Nitrógeno
El nitrógeno es un elemento químico de símbolo N y número atómico 7. Es el pnictógeno más ligero y, a temperatura ambiente, es un gas diatómico transparente e inodoro. Es un elemento común en el universo, con una abundancia total estimada en séptimo lugar en la Vía Láctea y el sistema solar.
Identidad
- Masa atómica
- [14.00643, 14.00728] u
- Categoría
- No metales
- Grupo
- 15
- Periodo
- 2
- Bloque
- p
- Estado(s) de oxidación
- −3, +1, +2, +3, +4, +5
- Fase (25 °C)
- Gas
- Apariencia
- incoloro (gas, líquido o sólido)
Estructura electrónica
- Configuración
- 1s2 2s2 2p3
- Configuración abreviada
- [He] 2s2 2p3
- Electrones por capa
- 2, 5
- Electronegatividad (Pauling)
- 3.04
- Afinidad electrónica
- -6.80 kJ/mol
- 1.ª energía de ionización
- 1.40e+3 kJ/mol
- Energías de ionización
- 1402 · 2856 · 4578 · 7475 · 9445… kJ/mol
Propiedades físicas
- Punto de fusión
- -210.0 °C (63 K)
- Punto de ebullición
- -195.8 °C (77 K)
- Densidad
- 0.0012506 g/cm³
- Calor molar
- —
Comportamiento químico del nitrógeno
El nitrógeno tiene cinco electrones de valencia ([He] 2s² 2p³) y alta electronegatividad (3,04), por lo que actúa casi siempre como −3 en enlaces covalentes con no metales e hidrógeno. Su rasgo definitorio es el triple enlace N≡N de la molécula N₂, de 941 kJ/mol: tan estable que el dinitrógeno es inerte a temperatura ambiente. Con oxígeno muestra todos los estados positivos, de +1 a +5, en una familia de óxidos y oxoácidos; con metales electropositivos forma nitruros (−3).
Reactividad
N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃
Solo reacciona con hidrógeno a 400–500 °C y 150–300 atm con catalizador de hierro (Haber-Bosch). Sin esas condiciones extremas el triple enlace permanece intacto: es la fijación industrial del nitrógeno.
N₂ + O₂ → 2 NO
Con oxígeno solo reacciona a temperaturas de rayo o motor (miles de grados), formando monóxido de nitrógeno. Es el origen natural y antropogénico de los NOx atmosféricos.
3 Mg + N₂ → Mg₃N₂
Con metales como el magnesio o el litio forma nitruros al calentar, con el nitrógeno en estado −3. Estos nitruros liberan amoníaco al contacto con el agua.
NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃
El amoníaco, base débil, se combina con el ácido nítrico dando nitrato de amonio, el fertilizante nitrogenado más usado y, a la vez, un explosivo industrial.
Compuestos destacados
| Compuesto | Fórmula | Uso o importancia |
|---|---|---|
| Amoníaco | NH₃ | Fertilizantes nitrogenados; refrigerante y precursor del ácido nítrico |
| Ácido nítrico | HNO₃ | Fertilizantes, explosivos, grabado de metales y circuitos |
| Nitrato de amonio | NH₄NO₃ | Fertilizante líder y explosivo de minería |
| Óxido nitroso | N₂O | Anestésico («gas de la risa»); propulsor y gas de efecto invernadero |
| Hidracina | N₂H₄ | Propulsor de cohetes y satélites; reductor en calderas |
Representación de la distribución electrónica por niveles
Ver en el constructor de átomosIsótopos
El nitrógeno natural combina el nitrógeno-14 (¹⁴N), con siete neutrones y un 99,6 %, y el nitrógeno-15 (¹⁵N), con ocho neutrones y un 0,4 %. El ¹⁵N, estable, se usa como trazador en agricultura, ecología y medicina para seguir el destino del nitrógeno en suelos, plantas y proteínas.
Presencia y obtención
Forma el 78 % del aire como N₂, pero ese reservorio es inerte y la vida depende de su fijación. Las bacterias fijadoras y los rayos lo convierten en formas asimilables; los grandes depósitos son el salitre de Chile y los nitratos de cuevas. Industrialmente se obtiene por destilación fraccionada del aire líquido y se fija por Haber-Bosch (unos 180 millones de toneladas anuales de amoníaco).
Historia y origen del nombre
Daniel Rutherford lo aisló en 1772 como el «aire nocivo» que no mantiene la combustión, y Lavoisier lo llamó azote (sin vida). Chaptal lo rebautizó nitrógeno, «generador de salitre». Cavendish y Priestley estudiaron sus óxidos, y en 1909 Haber y Bosch lograron sintetizar amoníaco del aire, con Nobel en 1918 y 1931: el proceso que alimenta a medio planeta.
Aplicaciones y relevancia del nitrógeno
Usos del elemento
Como N₂ es atmósfera inerte: conserva alimentos envasados, protege soldaduras y electrónica, presuriza cables y sirve como refrigerante líquido (−196 °C) en criogenia, laboratorios y dermatología. El aire líquido es además fuente de oxígeno y argón.
