Nitrógeno

I. Introducción al Nitrógeno: El Elemento Esencial Oculto a Plena Vista

El nitrógeno, un elemento omnipresente pero a menudo subestimado, juega un papel fundamental tanto en el mundo natural como en la tecnología moderna. Su historia, propiedades y compuestos revelan una fascinante dualidad que lo define como un elemento de contrastes.

A. Descubrimiento y Denominación

El descubrimiento formal del nitrógeno se atribuye al médico y químico escocés Daniel Rutherford en 1772, quien lo identificó como un componente del aire que no soportaba la combustión ni la respiración, denominándolo «aire nocivo» o «aire flogisticado».¹ Sin embargo, estudios contemporáneos sobre este «nuevo aire» también fueron realizados por Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish y Joseph Priestley, quienes aislaron el gas y describieron algunas de sus propiedades.²

Poco después, el químico francés Antoine Lavoisier, pionero de la química moderna, reconoció al gas como un elemento químico distinto.¹ Lavoisier lo bautizó como «azote», del griego ἄζωτος (azotos), que significa «sin vida», debido a su incapacidad para sustentar la vida animal o la combustión, una característica derivada de su notable inercia química.¹ Este nombre persiste en idiomas como el francés y el español. El nombre «nitrógeno», propuesto posteriormente por Jean-Antoine Chaptal, deriva del latín nitrum y del griego νίτρον (nitron), refiriéndose al nitro (nitrato de potasio, KNO3​), un compuesto nitrogenado conocido desde la antigüedad, combinado con el sufijo griego -geno («generador»).² El símbolo químico del elemento es N.³

Esta dualidad en la nomenclatura refleja una comprensión temprana de la naturaleza contrastante del nitrógeno: por un lado, un gas elemental inerte («azote») y, por otro, un componente esencial de compuestos reactivos y útiles como el nitro («nitrógeno»). Esta tensión entre la estabilidad del nitrógeno elemental y la reactividad de sus compuestos es un tema central en su química.¹

B. Abundancia Cósmica y Terrestre

El nitrógeno es sorprendentemente abundante. Es el componente principal de la atmósfera terrestre, constituyendo aproximadamente el 78% de su volumen en forma de nitrógeno molecular diatómico (N2​).² Esta vasta reserva atmosférica contrasta con su relativa escasez en la corteza terrestre. Se encuentra en depósitos minerales, principalmente como nitrato de sodio (NaNO3​) ¹, y disuelto en forma de iones nitrato (NO3−​) en las aguas del planeta.⁴ También está presente en materia orgánica en descomposición y en los restos de animales, como el guano, donde se encuentra en forma de urea, ácido úrico y compuestos relacionados.² Más allá de la Tierra, se han observado compuestos nitrogenados en el espacio exterior, y se sabe que el isótopo nitrógeno-14 se forma en los procesos de fusión nuclear dentro de las estrellas.²

C. Relevancia Biológica Fundamental

A pesar de su inercia como gas, el nitrógeno es absolutamente esencial para la vida tal como la conocemos. Es un componente fundamental de moléculas biológicas cruciales, incluyendo los aminoácidos, que son los bloques de construcción de las proteínas.³ Las proteínas, a su vez, desempeñan innumerables funciones estructurales (como en los músculos y tejidos) y catalíticas (enzimas) en los organismos vivos.⁴ El nitrógeno también es un constituyente clave de los ácidos nucleicos (ADN y ARN), las moléculas que portan la información genética y dirigen la síntesis de proteínas.³ Además, forma parte de otras biomoléculas vitales como anticuerpos, algunas hormonas, vitaminas y la clorofila, el pigmento esencial para la fotosíntesis.³ Juega roles importantes en funciones fisiológicas, incluyendo la relajación muscular y la neurotransmisión en el sistema nervioso.⁴ En total, el nitrógeno constituye aproximadamente el 3% de la composición elemental del cuerpo humano.²

