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Nitrógeno: definición, propiedades, usos y su papel en la atmósfera

Descubre qué es el nitrógeno: definición, propiedades, usos y su crucial papel en la atmósfera. Información clara, concisa y actualizada.

Autor: Leandro Alegsa

08-03-2026

El nitrógeno es un elemento químico no metálico. La atmósfera contiene más del 78% de nitrógeno. Tiene el símbolo químico N y el número atómico 7. Su interior estable suele contener 14 nucleones (7 protones y 7 neutrones). Tiene 5 electrones en su capa exterior.

Propiedades físicas y químicas

Estado y apariencia: a temperatura y presión ambiente el nitrógeno es un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido (N2).
Masa atómica: aproximadamente 14,007 u.
Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p3, lo que le confiere 5 electrones en la capa de valencia.
Enlace: en la molécula N2 los dos átomos están unidos por un enlace triple muy fuerte; la energía de disociación del enlace N≡N es alta (≈945 kJ/mol), lo que hace a N2 relativamente inerte.
Puntos de cambio de fase: punto de fusión −210,00 °C (63,15 K) y punto de ebullición −195,79 °C (77,36 K). En forma líquida (nitrógeno líquido) se usa en criogenia.
Reactividad: el N2 molecular es poco reactivo, pero formas reactivas de nitrógeno (átomos, radicales, NOx, amonio, nitratos) participan activamente en muchas reacciones químicas y biológicas.

Isótopos

14N: isótopo más abundante (~99,63 %), estable y principal en procesos biológicos.
15N: isótopo estable menos común (~0,37 %) y muy útil en estudios isotópicos, trazado metabólico y en espectroscopía.
Existen además isótopos radiactivos de nitrógeno (p. ej. 13N) usados en medicina nuclear y en investigación.

Presencia en la naturaleza y ciclo del nitrógeno

El nitrógeno es un elemento esencial para la vida. Forma parte de las proteínas, los ácidos nucleicos (ADN y ARN), coenzimas y otras biomoléculas. El ciclo del nitrógeno describe las transformaciones y flujos del nitrógeno entre la atmósfera, la biosfera, la litósfera y la hidrosfera:

Fijación: conversión de N2 atmosférico en amonio (NH4+) o compuestos orgánicos por bacterias fijadoras (p. ej. Rhizobium) o de forma industrial (Haber-Bosch).
Nitrificación: oxidación biológica de NH4+ a NO2− y luego a NO3− por bacterias nitrificantes.
Asimilación: plantas y microorganismos incorporan NH4+ y NO3− para sintetizar aminoácidos y otras moléculas.
Desnitrificación: conversión biológica de NO3− a N2 (o N2O) por bacterias desnitrificantes, regresando nitrógeno a la atmósfera.
Amonificación: mineralización de materia orgánica a NH4+.
Fuentes abióticas: rayos y actividad volcánica también producen óxidos de nitrógeno que entran al ciclo.

Producción industrial

Obtención del N2: por destilación fraccionada del aire licuado se separa el nitrógeno del oxígeno y otros gases.
Haber-Bosch (producción de amoníaco): N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3. Este proceso, que usa altas presiones, temperaturas y catalizadores, es la base de la producción de fertilizantes nitrogenados.

Usos principales

Fertilizantes: el uso más importante; el amonio, la urea y otros compuestos nitrogenados aumentan la productividad agrícola.
Industria química: síntesis de amoníaco, ácido nítrico, aminas, nitrilos y otros compuestos orgánicos e inorgánicos.
Explosivos y propulsores: nitrogenados como TNT, nitroglicerina y otros compuestos contienen grupos nitro o nitroaminas.
Atmósfera inerte: N2 se usa para proteger procesos sensibles (soldadura, embalaje alimentario, fabricación electrónica) evitando oxidación.
Criogenia: nitrógeno líquido se utiliza para congelación rápida, conservación biológica, enfriamiento y experimentos a baja temperatura.
Aplicaciones médicas y científicas: como gas portador en cromatografía, como medio inerte en procedimientos, y en laboratorios para análisis isotópicos.
Seguridad automotriz: en algunos casos se utiliza N2 para inflado de neumáticos (mayor estabilidad de presión y menor corrosión).
Generación de gas en airbags: algunas reacciones químicas que generan N2 se usan para inflado rápido en bolsas de seguridad.

Papel en la atmósfera y efectos medioambientales

Abundancia y función física: como ~78 % de la atmósfera, el N2 actúa como diluyente del oxígeno, contribuye a la presión atmosférica y modera reacciones químicas rápidas.
Especies reactivas (NOx, N2O): aunque N2 es inerte, procesos naturales (rayos) y humanos (combustión, industria, agricultura) generan óxidos de nitrógeno (NO, NO2) y óxido nitroso (N2O). Estas especies tienen impactos significativos:
- NOx: contribuye a la formación de ozono troposférico, smog fotoquímico y lluvia ácida.
- N2O: potente gas de efecto invernadero y destructor de la capa de ozono.
Contaminación por exceso de nitrógeno: la aplicación excesiva de fertilizantes y las emisiones agrícolas e industriales pueden causar eutrofización de aguas, pérdida de biodiversidad y emisiones de N2O.

Seguridad y consideraciones de manejo

Asfixia: el principal riesgo del nitrógeno gas es el desplazamiento de oxígeno en espacios confinados, lo que puede provocar hipoxia sin aviso (el N2 es incoloro e inodoro).
Riesgos criogénicos: el nitrógeno líquido puede causar quemaduras por frío y fragilizar materiales; su rápida vaporización puede generar presión en recipientes cerrados.
Manipulación de cilindros: seguir normas para el transporte, almacenamiento y uso de gases comprimidos.

