Nitrogen

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Nitrogen
7N
CarboniNitrogenOxigen
-

N

P
Aspecte
Gas, líquid o sòlid incolor

Nitrogen líquid


Línies espectrals del nitrogen
Propietats generals
Nom, símbol, nombre Nitrogen, N, 7
Categoria d'elements No metalls
Grup, període, bloc 152, p
Pes atòmic estàndard 14,0067(2)
Configuració electrònica 1s2 2s2 2p3
2, 5
Configuració electrònica de Nitrogen
Propietats físiques
Fase Gas
Densitat (0 °C, 101.325 kPa)
1,251 g/L
Densitat del
líquid en el p. e.
0,808 g·cm−3
Punt de fusió 63,15 K, -210,00 °C
Punt d'ebullició 77,36 K, -195,79 °C
Punt triple 63,1526 K (-210 °C), 12,53 kPa
Punt crític 126,19 K, 3,3978 MPa
Entalpia de fusió (N2) 0,72 kJ·mol−1
Entalpia de vaporització (N2) 5,56 kJ·mol−1
Capacitat calorífica molar (N2)
29,124 J·mol−1·K−1
Pressió de vapor
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
a T (K) 37 41 46 53 62 77
Propietats atòmiques
Estats d'oxidació 5, 4, 3, 2, 1, -1, -2, -3
(òxid àcid fort)
Electronegativitat 3,04 (escala de Pauling)
Energies d'ionització
(més)
1a: 1.402,3 kJ·mol−1
2a: 2.856 kJ·mol−1
3a: 4.578,1 kJ·mol−1
Radi covalent 71±1 pm
Radi de Van der Waals 155 pm
Miscel·lània
Estructura cristal·lina Hexagonal
Nitrogen té una estructura cristal·lina hexagonal
Ordenació magnètica Diamagnetic
Conductivitat tèrmica 25,83 × 10−3 W·m−1·K−1
Velocitat del so (gas. 27 °C) 353 m·s−1
Nombre CAS 7727-37-9
Isòtops més estables
Article principal: Isòtops del nitrogen
Iso AN Semivida MD ED (MeV) PD
13N sin 9,965 min ε 2,220 13C
14N 99,634% 14N és estable amb 7 neutrons
15N 0,366% 15N és estable amb 8 neutrons

El nitrogen és l'element químic de símbol N, nombre atòmic 7 i massa atòmica 14,00674 u. En 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 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 supernoves. A causa de la volatilitat del nitrogen elemental i els seus 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 planetes i satèl·lits que en tenen.

Molts compostos d'importància industrial, com ara l'amoníac, l'àcid nítric, els nitrats orgànics (propergols i explosius) i els 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'N2 en compostos útils, i alliberant grans quantitats d'energia quan aquests composts es cremen o es degraden en gas nitrogen. L'amoníac i els nitrats produïts sintèticament són importants fertilitzants industrials. Els nitrats fertilitzants són 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 antibiòtics. Molts medicaments imiten o són profàrmacs de molècules de senyalització que contenen nitrogen. Per exemple, la nitroglicerina i el nitroprussiat, ambdós nitrats orgànics, controlen la pressió sanguínia en metabolitzar-se en òxid nítric natural. Els 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 neurotransmissors dels animals (per exemple, les 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[modifica | modifica el codi]

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 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).[1]

En un laboratori químic, es pot elaborar tractant una solució aquosa de clorur d'amoni amb nitrit de sodi.[2]

NH4Cl(aq) + NaNO2(aq) → N2(g) + NaCl(aq) + 2 H2O (l)

La reacció també produeix petites quantitats d'NO i HNO3. Aquestes impureses es poden eliminar fent passar el gas per àcid sulfúric aquós que contingui dicromat de potassi.[2] Es pot preparar nitrogen pur mitjançant la descomposició d'azida de bari o azida de sodi.[3]

2 NaN3 → 2 Na + 3 N2

Història[modifica | modifica el codi]

Formalment es considera que el nitrogen (del llatí nitrogenium, en què nitrum (del 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 "aire flogisticat". El gas nitrogen era prou inert perquè Antoine Lavoisier s'hi referís com a "aire mefític" o "azot", del mot grec 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 alquimistes coneixien l'àcid nítric com a aqua fortis ("aigua forta"). La mescla dels 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 agriculturals de compostos de nitrogen incloïen els usos del 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 per produir nitrur de mercuri, un explosiu.[4]

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[modifica | modifica el codi]

El nitrogen és un no metall amb una electronegativitat de 3,04. Té cinc electrons al seu nivell exterior, i per tant és trivalent en la majoria de compostos. L'enllaç triple del nitrogen molecular (N2) és el més fort de la natura. La dificultat consegüent per a convertir N2 en altres compostos, així com la facilitat (i l'alliberament associat de grans quantitats d'energia) de convertir compostos de nitrogen en N2 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 condensa (es torna líquid) a 77 K (−195,8 °C) i és congelat a 63 K (−210.0 °C) en la seva forma beta al·lotròpica cristal·lina hexagonal empaquetada compacta. Per sota de 35,4 K (−237,6 °C) el nitrogen assumeix la seva forma alfa al·lotròpica cristal·lina 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 N3 i N4.[5] A pressions extremament elevades (1,1 milions d'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'N4 se li dóna el sobrenom de "diamant de nitrogen".[6]

