Nitrogen: diferència entre les revisions
Contingut suprimit Contingut afegit
Hola Etiquetes: Substitució editor visual |
m Revertides les edicions de 80.35.251.0. Si penseu que és un error, deixeu un missatge a la meva discussió. Etiqueta: Reversió |
||
Línia 1:
{{Nitrogen}}
El '''nitrogen''', o '''azot''',<ref>Denominació corrent en [[català septentrional]].</ref> és l'[[element químic]] de símbol '''N''', [[nombre atòmic]] 7 i [[massa atòmica]] 14,00674 u. En [[condicions normals de pressió i temperatura|condicions normals]], el nitrogen elemental és un gas [[diatòmic]] incolor, inodor, insípid i majoritàriament [[inert]], que constitueix el 78,09% del volum de l'[[atmosfera terrestre]]. El nitrogen fou descobert pel metge escocès [[Daniel Rutherford]] l'any 1772, com a component separable de l'aire. Pertany a la família dels [[pnicogen|pnicògens]].
El nitrogen és un element comú a l'[[Univers]]. S'estima que és el setè més abundant a la [[Via Làctia]] i el [[sistema solar]]. És sintetitzat per la fusió de [[carboni]] i [[hidrogen]] a les [[supernova|supernoves]]. A causa de la volatilitat del nitrogen elemental i els seus [[compost químic|compostos]] més habituals, el nitrogen és molt menys comú als [[planetes rocosos]] del [[sistema solar interior]], a més de ser un element relativament rar a la [[Terra]] en general. Tanmateix, igual que a la Terra, el nitrogen i els compostos de nitrogen tenen una gran presència a l'atmosfera dels [[planeta|planetes]] i [[satèl·lit natural|satèl·lits]] que en tenen.
Molts compostos d'importància industrial, com ara l'[[amoníac]], l'[[àcid nítric]], els nitrats orgànics ([[Propergol|propergols]] i [[Explosiu|explosius]]) i els [[Cianur|cianurs]], contenen nitrogen. L'enllaç extremament fort del nitrogen elemental domina la química del nitrogen, fent que resulti difícil tant pels organismes com per la indústria transformar l'N<sub>2</sub> en compostos útils, i alliberant grans quantitats d'energia quan aquests composts es cremen o es degraden en gas nitrogen. L'[[amoníac]] i els [[Nitrat|nitrats]] produïts sintèticament són importants [[Fertilitzant|fertilitzants]] industrials. Els nitrats fertilitzants són [[Contaminant|contaminants]] que tenen un paper clau en l'[[eutrofització]] dels sistemes aquàtics.
A part dels seus usos principals com a fertilitzants i estocs d'energia, el nitrogen forma compostos orgànics versàtils. El nitrogen forma part de materials tan diversos com el [[kevlar]] i la súpercola de [[cianoacrilat]]. El nitrogen és part integral de molècules de totes les grans classes de medicament, incloent-hi els [[Antibiòtic|antibiòtics]]. Molts medicaments imiten o són [[Profàrmac|profàrmacs]] de molècules de senyalització que contenen nitrogen. Per exemple, la [[nitroglicerina]] i el [[nitroprussiat]], ambdós nitrats orgànics, controlen la [[pressió sanguínia]] en [[metabolisme|metabolitzar-se]] en [[òxid nítric]] natural. Els [[Alcaloide|alcaloides]] vegetals (que sovint són substàncies de defensa) contenen nitrogen per definició. Així doncs, molts fàrmacs importants que contenen nitrogen, com ara la [[cafeïna]] i la [[morfina]], són o bé alcaloides o mímics sintètics que actuen (igual que molts alcaloides vegetals) sobre els receptors dels [[Neurotransmissor|neurotransmissors]] dels animals (per exemple, les [[Amfetamina|amfetamines]] sintètiques).
El nitrogen és present en tots els éssers vius. És un element constituent dels [[aminoàcids]], i per tant de les [[proteïnes]], així com dels [[àcids nucleics]] (l'[[ADN]] i l'[[ARN]]). El cos humà conté aproximadament un 3% de nitrogen per pes. Es tracta del quart element més abundant al cos després de l'oxigen, el carboni i l'hidrogen. El [[cicle del nitrogen]] és el moviment d'aquest element de l'aire cap a la [[biosfera]] i compostos orgànics i de retorn a l'atmosfera.
