Csdrhrt

Carbono ← Nitrógeno → Oxígeno
7 N
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Incoloro
Información general
Nombre, símbolo, número	Nitrógeno, N, 7
Serie química	No metales
Grupo, período, bloque	15, 2, p
Masa atómica	14,0067 u
Configuración electrónica	[He]2s22p3
Electrones por nivel	2, 5 (imagen)
Propiedades atómicas
Radio medio	65 pm
Electronegatividad	3,04 (escala de Pauling)
Radio atómico (calc)	56 pm (radio de Bohr)
Radio covalente	75 pm
Radio de van der Waals	155 pm
Estado(s) de oxidación	±3, 5, 4, 2, 1 (ácido fuerte)
1.ª Energía de ionización	1402,3 kJ/mol
2.ª Energía de ionización	2856 kJ/mol
3.ª Energía de ionización	4578,1 kJ/mol
4.ª Energía de ionización	7475 kJ/mol
5.ª Energía de ionización	9444,9 kJ/mol
6.ª Energía de ionización	53266,6 kJ/mol
7.ª Energía de ionización	64360 kJ/mol
Propiedades físicas
Estado ordinario	Gas
Densidad	1,2506 kg/m3
Punto de fusión	63,14 K (-210 ℃)
Punto de ebullición	77,35 K (-196 ℃)
Entalpía de vaporización	5,57 kJ/mol
Entalpía de fusión	0,7087 kJ/mol
Punto crítico	126,19 K (-147 ℃) 3.39 MPa Pa
Varios
Estructura cristalina	hexagonal
N° CAS	7727-37-9
N° EINECS	231-783-9
Calor específico	1040 J/(K·kg)
Conductividad eléctrica	__ 106 S/m
Conductividad térmica	0,02598 W/(K·m)
Velocidad del sonido	334 m/s a 293,15 K (20 °C)
Isótopos más estables
Artículo principal: Isótopos del nitrógeno
iso AN Periodo MD Ed PD MeV 13N Sintético 9,965 min ε 2,220 13C 14N 99,634 Estable con 7 neutrones 15N 0,366 Estable con 8 neutrones
Valores en el SI y condiciones normales de presión y temperatura, salvo que se indique lo contrario.
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El nitrógeno es un elemento químico de número atómico 7, símbolo N, su peso atómico es de 14,006 y que en condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógeno diatómico o molecular) que constituye del orden del 78 % del aire atmosférico.^[1]​ En ocasiones es llamado ázoe (antiguamente se usó también Az como símbolo del nitrógeno).

Aplicación

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

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.

El ciclo de este elemento es bastante más complejo que el del carbono, dado que está presente en la atmósfera no solo como N₂ (78 %) sino también en una gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente como N₂O, NO y NO₂, los llamados NO_x. También forma otras combinaciones con oxígeno tales como N₂O₃ y N₂O₅ (anhídridos), "precursores" de los ácidos nitroso y nítrico. Con hidrógeno forma amoníaco (NH₃), compuesto gaseoso en condiciones normales.

Al ser un gas poco reactivo, el nitrógeno se emplea industrialmente para crear atmósferas protectoras y como gas criogénico para obtener temperaturas del orden de 78K de forma sencilla y económica. Inclusive se utiliza para inflar los neumáticos en los trenes de aterrizaje de los aviones, evitando condensación de agua a grandes alturas o su combustión al aterrizar.^[2]​

Etimología

Se considera que el nitrógeno (del latín nitrum -i, a su vez del griego νίτρον, "nitro" -nombre que históricamente se ha usado en forma vaga para referirse a diversos compuestos de sodio y de potasio que contienen nitrógeno-, y -geno, de la raíz griega γεν-, "generar"; es decir, "que genera salitre"^[3]​) fue descubierto formalmente por Daniel Rutherford en 1772, al dar a conocer algunas de sus propiedades (lo llamó "aire flogisticado", en función de lo que observó en su experimento de ese año^[4]​). Sin embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudio Carl Wilhelm Scheele, quien lo aisló, Henry Cavendish y Joseph Priestley.

El nitrógeno es un gas tan inerte que Antoine Lavoisier se refería a él con el nombre azote (del griego ázoe, que significa "sin vida"^[5]​^[6]​ (o tal vez lo llamó así por no ser apto para respirar^[7]​). Se clasificó entre los gases permanentes, sobre todo desde que Michael Faraday no consiguió verlo líquido a 50 atmósferas (atm) y –110 °C hasta los experimentos de Raoul Pictet y Louis Paul Cailletet, quienes 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 (agua regia) a la mezcla de ácido nítrico y ácido clorhídrico, mezcla conocida por su capacidad para disolver el oro y el platino.

Abundancia y obtención

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. Por deficiencia causa falta de relajación de los músculos, problemas en el sistema cardiovascular, en el nervioso central y periférico.

También ocupa el 3 % de la composición elemental del cuerpo humano.

