Nitrógeno

Un átomo de nitrógeno tiene siete electrones. En el estado fundamental, están dispuestos en la configuración electrónica 1s² ^.2s ²2p ¹ _x 2p ¹ _y 2p ¹ _z . Por lo tanto, tiene cinco electrones de valencia en los orbitales 2s y 2p, tres de los cuales (los electrones p) están desapareados. Tiene una de las electronegatividades más altas entre los elementos (3,04 en la escala de Pauling), superada solo por el cloro (3,16), el oxígeno (3,44) y el flúor (3,98). (Los gases nobles ligeros , helio , neón y argón , presumiblemente también serían más electronegativos, y de hecho lo son en la escala de Allen). ^{[ 26 ]} Siguiendo tendencias periódicas, su radio covalente de enlace simple de 71  pm es menor que los del boro (84  pm) y el carbono (76  pm), mientras que es mayor que los del oxígeno (66  pm) y el flúor (57  pm). El anión nitruro , N ³⁻ , es mucho mayor a 146  pm, similar al de los aniones óxido (O ²⁻ : 140  pm) y fluoruro (F ⁻ : 133 pm). ^{[ 26 ]} Las tres primeras energías de ionización del nitrógeno son 1,402, 2,856 y 4,577 MJ·mol ⁻¹ , y la suma de la cuarta y la quinta es  16,920  MJ·mol ⁻¹ . Debido a estas cifras tan altas, el nitrógeno no tiene una química catiónica simple. ^{[ 27 ]} La falta de nodos radiales en la subcapa 2p es directamente responsable de muchas de las propiedades anómalas de la primera fila del bloque p , especialmente en nitrógeno, oxígeno y flúor. La subcapa 2p es muy pequeña y tiene un radio muy similar a la capa 2s, lo que facilita la hibridación orbital . También da como resultado fuerzas de atracción electrostáticas muy grandes entre el núcleo y los electrones de valencia en las capas 2s y 2p, lo que resulta en electronegatividades muy altas. La hipervalencia es casi desconocida en los elementos 2p por la misma razón, porque la alta electronegatividad hace que sea difícil para un pequeño átomo de nitrógeno ser un átomo central en un enlace de tres centros y cuatro electrones rico en electrones ya que tendería a atraer los electrones fuertemente hacia sí mismo. Así, a pesar de que el nitrógeno se encuentra a la cabeza del grupo 15 en la tabla periódica, su química muestra enormes diferencias con respecto a la de sus congéneres más pesados: fósforo , arsénico , antimonio y bismuto . ^{[ 28 ]}

El nitrógeno puede compararse útilmente con sus vecinos horizontales, el carbono y el oxígeno, así como con sus vecinos verticales en la columna de pnictógenos: fósforo, arsénico, antimonio y bismuto. Si bien cada elemento del periodo 2, desde el litio hasta el oxígeno, muestra algunas similitudes con el elemento del periodo 3 del siguiente grupo (desde el magnesio hasta el cloro; estas se conocen como relaciones diagonales ), su grado disminuye abruptamente después del par boro-silicio. Las similitudes entre el nitrógeno y el azufre se limitan principalmente a los compuestos de nitruro de azufre cuando ambos elementos son los únicos presentes. ^{[ 29 ]}

El nitrógeno no comparte la propensión del carbono a la concatenación . Al igual que el carbono, el nitrógeno tiende a formar compuestos iónicos o metálicos con los metales. El nitrógeno forma una extensa serie de nitruros con el carbono, incluyendo aquellos con estructuras de tipo cadena, grafítico y fullerénico . ^{[ 30 ]}

Se asemeja al oxígeno por su alta electronegatividad y su capacidad concomitante para formar enlaces de hidrógeno y complejos de coordinación mediante la donación de sus ^pares de electrones no enlazantes. Existen algunos paralelismos entre la química del amoníaco (NH₃ ₎ y el agua (H₂O ₎ . Por ejemplo, la capacidad de ambos compuestos para protonarse y dar NH₄⁺ _y H₃O⁺ _, ^o desprotonarse y dar NH₂⁻ ^y _OH⁻ , ^pudiendo aislarse todos ellos en compuestos sólidos. ^{[ 31 ]}

El nitrógeno comparte con sus vecinos horizontales una preferencia por formar enlaces múltiples, típicamente con carbono, oxígeno u otros átomos de nitrógeno, a través de interacciones p _π –p _{π .} ^{[ 29 ]} Así, por ejemplo, el nitrógeno se presenta como moléculas diatómicas y, por lo tanto, tiene puntos de fusión (−210  °C) y ebullición (−196 °C) mucho más bajos  que el resto de su grupo, ya que las moléculas de N ₂ solo se mantienen unidas por débiles interacciones de van der Waals y hay muy pocos electrones disponibles para crear dipolos instantáneos significativos. Esto no es posible para sus vecinos verticales; por lo tanto, los óxidos de nitrógeno , nitritos , nitratos , compuestos nitro- , nitroso- , azo- y diazo- , azidas , cianatos , tiocianatos y derivados imino- no tienen eco con el fósforo, el arsénico, el antimonio o el bismuto. Sin embargo, de igual modo, la complejidad de los oxoácidos de fósforo no tiene parangón con el nitrógeno. ^{[ 29 ]} Dejando de lado sus diferencias, el nitrógeno y el fósforo forman una extensa serie de compuestos entre sí; estos tienen estructuras de cadena, anillo y jaula. ^{[ 32 ]}

Tabla de propiedades térmicas y físicas del nitrógeno (N₂ ₎ a presión atmosférica: ^{[ 33 ] [ 34 ]}

El nitrógeno tiene dos isótopos estables : ^14N y ^15N . El primero es mucho más común, constituyendo el 99,634% del nitrógeno natural, y el segundo (que es ligeramente más pesado) constituye el 0,366% restante. Esto da como resultado un peso atómico de alrededor de 14,007  u. ^{[ 26 ]} Ambos isótopos estables se producen en el ciclo CNO en las estrellas , pero ^{el 14N} es más común ya que su captura de protones es el paso limitante de la velocidad. El ^14N es uno de los cinco nucleidos estables impar-impar (un nucleido que tiene un número impar de protones y neutrones); los otros cuatro son ^2H , ^6Li , ^10B y ^180mTa . ^{[ 35 ]}