D. La Paradoja del Nitrógeno

Aquí radica la gran paradoja del nitrógeno: es el gas más abundante en nuestra atmósfera, rodeándonos constantemente, pero la gran mayoría de los organismos vivos no pueden utilizarlo directamente en su forma molecular, N2​.¹² La molécula de N2​ posee un enlace triple extremadamente fuerte entre los dos átomos de nitrógeno (N≡N), lo que la hace muy estable y químicamente inerte en condiciones normales.⁹ Esta inercia, si bien es responsable de su acumulación en la atmósfera, representa una barrera significativa para su incorporación en los sistemas biológicos. La vida ha tenido que desarrollar mecanismos complejos, conocidos colectivamente como «fijación de nitrógeno», para convertir el N2​ atmosférico en formas químicamente reactivas (como el amoníaco) que puedan ser asimiladas.⁴

La predominancia del nitrógeno en la atmósfera es, de hecho, una consecuencia directa de esta inercia. A diferencia de elementos más reactivos como el oxígeno (que forma óxidos y silicatos en la corteza terrestre) o el carbono (que se cicla a través de carbonatos y biomasa), el N2​ tiende a permanecer en estado gaseoso, resistiendo la incorporación a gran escala en minerales terrestres o su disolución masiva en los océanos a través de reacciones químicas simples.⁹ Esta estabilidad atmosférica ha modelado la composición de nuestro aire y, simultáneamente, ha obligado a la evolución de ciclos biogeoquímicos intrincados para superar la barrera energética del enlace triple y hacer accesible este elemento vital.⁴

II. Propiedades Atómicas y Físicas del Nitrógeno

Las propiedades fundamentales del nitrógeno, tanto a nivel atómico como en su forma molecular y líquida, dictan su comportamiento químico y sus diversas aplicaciones.

A. Estructura Atómica

El nitrógeno ocupa el séptimo lugar en la tabla periódica, con un número atómico (Z) de 7.¹ Su masa atómica promedio es de aproximadamente 14.0067 unidades de masa atómica (u).¹ La configuración electrónica de un átomo de nitrógeno en su estado fundamental es [He]2s22p3, lo que significa que tiene dos electrones en su primera capa y cinco electrones en su capa más externa (nivel de valencia), distribuidos como 2s² 2p¹ₓ 2p¹<0xC2><0xAD> 2p¹<0xC2><0xAD>.⁴ Estos cinco electrones de valencia son cruciales para su comportamiento químico.

Se clasifica como un no metal y pertenece al Grupo 15 (anteriormente Grupo VA), conocido como el grupo de los pnicógenos, y al Período 2 del bloque p de la tabla periódica.¹⁵ Posee una electronegatividad relativamente alta, con un valor de 3.04 en la escala de Pauling, superada únicamente por el flúor (3.98), el oxígeno (3.44) y el cloro (3.16).² Esta alta electronegatividad indica una fuerte tendencia a atraer electrones en los enlaces químicos. Sus radios atómicos son relativamente pequeños (radio medio ~65 pm, radio covalente ~71 pm, radio de van der Waals ~155 pm).¹⁵ Las energías de ionización del nitrógeno son considerablemente altas, especialmente las sucesivas, lo que dificulta la formación de cationes simples y explica por qué su química está dominada por enlaces covalentes y estados de oxidación negativos o positivos variables, en lugar de una química catiónica simple.¹⁵

B. Isótopos

El nitrógeno natural se compone principalmente de dos isótopos estables: el nitrógeno-14 (14N), que es el más abundante con más del 99.6% del total, y el nitrógeno-15 (15N), que constituye el restante ~0.366%.¹⁵ Ambos son estables y no radiactivos.¹⁶ Además, existen varios isótopos radiactivos de corta vida, como 12N, 13N, 16N y 17N.¹⁶

La diferencia de masa entre 14N y 15N provoca ligeras variaciones en las velocidades de las reacciones químicas y los procesos físicos, lo que lleva a un fraccionamiento isotópico. La medición de la relación 15N/14N, expresada a menudo como δ15N, es una herramienta poderosa en diversos campos científicos. Se utiliza ampliamente en geoquímica, hidrología, paleoclimatología y paleoceanografía para rastrear procesos biogeoquímicos y reconstruir condiciones ambientales pasadas.¹⁵ En biología y medicina, el 15N, al ser estable y no radiactivo, se emplea como marcador isotópico en estudios metabólicos, en espectroscopía de resonancia magnética nuclear (RMN) para investigación cerebral (ya que tiene un espín nuclear de 1/2, a diferencia del espín 1 del 14N) y en la caracterización de proteínas.¹⁶ El 14N también tiene aplicaciones prácticas en agricultura y conservación de alimentos.¹⁶

