El nitrógeno es el quinto elemento más abundante en el universo observable (después del hidrógeno, helio, oxígeno y carbono) y juega un papel importante en la evolución química de las galaxias. A diferencia de los elementos primordiales, el nitrógeno se produce enteramente por nucleosíntesis estelar.
La principal vía de producción de nitrógeno en las estrellas es el ciclo CNO (carbono-nitrógeno-oxígeno), donde el nitrógeno aparece como intermediario catalítico en la fusión del hidrógeno en helio. En las estrellas masivas, este ciclo domina la producción de energía. El nitrógeno-14 se produce principalmente en estrellas de masa intermedia (2-8 masas solares) durante la fase AGB (rama asintótica de las gigantes), donde se sintetiza a partir del carbono a través del ciclo CN. Estas estrellas luego enriquecen el medio interestelar con nitrógeno a través de sus poderosos vientos estelares.
En el medio interestelar, el nitrógeno existe en varias formas: atómica (N, N⁺), molecular (N₂, CN, HCN, NH₃ y muchas otras moléculas complejas de nitrógeno). Las moléculas que contienen nitrógeno son trazadores importantes de las condiciones físicas y químicas en las nubes moleculares densas donde se forman las estrellas. El dinitrógeno (N₂) es difícil de detectar directamente en el espacio debido a la ausencia de un momento dipolar permanente, pero su abundancia puede deducirse indirectamente a través de otras especies nitrogenadas.
La relación isotópica ¹⁴N/¹⁵N varía considerablemente en el universo y proporciona información valiosa sobre los procesos de nucleosíntesis y mezcla en las estrellas. Esta relación, medida en meteoritos, cometas, atmósferas planetarias y el medio interestelar, revela la historia compleja del reciclaje de la materia en nuestra galaxia. El sistema solar tiene una relación ¹⁴N/¹⁵N de aproximadamente 272, pero esta relación puede variar significativamente según las fuentes y los objetos observados.
En las atmósferas planetarias, el nitrógeno juega un papel importante. En la Tierra, constituye el 78% de la atmósfera y es esencial para la vida. En Titán (luna de Saturno), la atmósfera está compuesta en un 98% por nitrógeno. El estudio del nitrógeno atmosférico y su ciclo químico en diferentes cuerpos del sistema solar y en exoplanetas potencialmente habitables es crucial para comprender la evolución planetaria y la búsqueda de vida extraterrestre.
El nitrógeno fue descubierto independientemente por varios químicos a finales del siglo XVIII. En 1772, el médico y químico escocés Daniel Rutherford (1749-1819) aisló este gas al eliminar el oxígeno y el dióxido de carbono del aire, dejando un residuo gaseoso que llamó "aire viciado" o "aire flogisticado". Alrededor de la misma época, Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) en Suecia, Henry Cavendish (1731-1810) en Inglaterra y Joseph Priestley (1733-1804) realizaron experimentos similares. En 1790, el químico francés Jean-Antoine Chaptal (1756-1832) propuso el nombre azote (del griego a = sin y zoe = vida), destacando que este gas no podía sostener la vida ni la combustión. El nombre inglés "nitrogen" (generador de nitro) fue introducido en 1790 por Chaptal, en referencia al salitre (nitrato de potasio).
N.B.:
El proceso Haber-Bosch (principios del siglo XX) permite la fijación industrial del nitrógeno atmosférico en amoníaco. Ha permitido la producción masiva de fertilizantes, apoyando la seguridad alimentaria mundial: más de la mitad del nitrógeno en nuestras proteínas proviene de él. Sin embargo, esta fijación artificial (∼150 Mt/año) ahora supera la fijación natural, causando contaminación del agua (nitratos), emisiones de N₂O (gas de efecto invernadero) y una perturbación importante del ciclo natural del nitrógeno. El desafío actual es conciliar la producción de alimentos con la restauración de un ciclo de nitrógeno sostenible.
El nitrógeno (símbolo N, número atómico 7) es un no metal del grupo 15 (pnicógenos) de la tabla periódica, compuesto por siete protones, generalmente siete neutrones (para el isótopo más común) y siete electrones. Los dos isótopos estables son el nitrógeno-14 \(\,^{14}\mathrm{N}\) (≈ 99.636%) y el nitrógeno-15 \(\,^{15}\mathrm{N}\) (≈ 0.364%).
A temperatura ambiente, el nitrógeno se presenta como un gas diatómico (N₂), incoloro, inodoro y relativamente inerte químicamente. La molécula N₂ tiene un triple enlace muy fuerte (N≡N) que la hace particularmente estable y poco reactiva en condiciones normales. Esta estabilidad explica por qué el nitrógeno gaseoso constituye aproximadamente el 78% de la atmósfera terrestre en volumen. El gas N₂ tiene una densidad de aproximadamente 1.251 g/L a temperatura y presión estándar. La temperatura a la que los estados líquido y sólido pueden coexistir (punto de fusión): 63.15 K (−210.00 °C). La temperatura a partir de la cual pasa del estado líquido al estado gaseoso (punto de ebullición): 77.355 K (−195.795 °C).