La abundancia relativa de ^14N y ^15N es prácticamente constante en la atmósfera, pero puede variar en otros lugares debido al fraccionamiento isotópico natural derivado de reacciones redox biológicas y a la evaporación de amoníaco o ácido nítrico naturales . ^{[ 1 ]} Las reacciones mediadas biológicamente (p. ej., asimilación , nitrificación y desnitrificación ) controlan fuertemente la dinámica del nitrógeno en el suelo. Estas reacciones suelen dar como resultado un enriquecimiento de ^15N en el sustrato y un agotamiento del producto . ^{[ 36 ]}

El isótopo pesado ¹⁵ N fue descubierto por primera vez por SM Naudé en 1929, y poco después se descubrieron isótopos pesados ​​de los elementos vecinos oxígeno y carbono . ^{[ 37 ]} Presenta una de las secciones transversales de captura de neutrones térmicos más bajas de todos los isótopos. ^{[ 38 ]} Se utiliza frecuentemente en espectroscopia de resonancia magnética nuclear (RMN) para determinar las estructuras de moléculas que contienen nitrógeno, debido a su espín nuclear fraccional de un medio, lo que ofrece ventajas para la RMN como un ancho de línea más estrecho. ¹⁴ N, aunque también teóricamente utilizable, tiene un espín nuclear entero de uno y, por lo tanto, tiene un momento cuadrupolar que conduce a espectros más amplios y menos útiles. ^{[ 26 ] Sin embargo, la RMN de 15} N tiene complicaciones que no se encuentran en la espectroscopia de RMN ^{de 1} H y ¹³ C más comunes. La baja abundancia natural de ¹⁵ N (0,36 %) reduce significativamente la sensibilidad, un problema que se agrava aún más por su baja relación giromagnética (solo el 10,14 % de la de ¹ H). Como resultado, la relación señal-ruido para ¹ H es aproximadamente 300 veces mayor que la de ¹⁵ N a la misma intensidad de campo magnético. ^{[ 39 ]} Esto puede mitigarse en cierta medida mediante el enriquecimiento isotópico de ¹⁵ N por intercambio químico o destilación fraccionada. Los compuestos enriquecidos con ¹⁵ N tienen la ventaja de que, en condiciones estándar, no experimentan intercambio químico de sus átomos de nitrógeno con el nitrógeno atmosférico, a diferencia de los compuestos con isótopos marcados de hidrógeno , carbono y oxígeno que deben mantenerse alejados de la atmósfera. ^{[ 26 ]} La relación ¹⁵ N: ¹⁴ N se usa comúnmente en el análisis de isótopos estables en los campos de la geoquímica , la hidrología , la paleoclimatología y la paleoceanografía , donde se llama δ ¹⁵ N . ^{[ 40 ]}

De los otros trece isótopos producidos sintéticamente, que van desde ^{el 9N} hasta ^{el 23N} , el ^13N tiene una vida media de diez minutos y los isótopos restantes tienen vidas medias inferiores a ocho segundos. ^{[ 41 ] [ 42 ]} Dada la diferencia en la vida media, el ^13N es el radioisótopo de nitrógeno más importante, ya que es lo suficientemente longevo como para utilizarse en la tomografía por emisión de positrones (PET), aunque su vida media sigue siendo corta y, por lo tanto, debe producirse en el lugar donde se realiza la PET, por ejemplo, en un ciclotrón mediante bombardeo de protones de ^16O , produciendo ^13N y una partícula alfa . ^{[ 43 ]}

El radioisótopo ^16N es el radionúclido dominante en el refrigerante de los reactores de agua a presión o de agua en ebullición durante su funcionamiento normal. Se produce a partir de ^16O (en agua) mediante una reacción (n,p) , en la que el átomo ^{de 16O} captura un neutrón y expulsa un protón. Tiene una vida media corta de aproximadamente 7,1  s, ^{[ 42 ]} pero su desintegración de vuelta a ^{16O produce} radiación gamma de alta energía (de 5 a 7  MeV). ^{[ 42 ] [ 44 ]} Debido a esto, el acceso a las tuberías del refrigerante primario en un reactor de agua a presión debe restringirse durante el funcionamiento a potencia del reactor . ^{[ 44 ]} Es un indicador sensible e inmediato de fugas del sistema de refrigerante primario al ciclo de vapor secundario y es el principal medio de detección de dichas fugas. ^{[ 44 ]}

El nitrógeno atómico, también conocido como nitrógeno activo, es altamente reactivo, siendo un trirradical con tres electrones desapareados. Los átomos de nitrógeno libres reaccionan fácilmente con la mayoría de los elementos para formar nitruros, e incluso cuando dos átomos de nitrógeno libres colisionan para producir una molécula de N₂ excitada _, pueden liberar tanta energía al colisionar incluso con moléculas estables como el dióxido de carbono y el agua que provocan una fisión homolítica en radicales como CO y O o OH y H. El nitrógeno atómico se prepara haciendo pasar una descarga eléctrica a través de gas nitrógeno a 0,1–2  mmHg, lo que produce nitrógeno atómico junto con una emisión amarillo melocotón que se desvanece lentamente como un resplandor residual durante varios minutos incluso después de que finaliza la descarga. ^{[ 29 ]}

Dada la gran reactividad del nitrógeno atómico, el nitrógeno elemental suele presentarse como N₂ molecular _, dinitrógeno. Esta molécula es un gas diamagnético  incoloro, inodoro e insípido en condiciones estándar: se funde a -210 °C y hierve a -196  °C. ^{[ 29 ]} El dinitrógeno es mayormente inerte a temperatura ambiente, pero reacciona con el litio metálico y algunos complejos de metales de transición . Esto se debe a su enlace, que es único entre los elementos diatómicos en condiciones estándar, ya que posee un triple enlace N≡N . Los triples enlaces tienen longitudes de enlace cortas (en este caso, 109,76  pm) y altas energías de disociación (en este caso, 945,41  kJ/mol), y por lo tanto son muy fuertes, lo que explica el bajo nivel de reactividad química del dinitrógeno. ^{[ 29 ] [ 45 ]}

A presión atmosférica , el nitrógeno molecular se condensa ( licúa ) a 77 K (−195,79 ° C ) y se congela a 63 K (−210,01 °C) ^{[ 46 ]} en la forma alotrópica cristalina hexagonal compacta beta . Por debajo de 35,4 K (−237,6 °C), el nitrógeno adopta la forma alotrópica cristalina cúbica (llamada fase alfa). ^{[ 47 ]} El nitrógeno líquido , un fluido incoloro que se asemeja al agua en apariencia, pero con el 80,8 % de la densidad (la densidad del nitrógeno líquido en su punto de ebullición es 0,808 g/mL), es un criógeno común . ^{[ 48 ]} El nitrógeno sólido tiene muchas modificaciones cristalinas. Forma una importante cobertura superficial dinámica en Plutón ^{[ 49 ]} y lunas exteriores del Sistema Solar como Tritón . ^{[ 50 ]} Incluso a bajas temperaturas, el nitrógeno sólido es bastante volátil y puede sublimarse para formar una atmósfera, o condensarse de nuevo en escarcha de nitrógeno. Es muy débil y fluye en forma de glaciares, y en Tritón, los géiseres de gas nitrógeno provienen de la región del casquete polar. ^{[ 51 ]}       