== Producció ==
El nitrogen gas és un [[gas industrial]] produït mitjançant la [[destil·lació]] fraccional d'[[aire]] líquid o mitjançant un mètode mecànic que fa servir aire gasós (per exemple, una [[pressió osmòtica|membrana osmòtica]] inversa pressuritzada o [[adsorció per oscil·lació de pressió]]). El nitrogen que es ven comercialment és sovint un producte secundari del tractament d'aire per a la concentració industrial d'[[oxigen]] per a la [[siderúrgia]] i altres fins. El nitrogen proveït en forma comprimida sovint és conegut com a «NSO» (nitrogen sense oxigen).<ref>{{ref-publicació|doi= 10.1021/ie50569a032|títol=Nitrogen Purfication. Pilot Plant Removal of Oxygen|any=1957|publicació=Industrial & Engineering Chemistry|volum= 49|pàgines= 869–873|exemplar= 5|cognom1= Reich|nom1= Murray.|cognom2= Kapenekas|nom2= Harry |llengua= anglès}}</ref>
En un laboratori químic, es pot elaborar tractant una solució aquosa de [[clorur d'amoni]] amb [[nitrit de sodi]].<ref name="labProduction">{{cite doi|10.1021/ed044p475|data=agost de 2014}}</ref>
:NH<sub>4</sub>Cl(aq) + NaNO<sub>2</sub>(aq) → N<sub>2</sub>(g) + NaCl(aq) + 2 H<sub>2</sub>O (l)
La reacció també produeix petites quantitats d'NO i HNO<sub>3</sub>. Aquestes impureses es poden eliminar fent passar el gas per [[àcid sulfúric]] aquós que contingui [[dicromat de potassi]].<ref name="labProduction"/> Es pot preparar nitrogen pur mitjançant la descomposició d'[[azida de bari]] o [[azida de sodi]].<ref>{{cite doi|10.1063/1.1718250|data=agost de 2014}}</ref>
:2 NaN<sub>3</sub> → 2 Na + 3 N<sub>2</sub>
== Història ==
Formalment es considera que el nitrogen (del [[llatí]] ''nitrogenium'', en què ''nitrum'' (del [[grec antic|grec]] ''nitron'') significa "[[salpetre]]" (vegeu [[nitre]]), i ''genes'' significa "generador") fou descobert pel metge escocès [[Daniel Rutherford]] el 1772, que l'anomenà "aire nociu" o "aire fix". El fet que una part de l'aire no sostenia la [[combustió]] era ben conegut per aquest químic de finals del segle XVIII. El nitrogen també estava sent estudiat més o menys al mateix temps per [[Carl Wilhelm Scheele]], [[Henry Cavendish]] i [[Joseph Priestley]], que s'hi referien com a "aire cremat" o "[[teoria del flogist|aire flogisticat]]". El gas nitrogen era prou [[inert]] perquè [[Antoine Lavoisier]] s'hi referís com a "aire mefític" o "azot", del mot [[grec antic|grec]] ''{{lang|el|άζωτος}}'' (''azotos''), que significa "sense vida". Els [[animals]] hi morien, i era el principal component de l'aire en què els animals s'asfixiaven i les flames s'havien extingit. El nom de Lavoisier pel nitrogen s'utilitza en francès i italià, i en català encara s'utilitza en els noms comuns de molts compostos, com ara la [[hidrazina]] i compostos de l'ió [[azida]].
A l'[[edat mitjana]] ja es coneixien compostos de nitrogen. Els [[alquímia|alquimistes]] coneixien l'[[àcid nítric]] com a ''aqua fortis'' ("aigua forta"). La mescla dels [[àcid hidroclòric|àcids hidroclòric]] i nítric era coneguda com a ''[[aqua regia]]'' ("aigua reial"), preuada per la seva capacitat de dissoldre l'[[or]] (el "rei" dels metalls). Els primers usos militars, industrials i [[agricultura]]ls de compostos de nitrogen incloïen els usos del [[nitrat de potassi|salpetre]] ([[nitrat de sodi]] o [[nitrat de potassi]]), notablement en la [[pólvora]] i, molt més tard, com a [[fertilitzant]].
