico (HOONO 2 ). Es un agente oxidante violento. El pentóxido de dinitrógeno gaseoso se descompone de la siguiente manera: [15]
- norte 2 O 5 ⇌ NO 2 + NO 3 → NO 2 + O 2 + NO
- N2O5 + NO⇌3NO2
Oxoácidos, oxoaniones y sales de oxoácidos
Se conocen muchos oxoácidos de nitrógeno , aunque la mayoría de ellos son inestables como compuestos puros y se conocen solo como solución acuosa o como sales. El ácido hiponitroso (H 2 N 2 O 2 ) es un ácido diprótico débil con la estructura HON=NOH (p K a1 6,9, p K a2 11,6). Las soluciones ácidas son bastante estables, pero por encima de pH 4 se produce una descomposición catalizada por bases a través de [HONNO] − en óxido nitroso y el anión hidróxido. Los hiponitritos (que involucran el N
2Oh2−
2Los aniones son estables a los agentes reductores y, más comúnmente, actúan como agentes reductores. Son un paso intermedio en la oxidación del amoníaco a nitrito, que ocurre en el ciclo del nitrógeno . El hiponitrito puede actuar como un ligando bidentado quelante o puente. [19]
El ácido nitroso (HNO 2 ) no se conoce como un compuesto puro, pero es un componente común en los equilibrios gaseosos y es un reactivo acuoso importante: sus soluciones acuosas pueden prepararse a partir de la acidificación del nitrito acuoso frío ( NO−
2, soluciones dobladas), aunque ya a temperatura ambiente la desproporción con nitrato y óxido nítrico es significativa. Es un ácido débil con p K a 3,35 a 18 °C. Pueden analizarse titrimétricamente por su oxidación a nitrato por permanganato . Se reducen fácilmente a óxido nitroso y óxido nítrico por dióxido de azufre , a ácido hiponitroso con estaño (II) y a amoníaco con sulfuro de hidrógeno . Sales de hidrazinio N
2yo+
5reaccionan con el ácido nitroso para producir azidas que reaccionan a su vez para dar óxido nitroso y nitrógeno. El nitrito de sodio es ligeramente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg/kg, pero a menudo se utilizan pequeñas cantidades para curar la carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano. También se utiliza para sintetizar hidroxilamina y diazotar aminas aromáticas primarias de la siguiente manera: [19]
- ArNH 2 + HNO 2 → [ArNN]Cl + 2 H 2 O
El nitrito es también un ligando común que puede coordinarse de cinco maneras. Las más comunes son el nitro (unido a partir del nitrógeno) y el nitrito (unido a partir del oxígeno). La isomería nitro-nitrito es común, donde la forma nitrito suele ser menos estable. [19]
El ácido nítrico (HNO 3 ) es, con diferencia, el más importante y el más estable de los oxoácidos de nitrógeno. Es uno de los tres ácidos más utilizados (los otros dos son el ácido sulfúrico y el ácido clorhídrico ) y fue descubierto por primera vez por los alquimistas en el siglo XIII. Se obtiene por oxidación catalítica del amoníaco a óxido nítrico, que se oxida a dióxido de nitrógeno y luego se disuelve en agua para dar ácido nítrico concentrado. En los Estados Unidos de América , se producen más de siete millones de toneladas de ácido nítrico cada año, la mayoría de las cuales se utilizan para la producción de nitrato para fertilizantes y explosivos, entre otros usos. El ácido nítrico anhidro se puede obtener destilando ácido nítrico concentrado con pentóxido de fósforo a baja presión en un aparato de vidrio en la oscuridad. Sólo se puede obtener en estado sólido, porque al fundirse se descompone espontáneamente en dióxido de nitrógeno, y el ácido nítrico líquido sufre una autoionización en mayor medida que cualquier otro líquido covalente, como se indica a continuación: [19]
- 2HNO3⇌H
2NO+
3+ NO−