| Isótopo / Notación | Protones (Z) | Neutrones (N) | Masa atómica (u) | Abundancia natural | Vida media / Estabilidad | Decaimiento / Observaciones |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Nitrógeno-13 — \(\,^{13}\mathrm{N}\,\) | 7 | 6 | 13.005739 u | No natural | 9.965 minutos | Radiactivo β\(^+\) dando \(\,^{13}\mathrm{C}\) ; utilizado en tomografía por emisión de positrones (PET). |
| Nitrógeno-14 — \(\,^{14}\mathrm{N}\,\) | 7 | 7 | 14.003074 u | ≈ 99.636% | Estable | Isótopo mayoritario; base de todas las proteínas y ácidos nucleicos de la vida terrestre. |
| Nitrógeno-15 — \(\,^{15}\mathrm{N}\,\) | 7 | 8 | 15.000109 u | ≈ 0.364% | Estable | Utilizado en espectroscopia RMN, como trazador en biología y para estudiar el ciclo del nitrógeno. |
| Nitrógeno-16 — \(\,^{16}\mathrm{N}\,\) | 7 | 9 | 16.006102 u | No natural | 7.13 s | Radiactivo β\(^-\) dando \(\,^{16}\mathrm{O}\) ; producido en reactores nucleares. |
| Nitrógeno-17 — \(\,^{17}\mathrm{N}\,\) | 7 | 10 | 17.008450 u | No natural | 4.173 s | Radiactivo β\(^-\) ; utilizado en investigación nuclear. |
| Otros isótopos — \(\,^{10}\mathrm{N}-\,^{12}\mathrm{N},\,^{18}\mathrm{N}-\,^{25}\mathrm{N}\) | 7 | 3-5, 11-18 | — (resonancias) | No naturales | \(10^{-22}\) — 0.63 s | Estados muy inestables observados en física nuclear; desintegración por emisión de partículas o radiactividad β. |
N.B.:
Las capas electrónicas: Cómo se organizan los electrones alrededor del núcleo.
El nitrógeno tiene 7 electrones distribuidos en dos capas electrónicas. Su configuración electrónica completa es: 1s² 2s² 2p³, o de manera simplificada: [He] 2s² 2p³. Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(5).
Capa K (n=1): contiene 2 electrones en la subcapa 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): contiene 5 electrones distribuidos en 2s² 2p³. Los orbitales 2s están completos, mientras que los orbitales 2p solo contienen 3 electrones de los 6 posibles, con un electrón en cada uno de los tres orbitales 2p según la regla de Hund. Por lo tanto, faltan 3 electrones para alcanzar la configuración estable del neón con 8 electrones (octeto).
El nitrógeno, del grupo 15 (pnicógenos), tiene 5 electrones de valencia (2s² 2p³). Esta configuración explica su versatilidad: forma tres enlaces covalentes (estado -3 como en NH₃), pero también puede alcanzar estados de oxidación positivos de hasta +5 (HNO₃). La molécula N₂, con su triple enlace excepcionalmente estable, corresponde al estado 0.
El dinitrógeno (N₂) constituye el 78% de la atmósfera terrestre. Su inercia a temperatura ambiente lo hace útil para atmósferas inertes. Sin embargo, una vez activado, el nitrógeno se convierte en un elemento clave de la vida (proteínas, ADN), la agricultura (fertilizantes a través del proceso Haber-Bosch) y la industria (explosivos, ácido nítrico). Su licuefacción también permite aplicaciones criogénicas.
El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia y típicamente forma tres enlaces covalentes (estado de oxidación −3 en el amoníaco NH₃) o puede perder sus electrones para alcanzar varios estados de oxidación de −3 a +5. El triple enlace N≡N en la molécula diatómica N₂ es uno de los enlaces químicos más fuertes conocidos (energía de disociación ≈ 945 kJ/mol), lo que hace que el nitrógeno molecular sea muy poco reactivo a temperatura ambiente. Esta inercia se explota industrialmente para crear atmósferas protectoras inertes.
Sin embargo, una vez que se rompe el triple enlace (requiriendo alta temperatura, alta presión o catalizadores), el nitrógeno se vuelve muy reactivo. Forma compuestos con casi todos los elementos, especialmente con hidrógeno (amoníaco NH₃, hidracina N₂H₄), oxígeno (óxidos de nitrógeno: NO, NO₂, N₂O, N₂O₃, N₂O₅), halógenos (trihalogenuros de nitrógeno) y muchos metales (nitruros). Los compuestos nitrogenados presentan una gama extraordinaria de propiedades, desde fertilizantes esenciales (nitratos, amoníaco) hasta explosivos potentes (TNT, nitroglicerina), pasando por proteínas y ácidos nucleicos de la vida.
El ciclo del nitrógeno es uno de los ciclos biogeoquímicos más importantes en la Tierra. Aunque el N₂ es abundante en la atmósfera, la mayoría de los organismos no pueden utilizarlo directamente. La fijación biológica del nitrógeno por ciertas bacterias (simbióticas o libres) convierte el N₂ en amoníaco, que luego puede ser asimilado por las plantas. Otras bacterias realizan la nitrificación (conversión en nitritos y luego nitratos) y la desnitrificación (retorno del nitrógeno a la atmósfera). La humanidad ha perturbado profundamente este ciclo natural con la producción industrial masiva de fertilizantes nitrogenados (proceso Haber-Bosch).
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