L'any 1910, [[Lord Rayleigh]] descobrí que una descàrrega elèctrica en gas nitrogen produïa "nitrogen actiu", un [[al·lòtrop]] considerat [[monoatòmic]]. El "remolí de llum groga brillant" produït pel seu aparell reaccionà amb [[mercuri (element)|mercuri]] per produir [[nitrur de mercuri]], un explosiu.<ref>[http://www.lateralscience.co.uk/activen/index.html Lord Rayleigh's Active Nitrogen]. Lateralscience.co.uk. Consultat el 26 octubre 2011 (en anglès).</ref>
Durant molt de temps, les fonts de compostos de nitrogen eren limitades. Les fonts naturals s'originaven o bé a partir de processos biològics o bé a partir de dipòsits de nitrats produïts de reaccions atmosfèriques. La necessitat de compostos de nitrogen per fabricar fertilitzants va augmentar mentre que les fonts naturals romanien limitades.
== Propietats ==
El nitrogen és un [[no metall|no-metall]] amb una [[electronegativitat]] de 3,04. Té cinc [[electrons]] al seu [[nivell electrònic|nivell exterior]] i per tant, és [[valència (química)|trivalent]] en la majoria de compostos. L'[[enllaç triple]] del nitrogen molecular (N<sub>2</sub>) és el més fort de la natura. La dificultat consegüent per a convertir N<sub>2</sub> en altres compostos, així com la facilitat (i l'alliberament associat de grans quantitats d'energia) de convertir compostos de nitrogen en N<sub>2</sub> elemental, han dominat el rol del nitrogen tant en la natura com en l'activitat econòmica humana.
A la [[pressió atmosfèrica]], el nitrogen molecular es [[condensació|condensa]] (es torna [[líquid]]) a 77 [[Kelvin|K]] (−195,8 °[[Celsius|C]]) i és [[congelació|congelat]] a 63 K (−210.0 °C) en la seva forma beta [[al·lotropia|al·lotròpica]] cristal·lina [[empaquetament compacte d'esferes|hexagonal empaquetada compacta]]. Per sota de 35,4 K (−237,6 °C) el nitrogen assumeix la seva forma alfa al·lotròpica cristal·lina [[sistema cúbic de cristalls|cúbica]]. El [[nitrogen líquid]], un líquid que s'assembla a l'[[aigua]], però amb una densitat del 80,8% de la de l'aigua (la densitat del nitrogen líquid al seu punt d'ebullició és de 0,808 g/mL), és un [[criogen]] comú.
S'han produït al·lòtrops inestables de nitrogen formats per més de dos àtoms de nitrogen al laboratori, com ara N<sub>3</sub> i [[tetranitrogen|N<sub>4</sub>]].<ref>{{ref-web|url=http://www.findarticles.com/p/articles/mi_m1200/is_7_161/ai_83477565 |títol=A new molecule and a new signature - Chemistry - tetranitrogen |obra=Science News |data=16 de febrer del 2002 |consulta=18 agost 2007}}</ref> A pressions extremament elevades (1,1 milions d'[[atmosfera (unitat)|atmosferes]]) i temperatures altes (2.000 K), com les que es poden produir en una [[cel·la de diamants]], el nitrogen es polimeritza en la seva estructura cristal·lina gauche cúbica d'enllaç únic. Aquesta estructura és similar a la del [[diamant]], i ambdós tenen [[enllaços covalents]] extremament forts. A l'N<sub>4</sub> se li dóna el sobrenom de "diamant de nitrogen".<ref>{{ref-notícia|url=http://www.physorg.com/news693.html |títol=Polymeric nitrogen synthesized |obra=physorg.com |data=05 agost 2004 |consulta=22-06-2009}}</ref>
=== Isòtops ===
{{principal|Isòtops del nitrogen}}
Hi ha dos [[isòtops]] estables de nitrogen: <sup>14</sup>N i <sup>15</sup>N. De llarg, el més comú és <sup>14</sup>N (99,634%), que és produït al [[cicle CNO]] a l'interior de les [[Estrella|estrelles]]. Dels deu isòtops produïts sintèticament, <sup>13</sup>N té una [[semivida]] de deu minuts, i els altres tenen semivides d'aproximadament segons o menys. Les reaccions biològicament mediades (com l'[[assimilació (biologia)|assimilació]], la [[nitrificació]] i la [[desnitrificació]]) controlen fermament la dinàmica del nitrogen al sòl. Aquestes reaccions solen resultar en un enriquiment amb <sup>15</sup>N del [[substrat (química)|substrat]] i una depleció del [[producte (química)|producte]].
Les reaccions biològiques de [[nitrificació]] i [[desnitrificació]] influeixen de manera determinant en la dinàmica del nitrogen en el [[sòl]], quasi sempre produint un enriquiment en N-15 del substrat.