Existen otros alótropos del nitrógeno o se han explorado teóricamente. Más allá del dinitrógeno, los químicos han buscado durante mucho tiempo sintetizar y estabilizar otros alótropos neutros , que suelen ser mucho menos estables y a menudo existen solo de forma efímera o en condiciones extremas. Estos compuestos químicos podrían tener aplicaciones potenciales como materiales con una densidad energética muy alta que podrían utilizarse como potentes propelentes o explosivos. ^{[ 52 ]}

La síntesis de hexanitrógeno (N ₆ ), una molécula moderadamente estable con una estructura similar a un dímero de azida , se informó en 2025. ^{[ 53 ]}

El primer ejemplo de un complejo de dinitrógeno descubierto fue [Ru(NH₃ ₎ ₅ ₍ N₂ ₎ ] ^²⁺ (véase la figura de la derecha), y pronto se descubrieron muchos otros complejos similares. Estos complejos , en los que una molécula de nitrógeno dona al menos un par de electrones no enlazantes a un catión metálico central, ilustran cómo el N₂ _podría unirse al/los metal(es) en la nitrogenasa y al catalizador del proceso de Haber : estos procesos que implican la activación del dinitrógeno son de vital importancia en biología y en la producción de fertilizantes. ^{[ 54 ] [ 55 ]}

El dinitrógeno puede coordinarse con metales de cinco maneras diferentes. Las formas mejor caracterizadas son M←N≡N ( η1 ) y M←N≡N→M ( ^μ , bis- ^η1 ) , en las que los pares de electrones no enlazantes de los átomos de nitrógeno se donan al catión metálico. Las formas menos caracterizadas implican que el dinitrógeno done pares de electrones del triple enlace, ya sea como ligando puente a dos cationes metálicos ( μ , bis- ^η2 ) o a uno solo ( η2 ⁾ . El quinto y único método implica la triple coordinación como ligando puente, donando los tres pares de electrones del triple enlace ( μ3 _- N2 ₎ . Algunos complejos presentan múltiples ligandos N2 y otros presentan N2 _{unido de} múltiples maneras. Dado que el N₂ _{es isoelectrónico} con el monóxido de carbono ( CO) y el acetileno (C₂H₂ ₎ , el enlace en los complejos de dinitrógeno está estrechamente relacionado con el de los compuestos carbonílicos , aunque el N₂ _es un donador σ y aceptor π más débil que el CO. Los estudios teóricos muestran que la donación σ es un factor más importante que permite la formación del enlace M–N que la retrodonación π , que en su mayoría solo debilita el enlace N–N, y la donación terminal ( η₁ ^{) se realiza más fácilmente que la} donación lateral ( η₂ ). ^{[ 29 ]}

Hoy en día, se conocen complejos de dinitrógeno para casi todos los metales de transición , que representan varios cientos de compuestos. Normalmente se preparan mediante tres métodos: ^{[ 29 ]}

1. Sustituir directamente ligandos lábiles como H₂O, H⁻ o _CO por nitrógeno : estas ^son reacciones a menudo reversibles que se desarrollan en condiciones suaves .
2. Reducción de complejos metálicos en presencia de un coligando adecuado en exceso bajo atmósfera de nitrógeno. Una opción común consiste en sustituir los ligandos de cloruro por dimetilfenilfosfina (PMe₂Ph ₎ para compensar la menor cantidad de ligandos de nitrógeno unidos a los ligandos de cloro originales.
3. Convertir un ligando con enlaces N–N, como la hidrazina o la azida, directamente en un ligando de dinitrógeno.

Ocasionalmente, el enlace N≡N puede formarse directamente dentro de un complejo metálico, por ejemplo, mediante la reacción directa de amoníaco coordinado (NH₃ ₎ con ácido nitroso (HNO₂ ₎ , pero esto no es aplicable en general. La mayoría de los complejos de dinitrógeno tienen colores dentro del rango blanco-amarillo-naranja-rojo-marrón; se conocen algunas excepciones, como el azul [{Ti( η₅ ^- C₅H₅ ) _₂ } _₂- ( _{N₂ ) ]} . ^{[ 29 ]}

El nitrógeno se enlaza con casi todos los elementos de la tabla periódica, excepto los dos primeros gases nobles , helio y neón , y algunos de los elementos de vida muy corta después del bismuto , creando una inmensa variedad de compuestos binarios con propiedades y aplicaciones variables. ^{[ 29 ]} Se conocen muchos compuestos binarios: con la excepción de los hidruros, óxidos y fluoruros de nitrógeno, estos se denominan típicamente nitruros . Suelen estar presentes muchas fases estequiométricas para la mayoría de los elementos (por ejemplo, MnN, Mn ₆ N ₅ , Mn ₃ N ₂ , Mn ₂ N, Mn ₄ N y Mn _x N para 9,2 < x < 25,3). Se pueden clasificar como "tipo sal" (principalmente iónicos), covalentes, "tipo diamante" y metálicos (o intersticiales ), aunque esta clasificación tiene limitaciones que generalmente se derivan de la continuidad de los tipos de enlace en lugar de los tipos discretos y separados que implica. Normalmente se preparan mediante la reacción directa de un metal con nitrógeno o amoníaco (a veces después de calentarlo), o mediante la descomposición térmica de amidas metálicas: ^{[ 56 ]}

3 Ca + N ₂ → Ca ₃ N ₂

3 Mg + 2 NH ₃ → Mg ₃ N ₂ + 3 H ₂ (a 900  °C)

3 Zn(NH ₂ ) ₂ → Zn ₃ N ₂ + 4 NH ₃

Son posibles muchas variantes de estos procesos. Los nitruros más iónicos son los de los metales alcalinos y alcalinotérreos , Li₃N ₍ Na, K, Rb y Cs no forman nitruros estables por razones estéricas) y M₃N₂ ₍ M = Be, Mg, Ca, Sr , Ba). Formalmente _, pueden considerarse sales del anión N³⁻ ^, aunque la separación de carga no es completa ni siquiera para estos elementos altamente electropositivos. Sin embargo, las azidas de metales alcalinos _NaN₃ y KN₃ , _que presentan el anión lineal _N⁻³ , son bien conocidas, al igual que Sr(N₃ ₎ ₂ _y Ba(N₃ ₎ ₂ _{. Las azidas de los metales} del subgrupo B (los de los ^grupos 11 a 16 ) son mucho menos iónicas, tienen estructuras más complejas y detonan fácilmente al ser sometidas a un choque. ^{[ 56 ]}