Isòtops[modifica | modifica el codi]

Article principal: Isòtops del nitrogen

Hi ha dos isòtops estables de nitrogen: 14N and 15N. De llarg, el més comú és 14N (99,634%), que és produït al cicle CNO a l'interior de les estrelles. Dels deu isòtops produïts sintèticament, 13N té una semivida de deu minuts, i els altres tenen semivides d'aproximadament segons o menys. Les reaccions biològicament mediades (com l'assimilació, la nitrificació i la desnitrificació) controlen fermament la dinàmica del nitrogen al sòl. Aquestes reaccions solen resultar en un enriquiment amb 15N del substrat i una depleció del 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 14N15N i gairebé tota la resta és 14N2. El radioisòtop 16N és el radionúclid dominant al refrigerant dels reactors d'aigua a pressió durant la seva operació normal. És produït a partir de 16O (en aigua) mitjançant la reacció (n,p). Té una curta semivida d'aproximadament 7,1 s, però durant la seva desintegració en 16O produceix 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.[7] 16N és un dels mitjans principals fets servir per detectar fins i tot fuites petites del refrigerant primari al cicle del vapor secundari.

Espectre electromagnètic[modifica | modifica el codi]

El nitrogen molecular (14N2) és en gran part transparent a la radiació infraroja i visible, car és una molècula homonuclear i manca de moment dipolar per acoblar-se a la radiació electromagnètica a aquestes longituds d'ona. Es produeix una 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 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[modifica | modifica el codi]

Estructura de [Ru(NH3)5(N2)]2+.

El nitrogen generalment no és reactiu en condicions estàndard de pressió i temperatura. N2 reacciona espontàniament amb pocs reactius, sent resistent als àcids i 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.[8] El liti crema en una atmosfera d'N2 per formar nitrur de liti:

6 Li + N2 → 2 Li3N

El magnesi també crema en nitrogen, formant nitrur de magnesi.

3 Mg + N2 → Mg3N2

N2 forma una variatet d'adductes amb els metalls de transició. El primer exemple d'un complex dinitrogen és [Ru(NH3)5(N2)]2+ (vegeu la figura de la dreta). Actualment, aquests compostos són nombrosos, i en són altres exemples IrCl(N2)(PPh3)2, W(N2)2(Ph2CH2CH2PPh2)2 i [(η5-C5Me4H)2Zr]2(μ2,η²,η²-N2). Aquests complexos il·lustren com N2 es pot unir al metall o metalls de la nitrogenasa i el catalitzador en el procés de Haber.[9] El 2005 es publicà un procés catalític per reduir N2 en amoníac mitjançant l'ús d'un complex de molibdè en presència d'una font de protons.[8] (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 N2 i H2 sobre un catalitzador d'òxid de ferro (III) (Fe3O4) a aproximadament 500 °C i 200 atmosferes de pressió. La fixació biològica de nitrogen en els cianobacteris de vida lliure i als 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 fosfats inorgànics (−20.5 kJ/mol).

Abundància[modifica | modifica el codi]

El nitrogen és el constituent individual més important de l'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 fusió dels elements carboni i hidrogen, i es calcula que és el setè element químic en massa a l'univers.[10] Tanmateix, l'abundància del neó és molt similar i algunes fonts classifiquen el neó setè i el nitrogen vuitè.

Els astrònoms han detectat nitrogen molecular i compostos de nitrogen a l'espai interestel·lar mitjançant el telescopi espacial Far Ultraviolet Spectroscopic Explorer.[11] El nitrogen molecular és un dels constituents principals de la densa atmosfera del satèl·lit de Saturn Tità, i és present com a element traça en altres atmosferes planetàries.[12]

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 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[modifica | modifica el codi]

Amb l'hidrogen forma l'amoníac (NH3) i la hidrazina (N2H4). L'amoníac líquid (amfòter com l'aigua) actua com una base en una dissolució aquosa formant cations amoni (NH4+) i es comporta com un àcid en absència d'aigua cedint un protó a una base i donant lloc a l'anió amida (NH2-). També es coneixen llargues cadenes i compostos cíclics de nitrogen, però són molt inestables.

Amb l'oxigen forma diversos òxids com el nitrós (N2O) o gas del riure, l'òxid nítric (NO) i el diòxid de nitrogen (NO2), aquests dos últims es coneixen conjuntament com NOx i són producte de processos de combustió contribuint a l'aparició d'episodis contaminants de boira fotoquímica. Altres òxids són el triòxid de dinitrogen (N2O3) i el pentòxid de dinitrogen (N2O5), aquests dos molt inestables i explosius i els oxoàcids respectius són l'àcid nitrós (HNO2) i l'àcid nítric (HNO3) que formen, al seu torn, nitrits i nitrats.