Un 0,73% del nitrogen molecular de l'atmosfera de la terra es compon de l'[[isotopòleg]] <sup>14</sup>N<sup>15</sup>N i gairebé tota la resta és <sup>14</sup>N<sub>2</sub>. El radioisòtop <sup>16</sup>N és el radionúclid dominant al refrigerant dels [[reactor d'aigua a pressió|reactors d'aigua a pressió]] durant la seva operació normal. És produït a partir de <sup>16</sup>O (en aigua) mitjançant la reacció (n,p). Té una curta semivida d'aproximadament 7,1 s, però durant la seva desintegració en <sup>16</sup>O produeix radiació gamma d'alta energia (5-7 MeV). A causa d'això, cal restringir l'accés als conductes primaris de refrigerant durant l'operació dels reactors.<ref>Karl Heinz Neeb, "The Radiochemistry of Nuclear Power Plants with Light Water Reactors", Walter de Gruyter, Berlín-Nova York, 1997.</ref> <sup>16</sup>N és un dels mitjans principals fets servir per detectar fins i tot fuites petites del refrigerant primari al cicle del vapor secundari.
=== Espectre electromagnètic ===
El nitrogen molecular (<sup>14</sup>N<sub>2</sub>) és en gran part [[transparència|transparent]] a la radiació [[infraroja]] i [[espectre visible|visible]], car és una [[molècula homonuclear]] i manca de [[moment dipolar]] per acoblar-se a la [[radiació electromagnètica]] a aquestes [[longitud d'ona|longituds d'ona]]. Es produeix una [[absorció (física)|absorció]] significativa a longituds d'ona d'[[ultraviolat]] extrem, a partir d'aproximadament 100 nanòmetres. Això està associat amb transicions electròniques a la molècula a estats en què la càrrega no està distribuïda de manera uniforme entre els àtoms de nitrogen. L'absorció del nitrogen possibilita una absorció significativa de la radiació ultraviola a l'atmosfera superior de la [[Terra]], igual que a l'atmosfera d'altres planetes. Per motius similars, els [[làser de nitrogen|làsers de nitrogen]] emeten típicament llum a l'espectre ultraviolat.
El nitrogen també contribueix a l'''air glow'' visible de l'atmosfera superior de la Terra, a través de l'excitació d'impacte dels electrons seguida per la seva emissió. Aquesta lluentor visible blava (visible a l'[[aurora polar]] i en la lluentor provocada per la reentrada de naus espacials) típicament no és el resultat de nitrogen molecular, sinó d'àtoms lliures de nitrogen que es combinen amb oxigen per formar [[òxid nítric]] (NO).
=== Reaccions ===
[[Fitxer:RuA5N2.png|miniatura|Estructura de [Ru(NH<sub>3</sub>)<sub>5</sub>(N<sub>2</sub>)]<sup>2+</sup>.]]
El nitrogen generalment no és reactiu en condicions estàndard de pressió i temperatura. N<sub>2</sub> reacciona espontàniament amb pocs [[Reactiu|reactius]], i és resistent als [[àcids]] i [[base (química)|bases]], així com els oxidants i la majoria de reductors. Quan el nitrogen reacciona espontàniament amb un reactiu, la transformació neta sovint rep el nom de [[fixació del nitrogen]].
El nitrogen reacciona amb el [[liti]] elemental en [[condicions estàndard de pressió i temperatura]].<ref name="Schrock">{{ref-publicació|autor = [[Richard R. Schrock]]|article = Catalytic Reduction of Dinitrogen to Ammonia at a Single Molybdenum Center|publicació = [[Acc. Chem. Res.]]|any = 2005|volum = 38|pàgines = 955–962|doi =10.1021/ar0501121}}</ref> El liti crema en una atmosfera d'N<sub>2</sub> per formar [[nitrur de liti]]:
: 6 Li + N<sub>2</sub> → 2 Li<sub>3</sub>N
El [[magnesi]] també crema en nitrogen, formant [[nitrur de magnesi]].