Se conocen muchos nitruros binarios covalentes. Algunos ejemplos son el cianógeno ((CN) _{₂ )} , _el pentanitruro de trifósforo (P₃N₅ ) _, el dinitruro de disulfuro (S₂N₂ ₎ y el tetranitruro de tetrasulfuro ( _S₄N₄ ). También se conocen el nitruro de silicio (Si₃N₄ _{) y} el nitruro de germanio (Ge₃N₄ _{) , esencialmente} covalentes . El nitruro de silicio, en particular, sería una cerámica prometedora si no fuera por la dificultad de trabajarlo y sinterizarlo. En concreto, los nitruros del grupo 13 , la mayoría de los cuales son semiconductores prometedores , son isoelectrónicos con el grafito, el diamante y el carburo de silicio , y tienen estructuras similares: su enlace cambia de covalente a parcialmente iónico y a metálico a medida que se desciende en el grupo. En particular, dado que la unidad B–N es isoelectrónica a C–C, y el carbono tiene un tamaño esencialmente intermedio entre el boro y el nitrógeno, gran parte de la química orgánica encuentra un paralelismo con la química del boro-nitrógeno, como en la borazina (" benceno inorgánico "). Sin embargo, la analogía no es exacta debido a la facilidad del ataque nucleofílico al boro por su deficiencia de electrones, lo cual no es posible en un anillo compuesto exclusivamente de carbono. ^{[ 56 ]}

La categoría más grande de nitruros son los nitruros intersticiales de fórmulas MN, M₂N _y M₄N ₍ aunque es perfectamente posible una composición variable), donde los pequeños átomos de nitrógeno se ubican en los huecos de una red metálica cúbica o hexagonal compacta . Son opacos, muy duros e inertes químicamente, fundiéndose solo a temperaturas muy altas (generalmente superiores a 2500  °C). Tienen brillo metálico y conducen la electricidad como los metales. Se hidrolizan muy lentamente para dar amoníaco o nitrógeno. ^{[ 56 ]}

El anión nitruro (N³⁻ ⁾ es el donador π más fuerte conocido entre los ligandos (el segundo más fuerte es O²⁻ ⁾ . Los complejos de nitruro generalmente se forman por descomposición térmica de azidas o por desprotonación de amoníaco, y suelen involucrar un grupo terminal {≡N} _³⁻ ^{. El} anión azida lineal ( N⁻³ ), al ser isoelectrónico con el óxido nitroso , el dióxido de carbono _y el cianato , forma muchos complejos de coordinación. La concatenación adicional es rara, aunque se conoce ^el N⁴⁻⁴ (isoelectrónico con el carbonato y el nitrato ). ^{[ 56 ]}

Industrialmente, el amoníaco (NH₃ ₎ es el compuesto de nitrógeno más importante y se prepara en mayores cantidades que cualquier otro compuesto porque contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor de alimentos y fertilizantes. Es un gas alcalino incoloro con un olor penetrante característico. La presencia de enlaces de hidrógeno tiene efectos muy significativos en el amoníaco, confiriéndole sus altos puntos de fusión (−78  °C) y ebullición (−33  °C). Como líquido, es un muy buen disolvente con un alto calor de vaporización (lo que permite usarlo en termos), que también tiene una baja viscosidad y conductividad eléctrica y una alta constante dieléctrica , y es menos denso que el agua. Sin embargo, el enlace de hidrógeno en NH₃ _es más débil que el de H₂O _debido a la menor electronegatividad del nitrógeno en comparación con el oxígeno y la presencia de solo un par de electrones no enlazantes en NH₃ _en lugar de dos en H₂O _. Es una base débil en solución acuosa ( pKb _4,74 ); Su ácido conjugado es ^el amonio , NH₄⁺ _. También puede actuar como un ácido extremadamente débil, perdiendo un protón para producir el anión amida, NH₂⁻ _{. Por lo tanto} ^, sufre autodisociación, similar a la del agua, para producir amonio y amida. El amoníaco arde en el aire u oxígeno, aunque no fácilmente, para producir nitrógeno gaseoso; arde en flúor con una llama amarillo verdosa para dar trifluoruro de nitrógeno . Las reacciones con otros no metales son muy complejas y tienden a producir una mezcla de productos. El amoníaco reacciona al calentarse con metales para dar nitruros. ^{[ 58 ]}

Se conocen muchos otros hidruros de nitrógeno binarios, pero los más importantes son _la hidrazina (N₂H₄ ₎ y la azida de hidrógeno (HN₃ ₎ . Aunque no es un hidruro de nitrógeno, la hidroxilamina (NH₂OH ₎ es similar en propiedades y estructura al amoníaco y a la hidrazina. La hidrazina es un líquido incoloro y humeante con un olor similar al del amoníaco. Sus propiedades físicas son muy similares a las del agua (punto de fusión 2,0 °C, punto de ebullición 113,5 °C, densidad 1,00 g/cm³ ⁾ . A pesar de ser un compuesto endotérmico, es cinéticamente estable. Arde rápida y completamente en el aire de forma muy exotérmica, produciendo nitrógeno y vapor de agua. Es un agente reductor muy útil y versátil, y una base más débil que el amoníaco. ^{[ 59 ]} También se utiliza comúnmente como combustible para cohetes. ^{[ 60 ]}   

La hidrazina generalmente se obtiene mediante la reacción de amoníaco con hipoclorito de sodio alcalino en presencia de gelatina o pegamento: ^{[ 59 ]}

NH₃ + ^OCl⁻ → _NH₂Cl + ^OH⁻_​

NH₂Cl + _NH₃ → N_​2 H ⁺ ₅ + Cl⁻(lento)

norte₂ H ⁺ ₅ + OH⁻→ N₂H₄+ H₂O (rápida)

(Los ataques del hidróxido y el amoníaco pueden invertirse, pasando así a través del intermedio NHCl ⁻ en su lugar). La razón para añadir gelatina es que elimina iones metálicos como el Cu ²⁺ que cataliza la destrucción de la hidrazina por reacción con monocloramina (NH ₂ Cl) para producir cloruro de amonio y nitrógeno. ^{[ 59 ]}