Usos de sus compuestos
El amoníaco y los nitratos sostienen la agricultura mundial como fertilizantes; el ácido nítrico produce explosivos, nailon y fertilizantes; el óxido nitroso anestesia en medicina y odontología; la hidracina propulsa satélites.
Salud, seguridad y medio ambiente
Papel biológico
Es esencial: forma proteínas y ADN, y los organismos dependen del nitrato y el amonio del suelo. Pero el N₂ atmosférico solo lo fijan bacterias simbióticas y el proceso industrial: sin fijación no hay vida.
Seguridad
El N₂ es asfixiante en espacios cerrados y el nitrógeno líquido quema por frío (−196 °C). El nitrato de amonio explota (Beirut 2020); los nitritos en embutidos generan nitrosaminas; el N₂O como droga recreativa daña nervios.
Medio ambiente
El exceso de fertilizantes eutrofiza ríos y mares (zonas muertas) y emite N₂O, gas de efecto invernadero 265 veces más potente que el CO₂. Los NOx del tráfico causan lluvia ácida y ozono troposférico; ajustar la dosis agrícola es clave.
Preguntas frecuentes sobre el Nitrógeno
Si el aire es 78 % nitrógeno, ¿por qué no lo aprovechamos al respirar?
Porque el N₂ es casi inerte: su triple enlace, de 941 kJ/mol, es de los más fuertes de la química y nuestros pulmones no pueden romperlo. Lo inhalamos y exhalamos sin cambios; solo sirve para diluir el oxígeno. Únicamente algunas bacterias con la enzima nitrogenasa, y la industria con el proceso Haber-Bosch a 500 °C y 200 atmósferas, logran «fijarlo» en formas útiles. Respiramos nitrógeno de prestado.
¿Qué fue la «batalla del salitre»?
La Guerra del Pacífico (1879–1884), en la que Chile arrebató a Perú y Bolivia las provincias salitreras de Atacama. El salitre (nitrato de sodio) era entonces el único fertilizante nitrogenado y la materia prima de la pólvora, un tesoro estratégico. Bolivia perdió su salida al mar. La síntesis de amoníaco de Haber-Bosch (1909) arruinó el negocio: el nitrógeno del aire sustituyó al de las minas.
¿Por qué las legumbres no necesitan abono nitrogenado?
Porque alojan en los nódulos de sus raíces bacterias Rhizobium que fijan el N₂ del aire con la enzima nitrogenasa, regalándoles amonio a cambio de azúcares. Esta simbiosis aporta gratis lo que otros cultivos exigen como fertilizante industrial. Rotar cereales con legumbres (trigo-lenteja, maíz-soja) es la fertilización más antigua y ecológica que existe: enriquece el suelo con nitrógeno sin emisiones de fábrica ni facturas de abono.
¿Es peligroso el nitrógeno líquido?
Sí, por tres motivos: quema por frío (-196 °C) al contacto, vuelve quebradizos los materiales y, sobre todo, al evaporarse desplaza el oxígeno y asfixia sin avisar en laboratorios y sótanos. Cada año hay accidentes mortales por entrar en salas con fugas. Con ventilación, guantes criogénicos y gafas es seguro; es el mismo nitrógeno del aire, solo que muy frío y concentrado.
¿Cómo puede el mismo elemento ser fertilizante y explosivo?
Porque los compuestos nitrogenados almacenan mucha energía en sus enlaces N–O y N–N. El nitrato de amonio aporta nitrógeno a las plantas, pero calentado o contaminado se descompone de golpe liberando gases calientes: de abono a bomba, como en Beirut 2020 o Texas 2013. La dinamita (nitroglicerina) y el TNT son la misma historia. La diferencia entre nutrir y detonar está en la velocidad de esa liberación.
¿El óxido nitroso de los médicos es el mismo de los coches tuneados?
La misma molécula, N₂O, con usos opuestos: en medicina es anestésico y analgésico («gas de la risa») desde 1844; en motores aporta oxígeno extra para quemar más combustible y ganar potencia. Como droga recreativa («globos») destruye la vitamina B12 y daña médula y nervios. Y como gas de efecto invernadero es 265 veces más potente que el CO₂. Todo depende de la dosis y el contexto.
¿Qué es la eutrofización?
El ahogamiento de ríos y costas por exceso de nutrientes: los nitratos de los fertilizantes disparan el crecimiento de algas, que al morir se descomponen consumiendo todo el oxígeno. Peces y marisco mueren y nacen «zonas muertas» como la del Golfo de México, del tamaño de Asturias. Es el precio del nitrógeno que escapa del campo: ajustar dosis y fechas de abonado lo evita.
Principales fuentes consultadas: PubChem, Royal Society of Chemistry, NIST, IUPAC. Última revisión: noviembre de 2026.