: 3 Mg + N<sub>2</sub> → Mg<sub>3</sub>N<sub>2</sub>
N<sub>2</sub> forma una varietat d'[[Adducte|adductes]] amb els metalls de transició. El primer exemple d'un [[complex dinitrogen]] és [Ru(NH<sub>3</sub>)<sub>5</sub>(N<sub>2</sub>)]<sup>2+</sup> (vegeu la figura de la dreta). Actualment, aquests compostos són nombrosos, i en són altres exemples IrCl(N<sub>2</sub>)(PPh<sub>3</sub>)<sub>2</sub>, W(N<sub>2</sub>)<sub>2</sub>([[Dppe|Ph<sub>2</sub>CH<sub>2</sub>CH<sub>2</sub>PPh<sub>2</sub>]])<sub>2</sub> i [(η<sup>5</sup>-C<sub>5</sub>Me<sub>4</sub>H)<sub>2</sub>Zr]<sub>2</sub>([[lligand pont|μ]]<sub>2</sub>,[[hapticitat|η]]²,η²-N<sub>2</sub>). Aquests [[complex (químic)|complexos]] il·lustren com N<sub>2</sub> es pot unir al metall o metalls de la [[nitrogenasa]] i el [[catàlisi|catalitzador]] en el [[procés de Haber]].<ref>{{ref-publicació |autor=Fryzuk, M. D. and Johnson, S. A. |article=The continuing story of dinitrogen activation |publicació=[[Coordination Chemistry Reviews]] |volum=200–202 |pàgines=379 |any=2000 |doi=10.1016/S0010-8545(00)00264-2}}</ref> El 2005 es publicà un procés catalític per [[redox|reduir]] N<sub>2</sub> en amoníac mitjançant l'ús d'un complex de [[molibdè]] en presència d'una font de protons.<ref name="Schrock" /> (vegeu [[fixació del nitrogen]])
El punt inicial de la producció industrial de compostos de nitrogen és el procés de Haber, en què es fixa nitrogen fent reaccionar N<sub>2</sub> i H<sub>2</sub> sobre un catalitzador d'[[òxid de ferro (III)]] (Fe<sub>3</sub>O<sub>4</sub>) a aproximadament 500 °C i 200 atmosferes de pressió. La fixació biològica de nitrogen en els [[cianobacteris]] de vida lliure i als [[nòdul radical|nòduls radicals]] de les [[plantes]] també produeix amoníac a partir de nitrogen molecular. La reacció, que és la font de la majoria del nitrogen de la [[biosfera]], és catalitzada pel complex [[enzimàtic]] [[nitrogenasa]], que conté àtoms de Fe i de Mo, utilitzant energia derivada de la [[hidròlisi]] d'[[adenosina trifosfat]] (ATP) en [[adenosina difosfat]] i [[Fosfat|fosfats]] [[Inorgànic|inorgànics]] (−20.5 kJ/mol).
== Abundància ==
El nitrogen és el constituent individual més important de l'[[atmosfera terrestre|atmosfera]] de la [[Terra]] (78,082% en volum en aire sec, 75,3% en pes en aire sec). És creat a l'interior de les [[estrelles]] mitjançant processos de [[nucleosíntesi estel·lar|fusió]] dels elements [[carboni]] i [[hidrogen]], i es calcula que és el setè [[element químic]] en massa a l'univers.<ref name="croswell">{{ref-llibre|cognom = Croswell|nom = Ken|títol = Alchemy of the Heavens|editorial = Anchor|mes= February|any= 1996|lloc =|pàgines =|url = http://kencroswell.com/alchemy.html|isbn = 0-385-47214-5}}</ref> Tanmateix, l'abundància del [[neó]] és molt similar i algunes fonts classifiquen el neó setè i el nitrogen vuitè.
Els [[astronomia|astrònoms]] han detectat nitrogen [[molecular]] i [[compostos]] de nitrogen a l'[[medi interestel·lar|espai interestel·lar]] mitjançant el telescopi espacial [[Far Ultraviolet Spectroscopic Explorer]].<ref>{{ref-web|url=http://arxiv.org/abs/astro-ph/9710162v1|títol=Abundance of Interstellar Nitrogen|autor=Daved M. Meyer, Jason A. Cardelli, i Ulysses J. Sofia|editor=arXiv|consulta=24 desembre 2007|data=1997}}</ref> El nitrogen molecular és un dels constituents principals de la densa atmosfera del satèl·lit de [[saturn (planeta)|Saturn]] [[Tità (satèl·lit)|Tità]], i és present com a element traça en altres atmosferes planetàries.<ref>{{ref-web|url=http://www.solarviews.com/eng/titan.htm|títol=Titan (Saturn VI)|consulta=24 desembre 2007|editor=Solarviews.com|autor=Calvin J. Hamilton}}</ref>
El nitrogen està present en tots els éssers vius, en [[proteïnes]], [[àcids nucleics]] i altres molècules. Típicament representa més o menys el 4% del pes sec de la matèria vegetal, i aproximadament el 3% del pes del cos humà, on és el quart element més comú després de l'oxigen, el carboni i l'hidrogen. És un component important dels excrements animals (com ara el [[guano]]), habitualment en forma d'[[urea]], [[àcid úric]], compostos d'[[amoni]] i derivats d'aquests productes nitrogenosos, que són nutrients essencials per totes les plantes que són incapaces de [[fixació del nitrogen|fixar el nitrogen atmosfèric]].