La azida de hidrógeno (HN₃ ₎ se produjo por primera vez en 1890 mediante la oxidación de hidrazina acuosa con ácido nitroso. Es muy explosiva e incluso las soluciones diluidas pueden ser peligrosas. Tiene un olor desagradable e irritante y es un veneno potencialmente letal (pero no acumulativo). Puede considerarse el ácido conjugado del anión azida y es análogo a los ácidos hidrácidos . ^{[ 59 ]}

Se conocen los cuatro trihaluros de nitrógeno simples. Se conocen algunos haluros e hidrohaluros mixtos, pero en su mayoría son inestables; ejemplos _de ^{ello son} _NClF₂ , _NCl₂F , _NBrF₂ , _NF₂H , NFH₂ , _NCl₂H y NClH₂ . ^[ 61 _]

El trifluoruro de nitrógeno (NF₃ _, preparado por primera vez en 1928) es un gas incoloro e inodoro, termodinámicamente estable, que se produce con mayor facilidad mediante la electrólisis de fluoruro de amonio fundido disuelto en fluoruro de hidrógeno anhidro . Al igual que el tetrafluoruro de carbono , no es reactivo y es estable en agua o en ácidos o álcalis acuosos diluidos. Solo cuando se calienta actúa como agente fluorante, y reacciona con cobre , arsénico, antimonio y bismuto al contacto a altas temperaturas para dar tetrafluorohidrazina ( _{N₂F₄ ) . Los} cationes NF⁺⁴ ^y N_{También se conocen 2F} ⁺ 3 _{(este último por reacción de} tetrafluorohidrazina con aceptores de fluoruro fuertes comoel pentafluoruro de arsénico), al igual que ONF₃, que ha despertado interés debido a la corta distancia N–O que implica un doble enlace parcial y el enlace N–F largo y altamente polar. La tetrafluorohidrazina, a diferencia de la hidrazina misma, puede disociarse a temperatura ambiente y superior para dar el radical NF₂•.La azida de flúor(FN₃) es muy explosiva e inestable térmicamente.El difluoruro de dinitrógeno(N₂F₂) existe comocisytrans, y se encontró por primera vez como producto de la descomposición térmica de FN₃. ^{[ 61 ]}

El tricloruro de nitrógeno (NCl₃ ₎ es un líquido denso, volátil y explosivo cuyas propiedades físicas son similares a las del tetracloruro de carbono , aunque una diferencia es que el NCl₃ _se hidroliza fácilmente con agua mientras que el CCl₄ _no . Fue sintetizado por primera vez en 1811 por Pierre Louis Dulong , quien perdió tres dedos y un ojo debido a su explosividad. Como gas diluido es menos peligroso y, por lo tanto, se utiliza industrialmente para blanquear y esterilizar la harina. El tribromuro de nitrógeno (NBr₃ ₎ , preparado por primera vez en 1975, es un sólido volátil de color rojo intenso, sensible a la temperatura, que es explosivo incluso a -100  °C. El triyoduro de nitrógeno (NI₃ ₎ es aún más inestable y no se preparó hasta 1990. Su aducto con amoníaco, que se conocía con anterioridad, es muy sensible a los golpes: puede activarse con el contacto de una pluma, cambios en las corrientes de aire o incluso partículas alfa . ^{[ 61 ] [ 62 ]} Por esta razón, a veces se sintetizan pequeñas cantidades de triyoduro de nitrógeno como demostración para estudiantes de química de secundaria o como un acto de "magia química". ^{[ 63 ]} La azida de cloro (ClN ₃ ) y la azida de bromo (BrN ₃ ) son extremadamente sensibles y explosivas. ^{[ 64 ] [ 65 ]}

Se conocen dos series de oxohaluros de nitrógeno: los haluros de nitrosilo (XNO) y los haluros de nitrilo (XNO₂ ₎ . La primera consiste en gases muy reactivos que se pueden obtener mediante la halogenación directa del óxido nitroso. El fluoruro de nitrosilo (NOF) es incoloro y un agente fluorante potente. El cloruro de nitrosilo (NOCl) se comporta de forma muy similar y se ha utilizado a menudo como disolvente ionizante. El bromuro de nitrosilo (NOBr) es rojo. Las reacciones de los haluros de nitrilo son en su mayoría similares: el fluoruro de nitrilo (FNO₂ ₎ y el cloruro de nitrilo (ClNO₂ ₎ son igualmente gases reactivos y agentes halogenantes potentes. ^{[ 61 ]}

El nitrógeno forma nueve óxidos moleculares, algunos de _{los cuales fueron los primeros gases en ser identificados: N₂O (óxido nitroso), NO (óxido nítrico), N₂O₃} ( trióxido _de dinitrógeno ) , NO₂ ( _dióxido de nitrógeno ) _, N₂O₄ ( tetróxido _{de dinitrógeno} ) , N₂O₅ ₍ pentóxido de dinitrógeno ₎ , N₄O ₍ nitrosilazida ) [ ⁶⁶ _] ^y N(NO₂ ₎ ₃ ⁽ trinitramida ) ^{[ 67 ]} . Todos son térmicamente inestables y se descomponen en sus elementos . Otro posible óxido que aún no se ha sintetizado es el oxatetrazol (N₄O ₎ , un anillo aromático ^{[ 66 ] .}

El óxido nitroso (N₂O ₎ , más conocido como gas de la risa, se obtiene por descomposición térmica de nitrato de amonio fundido a 250 °C. Esta es una reacción redox, por lo que también se producen óxido nítrico y nitrógeno como subproductos _.  Se utiliza principalmente como propulsor y agente aireante para la nata montada enlatada en aerosol , y antiguamente se usaba comúnmente como _anestésico . A pesar de las apariencias, no puede considerarse el anhídrido del ácido hiponitroso (H₂N₂O₂ ) _porque este ácido no se produce por la disolución de óxido nitroso en agua. Es bastante poco reactivo (no reacciona con los halógenos, los metales alcalinos ni el ozono a temperatura ambiente, aunque su reactividad aumenta al calentarse) y tiene la estructura asimétrica N–N–O (N≡N⁺O⁻ ^↔⁻N = N⁺ = ^{O ): por encima de} 600 °C se disocia rompiendo el enlace N–O más débil ^{. [ 66 ]} El óxido nítrico (NO) es la molécula estable más simple con un número impar de electrones. En los mamíferos, incluidos los humanos, es una importante molécula de señalización celular involucrada en muchos procesos fisiológicos y patológicos. ^{[ 68 ]} Se forma por oxidación catalítica del amoníaco. Es un gas paramagnético incoloro que, al ser termodinámicamente inestable, se descompone en nitrógeno y oxígeno gaseosos a 1100–1200 °C. Su enlace es similar al del nitrógeno, pero se agrega un electrón extra a un orbital antienlazante π * y por lo tanto el orden de enlace se ha reducido a aproximadamente 2,5; por lo tanto, la dimerización a O=N–N=O es desfavorable excepto por debajo del punto de ebullición (donde el isómero cis es más estable) porque en realidad no aumenta el orden de enlace total y porque el electrón desapareado está deslocalizado a través de la molécula de NO, otorgándole estabilidad. También existen evidencias del dímero rojo asimétrico O=N–O=N cuando el óxido nítrico se condensa con moléculas polares. Reacciona con oxígeno para dar dióxido de nitrógeno marrón y con halógenos para dar haluros de nitrosilo. Asimismo, reacciona con compuestos de metales de transición para dar complejos de nitrosilo, la mayoría de los cuales presentan colores intensos. ^{[ 66 ]}  

