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 eliminando el oxígeno y el dióxido de carbono del aire, dejando un residuo gaseoso que llamó "aire viciado" o "aire flogistizado". 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 nitrato) fue introducido en 1790 por Chaptal también, en referencia al salitre (nitrato de potasio).
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 existe como un gas diatómico (N₂), incoloro, inodoro y relativamente inerte químicamente. La molécula N₂ tiene un enlace triple muy fuerte (N≡N) que la hace particularmente estable y poco reactiva en condiciones normales. Esta estabilidad explica por qué el gas nitrógeno 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 la que pasa de líquido a gas (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\(^+\) decae a \(\,^{13}\mathrm{C}\); usado en tomografía por emisión de positrones (TEP). |
| 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\(^-\) decae a \(\,^{16}\mathrm{O}\); 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. :
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 simplificada: [He] 2s² 2p³. Esta configuración también puede escribirse como: K(2) L(5).
Capa K (n=1): Contiene 2 electrones en el subnivel 1s. Esta capa interna está completa y es muy estable.
Capa L (n=2): Contiene 5 electrones distribuidos como 2s² 2p³. Los orbitales 2s están completos, mientras que los orbitales 2p contienen solo 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).
Los 5 electrones de la capa externa (2s² 2p³) son los electrones de valencia del nitrógeno. Esta configuración explica sus propiedades químicas:
Al ganar 3 electrones, el nitrógeno forma el ion N³⁻ (estado de oxidación -3), presente en nitruros metálicos y amoníaco (NH₃), adoptando la configuración estable del neón [Ne].
El nitrógeno puede presentar varios estados de oxidación positivos: +1, +2, +3, +4 y +5, observados en sus óxidos y oxoácidos (por ejemplo, ácido nítrico HNO₃ en +5).
El estado de oxidación 0 corresponde al dinitrógeno N₂, su forma molecular natural, donde dos átomos de nitrógeno están unidos por un triple enlace extremadamente estable.
La configuración electrónica del nitrógeno, con 5 electrones de valencia, lo clasifica entre los pnictógenos (Grupo 15) y le confiere propiedades intermedias entre metales y no metales. Esta estructura le otorga propiedades características: la capacidad de formar tres enlaces covalentes compartiendo sus tres electrones 2p desapareados, la gran estabilidad de la molécula N₂ debido a su triple enlace (energía de disociación muy alta) y versatilidad química con estados de oxidación que van desde -3 a +5. El nitrógeno forma el ion nitruro N³⁻ en algunos compuestos iónicos, pero este ion es raro y fácilmente hidrolizado. Más comúnmente, el nitrógeno comparte sus electrones en enlaces covalentes. El dinitrógeno N₂ es un gas incoloro, inodoro y químicamente muy poco reactivo a temperatura ambiente debido a la alta estabilidad de su triple enlace. Esta inercia hace que el dinitrógeno sea un gas ideal para crear atmósferas inertes protectoras.
La importancia del nitrógeno es capital: constituye aproximadamente el 78% de la atmósfera terrestre, lo que lo convierte en el gas atmosférico más abundante. Es esencial para la vida, ya que es un componente fundamental de las proteínas, los ácidos nucleicos (ADN, ARN) y muchas otras biomoléculas. El ciclo del nitrógeno, que permite su transformación en diversas formas químicas, es fundamental para los ecosistemas. Industrialmente, el nitrógeno se utiliza para la síntesis de amoníaco mediante el proceso Haber-Bosch (base de los fertilizantes nitrogenados), la producción de ácido nítrico, la fabricación de explosivos y como atmósfera inerte en las industrias alimentaria y electrónica. El nitrógeno líquido, obtenido por destilación del aire, sirve como fluido criogénico para la conservación biológica y diversas aplicaciones industriales.
El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia y forma típicamente 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 enlace triple 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 inertes protectoras.
Sin embargo, una vez roto el enlace triple (requiere alta temperatura, alta presión o catalizadores), el nitrógeno se vuelve muy reactivo. Forma compuestos con casi todos los elementos, notablemente 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 exhiben una gama extraordinaria de propiedades, desde fertilizantes esenciales (nitratos, amoníaco) hasta explosivos potentes (TNT, nitroglicerina) hasta 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 usarlo directamente. La fijación biológica del nitrógeno por ciertas bacterias (simbióticas o de vida libre) convierte el N₂ en amoníaco, que luego puede ser asimilado por las plantas. Otras bacterias llevan a cabo la nitrificación (conversión a 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).
El nitrógeno es el quinto elemento más abundante en el universo observable (después del hidrógeno, helio, oxígeno y carbono) y desempeña 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 un intermedio catalítico en la fusión del hidrógeno en helio. En 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 mediante el ciclo CN. Estas estrellas luego enriquecen el medio interestelar con nitrógeno a través de sus poderosos vientos estelares.
El nitrógeno también puede producirse por reacciones de espalación en el medio interestelar (fragmentación de átomos más pesados por rayos cósmicos), aunque esta contribución es menor en comparación con la nucleosíntesis estelar.
En el medio interestelar, el nitrógeno existe en varias formas: atómico (N, N⁺), molecular (N₂, CN, HCN, NH₃ y muchas otras moléculas complejas que contienen 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 falta de un momento dipolar permanente, pero su abundancia puede inferirse indirectamente a través de otras especies nitrogenadas.
La proporción isotópica ¹⁴N/¹⁵N varía considerablemente en el universo y proporciona información valiosa sobre los procesos de nucleosíntesis y mezcla en las estrellas. Esta proporción, medida en meteoritos, cometas, atmósferas planetarias y el medio interestelar, revela la historia compleja del reciclaje de materia en nuestra galaxia. El sistema solar tiene una proporción ¹⁴N/¹⁵N de aproximadamente 272, pero esta proporción puede variar significativamente según las fuentes y los objetos observados.
En las atmósferas planetarias, el nitrógeno desempeña 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 es 98% nitrógeno. El estudio del nitrógeno en las atmósferas 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.
N.B.:
El proceso Haber-Bosch, desarrollado a principios del siglo XX, revolucionó la agricultura mundial al permitir la síntesis industrial de amoníaco a partir de nitrógeno atmosférico e hidrógeno bajo alta presión y temperatura, con un catalizador de hierro. Esta innovación permitió la producción masiva de fertilizantes nitrogenados, aumentando significativamente los rendimientos agrícolas y alimentando a una población mundial en crecimiento exponencial. Se estima que más de la mitad del nitrógeno presente en las proteínas humanas hoy proviene del nitrógeno fijado artificialmente por este proceso. Sin embargo, esta fijación industrial masiva de nitrógeno (alrededor de 150 millones de toneladas por año) ahora supera ampliamente la fijación biológica natural y ha creado graves problemas ambientales: contaminación del agua por nitratos, eutrofización de los ecosistemas acuáticos, emisiones de óxido nitroso (N₂O, un potente gas de efecto invernadero) y una perturbación profunda del ciclo natural del nitrógeno a escala planetaria. El desafío del siglo XXI es mantener la producción de alimentos mientras se restaura un ciclo del nitrógeno más equilibrado y sostenible.