El nitrogen existeix naturalment en una sèrie de minerals, com ara el [[salpetre]] (nitrat de potassi), el [[nitrat de sodi]] o [[Nitratina]] i el [[clorur d'amoni]]. La majoria d'aquests minerals són relativament rars, en part degut a la seva gran solubilitat en aigua.
== Compostos ==
Amb l'[[hidrogen]] forma l'[[amoníac]] (NH<sub>3</sub>) i la [[hidrazina]] (N<sub>2</sub>H<sub>4</sub>). L'amoníac líquid ([[amfòter]] com l'aigua) actua com una base en una dissolució aquosa formant [[catió|cations]] [[amoni]] (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) i es comporta com un àcid en absència d'aigua cedint un protó a una base i donant lloc a l'[[anió]] amida (NH<sub>2</sub><sup>-</sup>). També es coneixen llargues cadenes i compostos cíclics de nitrogen, però són molt inestables.
Amb l'[[oxigen]] forma diversos [[Òxid|òxids]] com el [[Òxid nitrós|nitrós]] (N<sub>2</sub>O) o gas del riure, l'[[òxid nítric]] (NO) i el [[diòxid de nitrogen]] (NO<sub>2</sub>), aquests dos últims es coneixen conjuntament com NO<sub>x</sub> i són producte de processos de [[combustió]] contribuint a l'aparició d'episodis contaminants de [[boira fotoquímica]]. Altres òxids són el [[triòxid de dinitrogen]] (N<sub>2</sub>O<sub>3</sub>) i el [[pentòxid de dinitrogen]] (N<sub>2</sub>O<sub>5</sub>), aquests dos molt inestables i explosius i els [[Oxoàcid|oxoàcids]] respectius són l'[[àcid nitrós]] (HNO<sub>2</sub>) i l'[[àcid nítric]] (HNO<sub>3</sub>) que formen, al seu torn, [[Nitrit|nitrits]] i [[Nitrat|nitrats]].
== Aplicacions ==
Les molècules de nitrogen atmosfèric són molt poc reactives, però alguns processos naturals el transformen lentament en compostos útils des del punt de vista biològic (i industrial). La capacitat de ''fixar'' el nitrogen, és una de les pedres angulars de la indústria química actual, on el nitrogen és convertit en [[amoníac]] amb el [[procés Haber-Bosch]]. L'amoníac s'empra amb posterioritat en la fabricació de [[Fertilitzant|fertilitzants]], o com a percussor de molts d'altres materials, incloent-hi molts [[explosius]], principalment a través de l'obtenció d'[[àcid nítric]] (HNO<sub>3</sub>) amb el [[Procés Ostwald]].
Les sals de l'[[àcid nítric]] inclouen importants compostos com el [[nitrat de potassi]] (nitro o salnitre emprat en la fabricació de [[pólvora]]) i el [[nitrat d'amoni]] fertilitzant. El [[nitrat de plata]] té aplicacions mèdiques. Alguns compostos orgànics nitrogenats, són usats com a explosius, com la [[nitroglicerina]] i el [[trinitrotoluè]] (TNT). La [[hidrazina]] i els seus derivats s'usen com a combustible en [[Coet|coets]]. El nitrogen és també part de materials tan diversos com el [[Kevlar]] i els superpegaments amb base de [[cianoacrilat]].
El '''nitrogen gas''', també s'usa -per la seva baixa reactivitat- com a [[atmosfera inert]];
* En [[Tancs d'emmagatzematge|tancs d'emmagatzemament]] de líquids explosius.
* Durant la fabricació de components [[electrònica|electrònics]] ([[Transistor|transistors]], [[Díode|díodes]], [[circuit integrat|circuits integrats]], etc.).
* En la fabricació de l'[[acer inoxidable]].
* Alguns aliments, també s'empaqueten en atmosfera de nitrogen per a alentir la degradació d'aquests.
* Es pot usar per a inflar els neumàtics dels automòbils, i reduir així l'oxidació d'aquests.