_El trióxido de dinitrógeno azul ( _N₂O₃ ) solo está disponible en estado sólido porque se disocia rápidamente por encima de su punto de fusión para dar óxido nítrico, dióxido de nitrógeno (NO₂ _{) y} tetróxido de dinitrógeno (N₂O₄ ) _. Estos dos últimos compuestos son algo difíciles de estudiar individualmente debido al equilibrio entre ellos, aunque a veces el tetróxido de dinitrógeno puede reaccionar por fisión heterolítica para formar nitrosonio y nitrato en un medio con una constante dieléctrica alta. El dióxido de nitrógeno es un gas marrón, corrosivo y de olor penetrante. Ambos compuestos se pueden preparar fácilmente descomponiendo un nitrato metálico seco. Ambos reaccionan con agua para formar ácido nítrico . El tetróxido de dinitrógeno es muy útil para la preparación de nitratos metálicos anhidros y complejos de nitrato, y se convirtió en el oxidante almacenable preferido para muchos cohetes tanto en Estados Unidos como en la URSS a finales de la década de 1950. Esto se debe a que es un propulsor hipergólico en combinación con un combustible para cohetes a base de hidracina y se puede almacenar fácilmente ya que es líquido a temperatura ambiente. ^{[ 66 ]}

_{El pentóxido de dinitrógeno ( N₂O₅ ) ,} térmicamente inestable y muy reactivo, es el anhídrido del ácido nítrico y puede obtenerse a partir de él por deshidratación con pentóxido de fósforo . Es de interés para la preparación de explosivos. ^{[ 69 ]} Es un sólido cristalino incoloro y delicuescente , sensible a la luz. En estado sólido es iónico con estructura [NO₂ _] ⁺ ^[ NO₃ _] ⁻ ^; como gas y en disolución es O₂N–O–NO₂ molecular _. La _hidratación a ácido nítrico se produce fácilmente, al igual que la reacción análoga con peróxido de hidrógeno que da ácido peroxonítrico (HOONO₂ ₎ . Es un agente oxidante violento. El pentóxido de dinitrógeno gaseoso se descompone de la siguiente manera: ^{[ 66 ]}

norte ₂ O ₅ ⇌ NO ₂ + NO ₃ → NO ₂ + O ₂ + NO

N₂O₅ + _NO ⇌ 3 _NO₂​​

Se conocen muchos oxoácidos nitrogenados , aunque la mayoría son inestables como compuestos puros y solo se conocen como soluciones acuosas o como sales. _El ácido hiponitroso ( _H₂N₂O₂ ) es un ácido diprótico débil con la estructura HON=NOH (pKa₁ 6,9 _, pKa₂ 11,6 ₎ . Las soluciones ácidas son bastante estables , pero por encima de pH 4 se _produce una descomposición catalizada por bases a través de [HONNO] ^⁻ a óxido nitroso y el anión hidróxido. Los hiponitritos (que involucran el N_Los aniones 2O2−2 ^{son estables frente a agentes reductores y, más comúnmente ,} actúan como tales. Son un paso intermedio en la oxidación del amoníaco a nitrito, que ocurre en elciclo del nitrógeno _. El hiponitrito puede actuar como ligando bidentado puente o quelante. ^{[ 70 ]}

El ácido nitroso (HNO₂ ₎ no se conoce como compuesto puro, pero es un componente común en los equilibrios gaseosos y un reactivo acuoso importante: sus soluciones acuosas pueden prepararse acidificando soluciones acuosas frías de nitrito ( NO₂⁻ ^, _bentonita ), aunque ya a temperatura ambiente la desproporción a nitrato y óxido nítrico es significativa. Es un ácido débil con pKa 3,35 _a 18  °C. Se pueden analizar volumétricamente mediante su oxidación a nitrato con permanganato . Se reducen fácilmente a óxido nitroso y óxido nítrico con dióxido de azufre , a ácido hiponitroso con estaño (II) y a amoníaco con sulfuro de hidrógeno . Sales de hidrazinio N₂ H ⁺ ₅ reaccionan con ácido nitroso para producir azidas que reaccionan posteriormente para dar óxido nitroso y nitrógeno.El nitrito de sodioes ligeramente tóxico en concentraciones superiores a 100 mg/kg, pero pequeñas cantidades se utilizan a menudo para curar carne y como conservante para evitar el deterioro bacteriano. También se utiliza para sintetizar hidroxilamina y paradiazotizaraminas aromáticas primarias de la siguiente manera: ^{[ 70 ]}

ArNH ₂ + HNO ₂ → [ArNN]Cl + 2 H ₂ O

El nitrito es también un ligando común que puede coordinarse de cinco maneras. Las más comunes son nitro (enlace del nitrógeno) y nitrito (enlace del oxígeno). Es frecuente la isomería nitro-nitrito, donde la forma nitrito suele ser menos estable. ^{[ 70 ]}

El ácido nítrico (HNO₃ ₎ es, con mucho, el más importante y estable de los oxoácidos nitrogenados. Es uno de los tres ácidos más utilizados (los otros dos son el ácido sulfúrico y el ácido clorhídrico ) y fue descubierto por primera vez por alquimistas en el siglo XIII. Se obtiene mediante la oxidación catalítica del amoníaco a óxido nítrico, que se oxida a dióxido de nitrógeno y luego se disuelve en agua para dar ácido nítrico concentrado. En los Estados Unidos de América , se producen más de siete millones de toneladas de ácido nítrico cada año, la mayor parte de las cuales se utiliza para la producción de nitratos para fertilizantes y explosivos, entre otros usos. El ácido nítrico anhidro se puede obtener destilando ácido nítrico concentrado con pentóxido de fósforo a baja presión en un aparato de vidrio en la oscuridad. Solo se puede obtener en estado sólido, porque al fundirse se descompone espontáneamente en dióxido de nitrógeno, y el ácido nítrico líquido sufre autoionización en mayor medida que cualquier otro líquido covalente como se muestra a continuación: ^{[ 70 ]}

