Este artículo trata sobre elemento atómico (N). Para el compuesto químico N2, formado por dos átomos de este elemento, véase Dinitrógeno. Para otros usos de este término véase Nitrógeno (desambiguación). Nitrógeno Carbono ← Nitrógeno → Oxígeno -     7 N                                                                                                                                                                                                                                           N P Tabla completa • Tabla extendida Información general Nombre, símbolo, número Nitrógeno, N, 7 Serie química No metales Grupo, período, bloque 15, 2, p Densidad 1,2506 kg/m3 Dureza Mohs {{{dureza}}} Apariencia Incoloro N° CAS 7727-37-9 N° EINECS 231-783-9 Propiedades atómicas Masa atómica 14,0067 u Radio medio 65 pm Radio atómico (calc) 56 pm (Radio de Bohr) Radio iónico {{{radio_iónico}}} Radio covalente 75 pm Radio de van der Waals 155 pm Configuración electrónica He 2s2 2p3 Electrones por nivel de energía 2, 5 (Imagen) Estado(s) de oxidación ±3, 5, 4, 2, 1 (ácido fuerte) Óxido {{{óxido}}} Estructura cristalina hexagonal Propiedades físicas Estado ordinario Gas Punto de fusión 63,14 K Punto de ebullición 77,35 K Punto de inflamabilidad {{{P_inflamabilidad}}} K Entalpía de vaporización 5,57 kJ/mol Entalpía de fusión 0,3604 kJ/mol Presión de vapor Temperatura crítica 126,19 K Presión crítica 3.39 MPa Pa Volumen molar m3/mol Velocidad del sonido 334 m/s a 293.15 K (20 °C) Varios Electronegatividad (Pauling) 3,04 Calor específico 1040 J/(K·kg) Conductividad eléctrica __ 106 S/m Conductividad térmica 0,02598 W/(K·m) 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 8.ª Energía de ionización {{{E_ionización8}}} kJ/mol 9.ª Energía de ionización {{{E_ionización9}}} kJ/mol 10.ª Energía de ionización {{{E_ionización10}}} kJ/mol Isótopos más estables 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 Nota: unidades según el SI y en CNPT, salvo indicación contraria. El nitrógeno es un elemento químico, de número atómico 7, símbolo N y que en condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógeno diatómico o molecular) que constituye del orden del 78% del aire atmosférico. En ocasiones es llamado ázoe —antiguamente se usó también Az como símbolo del nitrógeno. Contenido 1 Características principales 2 Aplicaciones 3 Historia 4 Abundancia y obtención 5 Compuestos 6 Rol biológico 7 Isótopos 8 Precauciones 8.1 Efectos del nitrógeno sobre la salud 9 Referencias 10 Véase también 11 Enlaces externos // editar Características principales Tubo de descarga lleno de nitrógeno puro. Tiene una elevada electronegatividad (3,04 en la escala de Pauling) y, cuando tiene carga neutra, tiene 5 electrones en el nivel más externo, comportándose como trivalente en la mayoría de los átomos estables que forma. editar Aplicaciones 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 sólo como N2 (78%) sino también en una gran diversidad de compuestos. Se puede encontrar principalmente como N2O, NO y NO2, los llamados NOx. 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. editar Historia El nitrógeno (del latín nitrum -i y éste del griego νίτρον, "nitro" -nombre que históricamente ha sido 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") 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 un gas tan inerte que Lavoisier se refería a él como azote (ázoe) que significa sin vida1 (o tal vez lo llamó así por no ser apto para respirar2 ). Se clasificó entre los gases permanentes, sobre todo desde que Faraday no consiguiera verlo líquido a 50 atm y -110 °C, 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 (agua regia) a la mezcla de ácido nítrico y clorhídrico, conocida por su capacidad de disolver el oro. editar 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. 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. editar Compuestos Con el hidrógeno forma el amoníaco (NH3), 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). También 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. editar Rol biológico El nitrógeno es componente esencial de los aminoácidos y los ácidos nucleicos, vitales para la vida y los seres vivos. 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 simbiosis con la planta en sus raíces. El nitrato es posteriormente utilizado por la planta para formar el grupo amino de los aminoácidos de las proteínas que finalmente se incorporan a la cadena trófica (véase también el ciclo del nitrógeno). editar 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. editar 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. Véase también: Nutrición de nitrógeno en plantas editar 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 nitrogeno 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 comunes3  : 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 más común causa 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. cita requerida 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. editar Referencias ↑ Asimov, Isaac (1999). Momentos estelares de la Ciencia. Alianza. 842063980X.  ↑ Salvat, Juan (1970). Diccionario Enciclopédico Salvat Universal. Salvat. 8434532212.  ↑ Mayor información sobre los efectos en la salud humana [1] editar Véase también Ciclo del nitrógeno Nitrógeno diatómico o molecular. Nitrógeno líquido Hidroxilamina editar Enlaces externos Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Nitrógeno.Commons 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.