* S'usa també per a pressuritzar bidons de [[cervesa]], ja que produeix bombolles més petites que el [[diòxid de carboni]].
* En laboratoris químics
* com a combustible en alguns cotxes
[[Fitxer:Liquid_nitrogen_dsc04496.jpg|miniatura|Nitrogen líquid]]
El '''nitrogen líquid''', produït per [[destil·lació]] de l'aire líquid, s'usa en [[criogènia]], ja que a pressió atmosfèrica condensa a -195,8 °C. Quan s'aïlla suficientment, es pot usar com a font de nitrogen gasós, sense requerir tancs pressuritzats. Les seves principals aplicacions són;
* [[Fluid refrigerant]], per a la congelació i el transport de [[menjar]].
* També per a la conservació de cossos i cèl·lules reproductives ([[semen]] i [[Òvul|òvuls]]) o qualsevol altra mostra biològica.
* Per l'estudi de fenòmens criogènics.
* En [[dermatologia]] per a tractar alguns tipus de [[càncer]] de pell.
* Refrigeració de detectors d'infraroig i de [[raigs X]].
El nitrur de silici (Si<sub>3</sub>N<sub>4</sub>) és tan dur que s'utilitza per a fer eines de tall, com ara broques, així com coixinets.
== Rol biològic ==
[[Fitxer:Cicle del nitrogen ca.svg|miniatura|esquerra|Cicle del Nitrogen]]
El nitrogen és component essencial dels [[Aminoàcid|aminoàcids]] i els [[àcid nucleic|àcids nucleics]], vitals per a la vida. Els [[llegums]] i algunes altres plantes anomenades ''fixadores de nitrogen'' són capaços d'absorbir el nitrogen directament de l'aire, sent aquest transformat en [[amoníac]] i després en nitrat per [[bacteris]] que viuen en [[simbiosi]] amb la planta en les seves arrels. El nitrat és posteriorment utilitzat per la planta per a formar el [[grup amino]] dels [[Aminoàcid|aminoàcids]] de les [[proteïna|proteïnes]] que finalment s'incorporen a la [[cadena tròfica]] (vegeu [[cicle del nitrogen]]).
Per a la determinació de la quantitat de nitrogen que present en una mostra el mètode més utilitzat és l'anomenat [[Nitrogen Total Kjeldahl]] (NTK).
== Precaucions ==
L'alliberament ràpid de gas nitrogen en un recinte tancat pot desplaçar l'oxigen, i per tant és un [[asfíxia per nitrogen|risc d'asfíxia]]. Això pot passar amb pocs símptomes d'avís, car el [[cos carotidi]] humà és un sistema de detecció d'hipòxia (manca d'oxigen) relativament lent i ineficaç.<ref>{{ref-web|url=http://www.bath.ac.uk/internal/bio-sci/bbsafe/asphyx.htm |títol=Biology Safety - Cryogenic materials. The risks posed by them |editor=University of Bath |consulta=03 gener 2007}}</ref> Un exemple es produí poc abans del llançament de la primera missió del [[transbordador espacial]] el 1981, quan dos tècnics perderen la consciència i moriren després d'entrar en un recinte situat a la [[plataforma mòbil de llançament]] del transbordador que estava pressuritzat amb nitrogen pur com una precaució contra els incendis. Els tècnics haurien pogut abandonar el recinte si haguessin experimentat símptomes primerencs de respirar nitrogen.