2 HNO ₃ ⇌ H₂ NO ⁺ ₃ +NO ⁻ ₃ ⇌H₂O + [NO₂]⁺+ [NO₃]⁻

Se conocen dos hidratos, HNO₃ _· H₂O _y HNO₃ _· 3H₂O _, que pueden cristalizarse. Es un ácido fuerte y las soluciones concentradas son agentes oxidantes fuertes, aunque el oro , el platino , el rodio y el iridio son inmunes al ataque. Una mezcla 3:1 de ácido clorhídrico concentrado y ácido nítrico, llamada agua regia , es aún más fuerte y disuelve con éxito el oro y el platino, porque se forman cloro libre y cloruro de nitrosilo y los aniones cloruro pueden formar complejos fuertes. En ácido sulfúrico concentrado, el ácido nítrico se protona para formar nitronio , que puede actuar como electrófilo para la nitración aromática: ^{[ 70 ]}

HNO ₃ + 2 H ₂ SO ₄ ⇌ NO ⁺ ₂ + H ₃ O ⁺ + 2 HSO ⁻ ₄

La estabilidad térmica de los nitratos (que involucran el anión NO₃⁻ ^trigonal _plano ) depende de la basicidad del metal, al igual que los productos de descomposición (termólisis), que pueden variar entre el nitrito (por ejemplo, sodio), el óxido (potasio y plomo ) o incluso el propio metal ( plata ) según su estabilidad relativa. El nitrato es también un ligando común con múltiples modos de coordinación. ^{[ 70 ]}

Finalmente, aunque el ácido ortonítrico (H ₃ NO ₄ ), que sería análogo al ácido ortofosfórico , no existe, el anión ortonitrato tetraédrico NO ³⁻ ₄ se conoce en sus sales de sodio y potasio: ^{[ 70 ]}

${\displaystyle {\ce {NaNO3{}+Na2O->[{\ce {Ag~crisol}}][{\ce {300^{\circ }C~durante~7 días}}]Na3NO4}}}$

Estas sales cristalinas blancas son muy sensibles al vapor de agua y al dióxido de carbono en el aire: ^{[ 70 ]}

Na ₃ NO ₄ + H ₂ O + CO ₂ → NaNO ₃ + NaOH + NaHCO ₃

A pesar de su química limitada, el anión ortonitrato es interesante desde un punto de vista estructural debido a su forma tetraédrica regular y las cortas longitudes de enlace N–O, lo que implica un carácter polar significativo en el enlace. ^{[ 70 ]}

El nitrógeno es uno de los elementos más importantes en química orgánica . Muchos grupos funcionales orgánicos involucran un enlace carbono-nitrógeno , como amidas (RCONR ₂ ), aminas (R ₃ N), iminas (RC(=NR)R), imidas (RCO) ₂ NR, azidas (RN ₃ ), compuestos azoicos (RN ₂ R), cianatos (ROCN), isocianatos (RNCO), nitratos (RONO ₂ ), nitrilos (RCN), isonitrilos (RNC), nitritos (RONO), compuestos nitro (RNO ₂ ), compuestos nitroso (RNO), oximas (RC(=NOH)R) y derivados de piridina . Los enlaces C–N están fuertemente polarizados hacia el nitrógeno. En estos compuestos, el nitrógeno suele ser trivalente (aunque puede ser tetravalente en sales de amonio cuaternario , R ₄ N ⁺ ), con un par solitario que puede conferir basicidad al compuesto al estar coordinado a un protón. Esto puede verse compensado por otros factores: por ejemplo, las amidas no son básicas porque el par solitario está deslocalizado en un doble enlace (aunque pueden actuar como bases a pH muy bajo, al estar protonadas en el oxígeno), y el pirrol no es básico porque el par solitario está deslocalizado como parte de un anillo aromático . ^{[ 71 ]} La cantidad de nitrógeno en una sustancia química puede determinarse mediante el método Kjeldahl . ^{[ 72 ]} En particular, el nitrógeno es un componente esencial de los ácidos nucleicos , los aminoácidos y, por lo tanto , de las proteínas , y de la molécula portadora de energía adenosín trifosfato y, por lo tanto, es vital para toda la vida en la Tierra. ^{[ 71 ]}

El gas se utiliza principalmente como atmósfera segura de baja reactividad donde el oxígeno del aire podría representar un riesgo de incendio, explosión u oxidación. Algunos ejemplos incluyen: ^{[ 80 ]}

• Como atmósfera modificada , pura o mezclada con dióxido de carbono , se utiliza para nitrogenar y conservar la frescura de los alimentos envasados ​​o a granel (retrasando la rancidez y otras formas de daño oxidativo ). El nitrógeno puro como aditivo alimentario se etiqueta en la Unión Europea con el número E941. ^{[ 84 ]}
• En bombillas incandescentes como una alternativa económica al argón . ^{[ 85 ]}
• En sistemas de extinción de incendios para equipos de tecnología de la información (TI) . ^{[ 80 ]}
• En la fabricación de acero inoxidable . ^{[ 86 ]}
• En el endurecimiento superficial del acero por nitruración . ^{[ 87 ]}
• En algunos sistemas de combustible de aeronaves para reducir el riesgo de incendio (véase sistema de inertización ).
• Para inflar neumáticos de coches de carreras y aeronaves , ^{[ 88 ]} reduciendo los problemas de expansión y contracción inconsistentes causados ​​por la humedad y el oxígeno del aire natural. ^{[ 80 ]}

El nitrógeno se utiliza comúnmente durante la preparación de muestras en análisis químicos . Se emplea para concentrar y reducir el volumen de muestras líquidas. Al dirigir una corriente presurizada de gas nitrógeno perpendicular a la superficie del líquido, se produce la evaporación del disolvente, dejando atrás el soluto o los solutos y el disolvente no evaporado. ^{[ 89 ]}

El nitrógeno se puede usar como sustituto, o en combinación con, dióxido de carbono para presurizar barriles de algunas cervezas , particularmente stouts y ales británicas , debido a las burbujas más pequeñas que produce, lo que hace que la cerveza dispensada sea más suave y con más cuerpo . ^{[ 90 ]} Una cápsula de nitrógeno sensible a la presión, conocida comúnmente como " widget ", permite envasar cervezas cargadas con nitrógeno en latas y botellas . ^{[ 91 ] [ 92 ]} Los tanques de nitrógeno también están reemplazando al dióxido de carbono como fuente principal de energía para las pistolas de paintball . El nitrógeno debe mantenerse a una presión más alta que el CO ₂ , lo que hace que los tanques de N ₂ sean más pesados ​​y más caros. ^{[ 93 ]}