Métodos de análisis y aplicaciones en investigación

Análisis de nitrógeno total: métodos como Kjeldahl y análisis elemental cuantifican nitrógeno en muestras orgánicas.
Espectrometría de masas y trazado isotópico (15N): permiten estudiar rutas metabólicas, origen de nutrientes y procesos ecológicos.
Monitoreo atmosférico: detección de NOx y N2O por técnicas cromatográficas y espectroscópicas para evaluar impactos ambientales.

Resumen

El nitrógeno es un elemento esencial y omnipresente: como N2 domina la atmósfera y actúa como un componente físico clave, mientras que sus compuestos participan en procesos biológicos, industriales y ambientales críticos. Aunque el N2 molecular es relativamente inerte, las formas reactivas del nitrógeno tienen efectos profundos en la agricultura, la industria y el clima, por lo que su producción, uso y gestión responsable son fundamentales para la salud humana y ambiental.

Propiedades

El nitrógeno es un gas incoloro e inodoro a temperatura normal. Normalmente está unido a otro átomo de nitrógeno, formando una molécula de nitrógeno (N₂ ). Este enlace es muy fuerte. Por eso muchos explosivos contienen nitrógeno. El enlace se rompe cuando se fabrica el explosivo. Cuando explota, el enlace se forma, liberando mucha energía.

Se convierte en líquido a -195,8°C y se convierte en sólido a -210°C. Si se comprime, puede convertirse en líquido sin que se enfríe.

Normalmente no se combina con otros átomos porque su fuerte enlace le impide reaccionar. El litio es uno de los pocos elementos químicos que reaccionan con el nitrógeno sin calentarse. El magnesio puede arder en el nitrógeno. El nitrógeno también produce chispas eléctricas azules. El color azul se debe a que los átomos se excitan. Cuando vuelven a ser normales, liberan luz. Cuando el nitrógeno se excita, reacciona con muchas cosas con las que normalmente no reacciona.

Chispa eléctrica a través de un tubo lleno de nitrógeno

Compuestos

Muchos compuestos químicos importantes para la industria contienen iones de nitrógeno. Entre ellos se encuentran el amoníaco, el ácido nítrico, los nitratos y los cianuros. El nitrógeno se presenta en varios estados de oxidación: -3, -2, -¹ /₃ , +1, +3, +4 y +5. Cada uno de esos estados de oxidación tiene su conjunto de compuestos.

Los compuestos en el estado de oxidación -3 son agentes reductores débiles. Entre ellos se encuentran el amoníaco, el amonio, la amida y los nitruros. Los aminoácidos y las proteínas contienen nitrógeno en este estado de oxidación. La hidracina, un compuesto en el estado de oxidación -2, es un agente reductor fuerte. Las azidas contienen nitrógeno en el estado de oxidación -¹ /₃ . Son agentes reductores muy potentes y la mayoría son muy tóxicos.

El óxido nitroso contiene nitrógeno en el estado de oxidación +1. Se utiliza como anestésico. Los compuestos que contienen nitrógeno en estado de oxidación +2, como el óxido nítrico, son agentes reductores. Los compuestos en estado de oxidación +3 son fuertes agentes oxidantes y débiles agentes reductores. Los nitritos son los compuestos +3 más comunes. Los compuestos en estado de oxidación +4 son agentes oxidantes fuertes. Entre ellos se encuentran el dióxido de nitrógeno y el tetróxido de dinitrógeno.

Los compuestos que contienen nitrógeno en el estado de oxidación +5 son fuertes agentes oxidantes. Son uno de los grupos más comunes de compuestos de nitrógeno. Incluyen el ácido nítrico y el pentóxido de dinitrógeno. También incluyen los nitratos, que se utilizan en explosivos como la dinamita, la nitroglicerina y el trinitrotolueno.

Aparición y preparación

El aire está compuesto por un 78% de nitrógeno y un 20,95% de oxígeno, < 1% de argón y trazas de otros gases como el dióxido de carbono y el vapor de agua, entre otros. También se encuentra en algunos nitratos del suelo. Los minerales de amonio son raros. El nitrógeno está en las proteínas.

El nitrógeno líquido puro se puede fabricar enfriando el aire. El nitrógeno se convierte en líquido a una temperatura diferente a la del oxígeno. También se puede fabricar calentando ciertos compuestos químicos, como la azida sódica.

Utiliza

El nitrógeno es un elemento que se utiliza para evitar que las cosas reaccionen con el oxígeno del aire. Se puede utilizar para llenar bolsas de patatas fritas y bombillas incandescentes. También se utiliza para llenar algunos neumáticos. Se puede utilizar para fabricar componentes eléctricos como los transistores. El nitrógeno líquido puede utilizarse para congelar cosas.

Los compuestos de nitrógeno tienen muchos usos, como anestésicos (óxido nitroso), explosivos (dinamita), limpiadores (amoníaco), y carne (proteínas), y aviones (combustible).

Reproducir medios de comunicación Nitrógeno líquido utilizado para congelar un globo

Historia

El nitrógeno fue descubierto por Daniel Rutherford en 1772, que lo llamó gas nocivo o gas fijo. Descubrieron que parte del aire no se quemaba. Se descubrió que los animales morían en él. Se le conoció como "azote". Muchos compuestos de nitrógeno también contienen las letras "azida" o "azina", como la hidracina.

En 1910, Lord Rayleigh descubrió que al hacer pasar una chispa por el nitrógeno se producía una forma reactiva de éste. Este nitrógeno reaccionaba con muchos metales y compuestos.

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