Aplicacions[modifica | modifica el codi]

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 fertilitzants, o com a percussor de molts d'altres materials, incloent molts explosius, principalment a través de l'obtenció d'àcid nítric (HNO3) amb el Procés Ostwald.

Les sals del 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 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'emmagatzemament de líquids explosius.
  • Durant la fabricació de components electrònics (transistors, díodes, 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.
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 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'infrarroig i de raigs X.

El nitrur de silici (Si3N4) és tan dur que s'utilitza per a fer eines de tall, com ara broques, així com coixinets.

Rol biològic[modifica | modifica el codi]

Cicle del Nitrogen

El nitrogen és component essencial dels aminoàcids i els àcids nucleics, vitals per a la vida. Les 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 aminoàcids de les 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 Kjeldhal» (NTK).

Precaucions[modifica | modifica el codi]

L'alliberament ràpid de gas nitrogen en un recinte tancat pot desplaçar l'oxigen, i per tant és un 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.[13] 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 anestètic. Pot causar mal de fondària, un estat temporal semianestetitzat d'impediment mental similar a la que causa l'òxid nitrós.[14][15]

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.[16][17] 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 gasos respirables pot evitar el mal de fondària, però no evita la malaltia per descompressió.[18]

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[modifica | modifica el codi]

  1. Reich, Murray.; Kapenekas, Harry. «Nitrogen Purfication. Pilot Plant Removal of Oxygen» (en anglès). Industrial & Engineering Chemistry, vol. 49, 5, 1957, pàg. 869–873. DOI: 10.1021/ie50569a032.
  2. 2,0 2,1 doi:10.1021/ed044p475
    Aquesta referència està incompleta. Podeu copiar-la o generar-la
  3. doi:10.1063/1.1718250
    Aquesta referència està incompleta. Podeu copiar-la o generar-la
  4. Lord Rayleigh's Active Nitrogen. Lateralscience.co.uk. Consultat el 26 octubre 2011 (en anglès).
  5. «A new molecule and a new signature - Chemistry - tetranitrogen». Science News, 16 de febrer del 2002. [Consulta: 18 agost 2007].
  6. «Polymeric nitrogen synthesized». physorg.com, 05 agost 2004 [Consulta: 22 juny 2009].
  7. Karl Heinz Neeb, "The Radiochemistry of Nuclear Power Plants with Light Water Reactors", Walter de Gruyter, Berlín-Nova York, 1997.
  8. 8,0 8,1 Richard R. Schrock. «Catalytic Reduction of Dinitrogen to Ammonia at a Single Molybdenum Center». Acc. Chem. Res., 38, 2005, pàg. 955–962. DOI: 10.1021/ar0501121.
  9. Fryzuk, M. D. and Johnson, S. A.. «The continuing story of dinitrogen activation». Coordination Chemistry Reviews, 200–202, 2000, pàg. 379. DOI: 10.1016/S0010-8545(00)00264-2.
  10. Croswell, Ken. Alchemy of the Heavens. Anchor, February 1996. ISBN 0-385-47214-5. 
  11. Daved M. Meyer, Jason A. Cardelli, i Ulysses J. Sofia. «Abundance of Interstellar Nitrogen». arXiv, 1997. [Consulta: 24 desembre 2007].
  12. Calvin J. Hamilton. «Titan (Saturn VI)». Solarviews.com. [Consulta: 24 desembre 2007].
  13. «Biology Safety - Cryogenic materials. The risks posed by them». University of Bath. [Consulta: 03 gener 2007].
  14. Fowler, B. «Effects of inert gas narcosis on behavior--a critical review.». Undersea Biomed. Res., 12, 4, 1985, pàg. 369–402. ISSN: 0093-5387. OCLC: 2068005. PMID: 4082343 [Consulta: 21 setembre 2008].
  15. W. H. Rogers. «Effect of brief, repeated hyperbaric exposures on susceptibility to nitrogen narcosis». Undersea Biomed. Res., 16, 3, 1989, pàg. 227–32. ISSN: 0093-5387. OCLC: 2068005. PMID: 2741255 [Consulta: 21 setembre 2008].
  16. Acott, C.. «A brief history of diving and decompression illness.». South Pacific Underwater Medicine Society journal, 29, 2, 1999. ISSN: 0813-1988. OCLC: 16986801 [Consulta: 2008 setembre 21].
  17. Kindwall, E. P.. «Nitrogen elimination in man during decompression.». Undersea Biomed. Res., 2, 4, 1975, pàg. 285–97. ISSN: 0093-5387. OCLC: 2068005. PMID: 1226586 [Consulta: 2008 setembre 21].
  18. US Navy Diving Manual, 6th revision. United States: US Naval Sea Systems Command, 2006 [Consulta: 24 abril 2008]. 

Bibliografia[modifica | modifica el codi]

  • Garrett, Reginald H.; Grisham, Charles M.. Biochemistry. 2a. Fort Worth: Saunders College Publ., 1999. ISBN 0030223180. 
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press, 1984. ISBN 0080220576. 
  • Plantilla:Citear web

Vegeu també[modifica | modifica el codi]

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]