El nitrógeno líquido es un líquido criogénico que se parece al agua . Cuando se aísla en recipientes adecuados, como frascos Dewar , se puede transportar y almacenar con una baja tasa de pérdida por evaporación . ^{[ 99 ]}

Al igual que el hielo seco , el principal uso del nitrógeno líquido es el enfriamiento a bajas temperaturas. Se utiliza en la criopreservación de materiales biológicos como sangre y células reproductivas ( espermatozoides y óvulos ). Se utiliza en crioterapia para eliminar quistes y verrugas de la piel mediante congelación. ^{[ 100 ]} Se utiliza en trampas de frío de laboratorio y en criobombas para obtener presiones más bajas en sistemas de vacío . Se utiliza para enfriar componentes electrónicos sensibles al calor, como detectores infrarrojos y detectores de rayos X. Otros usos incluyen el fresado y mecanizado por congelación de materiales blandos o gomosos a temperatura ambiente, el ajuste por contracción y el ensamblaje de componentes de ingeniería, y, en general, para alcanzar temperaturas muy bajas cuando sea necesario. Debido a su bajo costo, el nitrógeno líquido se utiliza a menudo para enfriar incluso cuando no se requieren temperaturas tan bajas, como en la refrigeración de alimentos, el marcado por congelación de ganado, la congelación de tuberías para detener el flujo cuando no hay válvulas presentes y la consolidación de suelos inestables mediante congelación cuando se realizan excavaciones debajo. ^{[ 80 ]}

Aunque el nitrógeno no es tóxico, al liberarse en un espacio cerrado puede desplazar el oxígeno y, por lo tanto, presenta un riesgo de asfixia . Esto puede ocurrir con pocos síntomas de advertencia, ya que el cuerpo carotídeo humano es un sistema de detección de hipoxia (bajo nivel de oxígeno) relativamente deficiente y lento. ^{[ 101 ]} Un ejemplo ocurrió poco antes del lanzamiento de la primera misión del Transbordador Espacial el 19 de marzo de 1981, cuando dos técnicos murieron por asfixia tras entrar en un espacio ubicado en la plataforma de lanzamiento móvil del Transbordador Espacial que estaba presurizado con nitrógeno puro como medida de precaución contra incendios. ^{[ 102 ]}

Cuando se inhala a altas presiones parciales (más de unos 4 bar, que se encuentran a profundidades inferiores a unos 30  m en el buceo ), el nitrógeno es un agente anestésico que causa narcosis por nitrógeno , un estado temporal de deterioro mental similar a la intoxicación por óxido nitroso . ^{[ 103 ] [ 104 ]}

El nitrógeno se disuelve en la sangre y las grasas corporales. La descompresión rápida (como cuando los buceadores ascienden demasiado rápido o los astronautas se descomprimen demasiado rápido desde la presión de la cabina hasta la del traje espacial) puede provocar una afección potencialmente mortal llamada enfermedad por descompresión (anteriormente conocida como enfermedad del cajón o síndrome de descompresión ), cuando se forman burbujas de nitrógeno en el torrente sanguíneo, los nervios, las articulaciones y otras áreas sensibles o vitales. ^{[ 105 ] [ 106 ]} Las burbujas de otros gases "inertes" (gases distintos del dióxido de carbono y el oxígeno) causan los mismos efectos, por lo que la sustitución del nitrógeno en los gases respiratorios puede prevenir la narcosis por nitrógeno, pero no la enfermedad por descompresión. ^{[ 107 ]}

Como líquido criogénico , el nitrógeno líquido puede ser peligroso, ya que provoca quemaduras por frío al contacto, aunque el efecto Leidenfrost ofrece protección durante exposiciones muy breves (aproximadamente un segundo). ^{[ 108 ]} La ingestión de nitrógeno líquido puede causar graves daños internos. Por ejemplo, en 2012, una joven en Inglaterra tuvo que someterse a una esófago tras ingerir un cóctel preparado con nitrógeno líquido. ^{[ 109 ]}

Debido a que la relación de expansión líquido-gas del nitrógeno es de 1:694 a 20  °C, se puede generar una fuerza tremenda si el nitrógeno líquido se vaporiza rápidamente en un espacio cerrado. En un incidente ocurrido el 12 de enero de 2006 en la Universidad de Texas A&M , los dispositivos de alivio de presión de un tanque de nitrógeno líquido fallaron y posteriormente se sellaron. Como resultado del aumento de presión subsiguiente, el tanque falló catastróficamente. La fuerza de la explosión fue suficiente para impulsar el tanque a través del techo inmediatamente superior, destrozar una viga de hormigón armado inmediatamente inferior y desplazar las paredes del laboratorio entre 0,1 y 0,2  m de sus cimientos. ^{[ 110 ]}

El nitrógeno líquido se evapora fácilmente para formar nitrógeno gaseoso, por lo que las precauciones asociadas con el nitrógeno gaseoso también se aplican al nitrógeno líquido. ^{[ 111 ] [ 112 ] [ 113 ]} Por ejemplo, a veces se utilizan sensores de oxígeno como medida de seguridad al trabajar con nitrógeno líquido para alertar a los trabajadores sobre derrames de gas en un espacio confinado. ^{[ 114 ]}

Los recipientes que contienen nitrógeno líquido pueden condensar el oxígeno del aire. El líquido en dicho recipiente se enriquece progresivamente en oxígeno (punto de ebullición de -183  °C, superior al del nitrógeno) a medida que este se evapora, y puede provocar una oxidación violenta de la materia orgánica. ^{[ 115 ]}

Los sensores de oxígeno se utilizan para medir los niveles de oxígeno en espacios confinados y en cualquier lugar donde se almacene o utilice nitrógeno gaseoso o líquido. En caso de fuga de nitrógeno y una disminución del oxígeno hasta un nivel de alarma preestablecido, se puede programar un monitor de deficiencia de oxígeno para que active alarmas sonoras y visuales. Generalmente, el rango de oxígeno que alerta al personal se activa cuando los niveles de oxígeno caen por debajo del 19,5 %. En EE. UU., la OSHA especifica que una atmósfera peligrosa puede incluir aquella donde la concentración de oxígeno sea inferior al 19,5 % o superior al 23,5 %. ^{[ 116 ]}