Quan se l'inhala a una [[pressió parcial]] elevada (més d'uns 4 bars, una pressió que es dóna a profunditats de més de 30 metres en el [[submarinisme]]), el nitrogen comença a actuar com a agent anestèsic. Pot causar [[mal de fondària]], un estat temporal semianestesiat d'impediment mental similar al que causa l'[[òxid nitrós]].<ref>{{ref-publicació | cognom =Fowler | nom =B |coautors=Ackles, KN; Porlier, G |article=Effects of inert gas narcosis on behavior--a critical review. |publicació=Undersea Biomed. Res. |volum=12 |exemplar=4 |pàgines=369–402 |data=1985 |issn=0093-5387 |oclc=2068005 |pmid=4082343 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/3019 |consulta=21 setembre 2008}}</ref><ref> {{ref-publicació |autor=W. H. Rogers |coautors=G. Moeller |article=Effect of brief, repeated hyperbaric exposures on susceptibility to nitrogen narcosis |publicació=Undersea Biomed. Res. |volum=16 |exemplar=3 |pàgines=227–32 |data=1989 |issn=0093-5387 |oclc=2068005 |pmid=2741255 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/2522 |consulta=21 setembre 2008}}</ref>
El nitrogen també es dissol al [[flux sanguini]] i els greixos corporals. Una descompressió ràpida (particularment quan els bussos ascendeixen massa ràpid, o els astronautes que descomprimeixen massa ràpidament de la pressió de cabina a la pressió del vestit espacial) pot provocar un trastorn potencialment fatal conegut com a [[malaltia per descompressió]], quan es formen bombolles de nitrogen al flux sanguini, els nervis, les articulacions i altres àrees sensibles o vitals.<ref name="DCShx">{{ref-publicació | cognom =Acott | nom =C. |article=A brief history of diving and decompression illness. |publicació=South Pacific Underwater Medicine Society journal |volum=29 |exemplar=2 |data=1999 |issn=0813-1988 |oclc=16986801 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/6004 |consulta=2008 setembre 21 }}</ref><ref name="Kindwall">{{ref-publicació | cognom =Kindwall | nom =E. P. |coautors=A. Baz; E. N. Lightfoot; E. H. Lanphier; A. Seireg. |article=Nitrogen elimination in man during decompression. |publicació=Undersea Biomed. Res. |volum=2 |exemplar=4 |pàgines=285–97 |data=1975 |issn=0093-5387 |oclc=2068005 |pmid=1226586 |url=http://archive.rubicon-foundation.org/2741 |consulta=2008 setembre 21 }}</ref> Altres gasos inerts (tots els gasos tret del diòxid de carboni i l'oxigen) causen els mateixos efectes amb les bombolles que se'n componen, de manera que la substitució del nitrogen en [[gas respirable|gasos respirables]] pot evitar el mal de fondària, però no evita la malaltia per descompressió.<ref name="usn">{{ref-llibre | títol =US Navy Diving Manual, 6th revision |any=2006 | editorial =US Naval Sea Systems Command |lloc=United States |url=http://www.supsalv.org/00c3_publications.asp?destPage=00c3&pageID=3.9 |consulta=24 abril 2008}}</ref>
Els fertilitzants nitrogenats són una important font de [[contaminació]] del sòl i de les aigües. Els compostos que contenen l'ió [[cianur]] formen sals extremadament tòxiques i són mortals per a nombrosos animals, entre ells els [[mamífers]].
== Referències ==
{{referències}}
== Bibliografia ==
* {{ref-llibre | títol =Biochemistry | cognom =Garrett | nom =Reginald H. |coautors=Grisham, Charles M. |any=1999 |edició=2a ed.| editorial =Saunders College Publ. |lloc=Fort Worth | isbn =0030223180 |pàgines= }}
* {{ref-llibre | títol =Chemistry of the Elements | cognom =Greenwood | nom =Norman N. |coautors=Earnshaw, Alan |any=1984 | editorial =Pergamon Press |lloc=Oxford | isbn =0080220576 |pàgines= }}
* {{ref-web| url = http://periodic.lanl.gov/elements/7.html | títol = Nitrogen |consulta= | obra = | editor = Los Alamos National Laboratory | data = 20 octubre 2003 | llengua = anglès}}.
== Vegeu també ==
* [[Nitrox]]
== Enllaços externs ==
{{Projectes germans|commons=Nitrogen}}
* {{ref-web| url = http://enciclopedia.us.es/index.php/Nitrógeno | títol = Enciclopedia Libre | consulta = 28 maig 2013 | llengua = castellà}}
* {{ref-web| url = http://www.webelements.com/webelements/elements/text/N/index.html | títol = WebElements.com - Nitrogen | consulta = 28 maig 2013 | llengua = anglès}}
* {{ref-web| url = http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/N.html | títol = EnvironmentalChemistry.com - Nitrogen | consulta = 28 maig 2013 | llengua = anglès}}
* {{ref-web| url = http://education.jlab.org/itselemental/ele007.html | títol = It's Elemental - Nitrogen | consulta = 28 maig 2013 | llengua = anglès}}
* {{ref-web| url = http://www.sunysccc.edu/academic/mst/ptable/n.html | títol = Schenectady County Community College - Nitrogen | consulta = 28 maig 2013 | llengua = anglès}}
{{Taula periòdica compacta}}
{{1000 Ciència}}
{{Autoritat}}
{{Viccionari-lateral|nitrogen}}
[[Categoria:Nitrogen| ]]
| |||