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.
Se obtiene de Haizea

Compuestos

Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH₃), los nitritos (NO₂), los nitratos (NO₃), los ácidos nítricos (HNO₃), la hidracina (N₂H₄) y el aziduro de hidrógeno (N₃H, también conocido como azida de hidrógeno o ácido hidrazoico). El amoníaco líquido, anfótero como el agua, actúa como una base en una disolución acuosa, formando iones amonio (NH₄⁺), y se comporta como un ácido en ausencia de agua, cediendo un protón a una base y dando lugar al anión amida (NH₂). Se conocen largas cadenas y compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy inestables.

Con los halógenos forma: NF₃, NF₂Cl, NFCl₂, NCl₃,
NBr₃.6 NH₃, NI₃.6 NH₃, N₂F₄,
N₂F₂ (cis y trans), N₃F, N₃Cl, N₃Br y
N₃I.

Con el oxígeno forma varios óxidos que ya hemos nombrado: el nitroso o gas de la risa, el nítrico y el dióxido de nitrógeno. Son producto de procesos de combustión contribuyendo a la aparición de episodios contaminantes de smog fotoquímico. Otros óxidos son el trióxido de dinitrógeno (N₂O₃) y el pentóxido de dinitrógeno (N₂O₅), ambos muy inestables y explosivos.

Importancia biológica

Ciclo del nitrógeno

El nitrógeno es un componente esencial de los aminoácidos y los ácidos nucleicos, vitales para los seres vivos. De todos los nutrientes minerales, el nitrógeno es el que mayor efecto tiene en el crecimiento de las plantas y, por lo tanto, en la productividad primaria de los ecosistemas, lo que afecta a su  vez a todos los organismos que dependen de ellas:^[8]​ el aumento en el rendimiento de las cosechas a partir de que se comenzaron a utilizar fertilizantes nitrogenados en el siglo XIX lo demuestra.^[9]​ A pesar de la gran cantidad de nitrógeno atmosférico, este elemento es limitante: pocos organismos pueden asimilarlo en esta forma. Las plantas solamente pueden asimilarlo eficientemente forma de iones amonio (NH4⁺) o nitrato (NO₃^-), aunque también pueden absorber pequeñas cantidades de aminoácidos y urea.^[10]​

Algunas plantas han establecido relaciones simbióticas con hongos y procationtes capaces de reducir el nitrógeno atmosférico a amonio, a cambio de lo cual reciben moléculas energéticas de la planta hospedera. El nitrógeno reducido es así incorporado a la cadena trófica (véase también el ciclo del nitrógeno). Quizás el caso más conocido sea el de las bacterias del género Rhizobium con las leguminosas, pero también existen asociaciones con bacterias del género Frankia e inclusive algunas cianobacterias. Finalmente, también algunos hongos, llamados ectomicorrízicos, extienden sus filamentos más allá del alcance de las raíces, formando micorrizas que hacen más eficiente la absorción de nitritos, nitratos y amoniodel suelo en ambientes limitantes.^[11]​ 

Isótopos

Existen dos isótopos estables del nitrógeno, N-14 y N-15, siendo el primero —que se produce en el ciclo carbono-nitrógeno de las estrellas— el más común sin lugar a dudas (99,634 %). De los diez isótopos que se han sintetizado, uno tiene un periodo de semidesintegración de nueve minutos (el N-13), y el resto de segundos o menos.

Las reacciones biológicas de nitrificación y desnitrificación influyen de manera determinante en la dinámica del nitrógeno en el suelo, casi siempre produciendo un enriquecimiento en N-15 del sustrato.

Precauciones

Los fertilizantes nitrogenados son una importante fuente de contaminación del suelo y de las aguas. Los compuestos que contienen iones de cianuro forman sales extremadamente tóxicas y son mortales para numerosos animales, entre ellos los mamíferos.

Efectos del nitrógeno sobre la salud

Las moléculas de nitrógeno, en estado natural, se encuentran principalmente en el aire. En el agua y en los suelos el nitrógeno puede ser encontrado compuesto, en forma de nitratos y nitritos.

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 en grandes cantidades por las industrias. A lo largo de la historia, se nota un incremento de la presencia de nitratos y nitritos en el suelo y en el agua como consecuencia de reacciones que tienen lugar en el ciclo del nitrógeno. Esto se refleja en un incremento de la concentración de nitrógeno en las fuentes utilizadas para consumo humano, y por ende también en el agua potable.

Los nitratos y nitritos son conocidos por causar varios efectos sobre la salud humana. Estos son los efectos más comunes:^[12]​

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


• Provoca la disminución del funcionamiento de la glándula tiroidea. (nitrato)


• Ocasiona un bajo almacenamiento de la vitamina A. (nitrato)


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

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 se sabe 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.^[13]​

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.^[14]​

Véase también

• Ciclo del nitrógeno


• Dinitrógeno


• Nitrógeno líquido


• Hidroxilamina

Referencias

Enlaces externos

• 
  Wikimedia Commons alberga una galería multimedia sobre Nitrógeno.


• Enciclopedia Libre.


• WebElements.com – Nitrógeno.


• EnvironmentalChemistry.com – Nitrógeno.


• It's Elemental – Nitrógeno.


• Schenectady County Community College – Nitrógeno.


• 
  Instituto Nacional de Seguridad e Higiene en el Trabajo de España: Ficha internacional de seguridad química del nitrógeno licuado.


• Termoquímica, Configuración Electrónica y la Vinculación, Isótopos, y Reacciones.