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| General | |||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Nombre, símbolo, número | Nitrógeno, N, 7 | ||||||||||||||||||||||||
| Serie química | No metales | ||||||||||||||||||||||||
| Grupo, periodo, bloque | 15, 2 , p | ||||||||||||||||||||||||
| Densidad, dureza Mohs | 1,2506 kg/m3, sin datos | ||||||||||||||||||||||||
| Apariencia |
Incoloro
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| Propiedades atómicas | |||||||||||||||||||||||||
| Peso atómico | 14,0067 uma | ||||||||||||||||||||||||
| Radio medio† | 65 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Radio atómico calculado | 56 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Radio covalente | 75 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Radio de Van der Waals | 155 pm | ||||||||||||||||||||||||
| Configuración electrónica | [He]2s22p3 | ||||||||||||||||||||||||
| Estados de oxidación (óxido) | ±3, 5, 4, 2 (ácido fuerte) | ||||||||||||||||||||||||
| Estructura cristalina | Hexagonal | ||||||||||||||||||||||||
| Propiedades físicas | |||||||||||||||||||||||||
| Estado de la materia | Gas | ||||||||||||||||||||||||
| Punto de fusión | 63,14 K | ||||||||||||||||||||||||
| Punto de ebullición | 77,35 K | ||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de vaporización | 2,7928 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Entalpía de fusión | 0,3604 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
| Presión de vapor | __ Pa a ___ K | ||||||||||||||||||||||||
| Velocidad del sonido | 334 m/s a 298,15 K | ||||||||||||||||||||||||
| Información diversa | |||||||||||||||||||||||||
| Electronegatividad | 3,04 (Pauling) | ||||||||||||||||||||||||
| Calor específico | 1040 J/(kg·K) | ||||||||||||||||||||||||
| Conductividad eléctrica | __ 106/m·Ω | ||||||||||||||||||||||||
| Conductividad térmica | 0,02598 W/(m·K) | ||||||||||||||||||||||||
| Potencial de ionización | 1402,3 (kJ/mol) | ||||||||||||||||||||||||
| 2º = 2856 | 5º = 9444,9 | ||||||||||||||||||||||||
| 3º = 4578,1 | 6º = 53266,6 | ||||||||||||||||||||||||
| 4º = 7475 | 7º = 64360 | ||||||||||||||||||||||||
| Isótopos más estables | |||||||||||||||||||||||||
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| Valores en el SI y en condiciones normales (0 ºC y 1 atm), salvo que se indique lo contrario. †Calculado a partir de distintas longitudes de enlace covalente, metálico o iónico. |
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Elemento químico de número atómico 7, con símbolo N, también llamado ázoe —antiguamente se usó también Az como símbolo del nitrógeno— y que en condiciones normales forma un gas diatómico que constituye del orden del 78% del aire atmosférico.
| Tabla de contenidos |
Es un gas inerte, no metal, incoloro, inodoro e insípido que constituye aproximadamente las cuatro quintas partes del aire atmosférico, si bien no interviene en la combustión ni en la respiración. 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 criogénicas.
La más importante aplicación comercial 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. 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.
El nitrógeno (del latín nitrum y éste del griego νίτρον, nitro, y -geno, de la raíz griega γεν generar) se considera que fue descubierto formalmente por Daniel Rutherford en 1772 al dar a conocer algunas de sus propiedades, sin embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudio Scheele que lo aisló, Cavendish, y Priestley. El nitrógeno es una 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.
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.
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.
Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH3) y la hidracina (N2H4). 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-). También se conocen largas cadenas y compuestos cíclicos de nitrógeno, pero son muy inestables.
Con el oxígeno forma varios óxidos como el nitroso (N2O) o gas de la risa, el óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2), estos dos últimos se conocen conjuntamente como NOx y 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 y cuyos ácidos respectivos son el ácido nitroso (HNO2) y el ácido nítrico (HNO3) que forman, a su vez, nitritos y nitratos.
El nitrógeno es componente esencial de los aminoácidos y los ácidos nucleicos, vitales para la vida. Las legumbres son capaces de absorber el nitrógeno directamente del aire, siendo éste transformado en amoníaco y luego en nitrato por bacterias que viven en sombiosis con la planta en sus raíces. El nitrato es posteriormente utilizado por la planta para formar el grupo amino de los aminoácido de las proteínas que finalmente se incorporan a la cadena trófica (veáse ciclo del nitrógeno).
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 una vida media de nueve minutos 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.
Los fertilizantes nitrogenados son una importante fuente de contaminación del suelo y de las aguas. Los compuesto que contienen ión cianuro forman sales extremadamente tóxicas y son mortales para numerosos animales, entre ellos los mamíferos.