3⇌ H2O + [ NO2 ] ++ [ NO3 ] −
Se sabe que se pueden cristalizar dos hidratos, HNO3 · H2O y HNO3 · 3H2O . Es un ácido fuerte y las soluciones concentradas son agentes oxidantes fuertes, aunque el oro , el platino , el rodio y el iridio son inmunes al ataque. Una mezcla 3:1 de ácido clorhídrico concentrado y ácido nítrico, llamada agua regia , es aún más fuerte y disuelve con éxito el oro y el platino, porque se forman cloro libre y cloruro de nitrosilo y los aniones cloruro pueden formar complejos fuertes. En el ácido sulfúrico concentrado, el ácido nítrico se protona para formar nitronio , que puede actuar como electrófilo para la nitración aromática: [19]
- HNO3 + 2H2SO4 ⇌ NO+
2+ H3O + + 2HSO−
4
Las estabilidades térmicas de los nitratos (que involucran el NO trigonal planar−
3La composición química del anión depende de la basicidad del metal, al igual que los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido (potasio y plomo ) o incluso el propio metal ( plata ) dependiendo de sus estabilidades relativas. El nitrato también es un ligando común con muchos modos de coordinación. [19]
Finalmente, aunque el ácido ortonítrico (H 3 NO 4 ), que sería análogo al ácido ortofosfórico , no existe, el anión ortonitrato tetraédrico NO3−
4Se conoce en sus sales de sodio y potasio: [19]
![{\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->[{\ce {Ag~crisol}}][{\ce {300^{\circ }C~durante~7 días}}]Na3NO4}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ec729bc88f520e08fdce8a013dec8ae601d28509)
Estas sales cristalinas blancas son muy sensibles al vapor de agua y al dióxido de carbono en el aire: [19]
- Na 3 NO 4 + H 2 O + CO 2 → NaNO 3 + NaOH + NaHCO 3
A pesar de su química limitada, el anión ortonitrato es interesante desde un punto de vista estructural debido a su forma tetraédrica regular y las longitudes de enlace N–O cortas, lo que implica un carácter polar significativo en el enlace. [19]
Compuestos orgánicos de nitrógeno
El nitrógeno es uno de los elementos más importantes en la química orgánica . Muchos grupos funcionales orgánicos implican un enlace carbono-nitrógeno , como las amidas (RCONR 2 ), las aminas (R 3 N), las iminas (RC(=NR)R), las imidas ((RCO) 2 NR), las azidas (RN 3 ), los compuestos azoicos (RN 2 R), los cianatos e isocianatos (ROCN o RCNO), los nitratos (RONO 2 ), los nitrilos e isonitrilos (RCN o RNC), los nitritos (RONO), los compuestos nitro (RNO 2 ), los compuestos nitrosos (RNO), las oximas (RCR=NOH) y los derivados de la piridina . Los enlaces C–N están fuertemente polarizados hacia el nitrógeno. En estos compuestos, el nitrógeno suele ser trivalente (aunque puede ser tetravalente en las sales de amonio cuaternario , R 4 N + ), con un par solitario que puede conferir basicidad al compuesto al estar coordinado a un protón. Esto puede ser compensado por otros factores: por ejemplo, las amidas no son básicas porque el par solitario está deslocalizado en un doble enlace (aunque pueden actuar como ácidos a pH muy bajo, estando protonadas en el oxígeno), y el pirrol no es ácido porque el par solitario está deslocalizado como parte de un anillo aromático . [20] La cantidad de nitrógeno en una sustancia química puede determinarse mediante el método Kjeldahl . [21] En particular, el nitrógeno es un componente esencial de los ácidos nucleicos , aminoácidos y, por lo tanto , proteínas , y la molécula transportadora de energía trifosfato de adenosina y, por lo tanto, es vital para toda la vida en la Tierra. [20]
Véase también
Referencias
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