C. Propiedades Físicas del Nitrógeno Molecular (N2​)

En condiciones estándar de presión y temperatura (aproximadamente 1 atm y 20-25 °C), el nitrógeno existe como una molécula diatómica, N2​.⁴

• Apariencia y Estado: Es un gas incoloro, inodoro e insípido.¹
• Densidad: La densidad del gas N2​ es ligeramente inferior a la del aire. A 0 °C y 1.013 bar (aproximadamente 1 atm), su densidad es de 1.250 kg/m³.¹ A 21.1 °C (70 °F) y 1 atm, es de 1.153 kg/m³ ⁶, y a 25 °C y 1 atm, 1.1455 kg/m³.¹⁷ Su densidad relativa respecto al aire es de aproximadamente 0.967.¹⁸
• Puntos de Cambio de Fase: El nitrógeno tiene puntos de fusión y ebullición muy bajos:

• Punto de Ebullición (a 1 atm): -195.79 °C o 77.35-77.36 K.¹
• Punto de Fusión (a 1 atm): -210 °C o 63.14-63.15 K.¹

• Solubilidad: Es poco soluble en agua; a 25 °C y 1 atm, solo se disuelven 1.485 cm³ de N2​ en 100 cm³ de agua.¹⁷
• Conductividad: Es un mal conductor tanto del calor como de la electricidad.⁴
• Otras Propiedades: Su peso molecular es de 28.0134 g/mol.⁷ El punto triple (donde coexisten sólido, líquido y gas) se encuentra a 63.15 K y 0.1246 bar.¹⁸ El punto crítico (por encima del cual no puede licuarse por presión) está a 126.2 K (-147 °C) y 34.1 bar (3.39 MPa).¹⁵ En estado sólido, cristaliza en una estructura hexagonal.¹⁵

D. Nitrógeno Líquido (LN2​): Un Vistazo Criogénico

Cuando el gas nitrógeno se enfría por debajo de su punto de ebullición, se condensa para formar nitrógeno líquido (LN2​), un fluido criogénico ampliamente utilizado.¹²

• Apariencia y Densidad: Es un líquido incoloro e inodoro ¹⁹, con una densidad en su punto de ebullición de aproximadamente 0.808-0.81 g/mL (o kg/L).¹
• Utilidad como Refrigerante: Su punto de ebullición extremadamente bajo (-196 °C) y su relativo bajo costo lo convierten en un refrigerante criogénico muy eficaz y accesible para una amplia gama de aplicaciones.¹²
• Expansión y Peligros Asociados: Una de las propiedades más notables y peligrosas del LN2​ es su enorme tasa de expansión al vaporizarse: un volumen de líquido se expande aproximadamente 695 veces al convertirse en gas a temperatura ambiente.¹⁹ Esta rápida expansión presenta varios riesgos significativos:

• Asfixia: El gas N2​ producido desplaza rápidamente el oxígeno del aire circundante. En espacios cerrados o mal ventilados, esto puede reducir la concentración de oxígeno a niveles peligrosamente bajos, provocando asfixia sin previo aviso, ya que el N2​ es inodoro.⁵
• Quemaduras por Frío/Congelación: El contacto directo con el LN2​ o con objetos enfriados por él puede causar congelación instantánea y severa de la piel y los tejidos.⁷
• Sobrepresión/Explosión: Si el LN2​ se almacena o queda atrapado en un recipiente sellado, la presión generada por su vaporización al calentarse puede provocar una ruptura violenta del contenedor.¹⁹
• Fragilización de Materiales: La exposición a temperaturas criogénicas puede hacer que muchos materiales comunes (como algunos metales, plásticos y cauchos) se vuelvan quebradizos y se fracturen fácilmente bajo estrés.¹⁹
• Clasificación: Debido a estos peligros, el LN2​ está clasificado como material peligroso para el transporte y manejo (UN 1977, Clase de peligro 2.2 – Gas no inflamable, no tóxico) y requiere etiquetado específico y precauciones de seguridad.¹⁸

Las propiedades físicas fundamentales del N2​, como su estado gaseoso inerte a temperatura ambiente y su licuefacción a temperaturas extremadamente bajas, son la base directa de sus dos familias principales de aplicaciones: el uso como gas inerte para crear atmósferas protectoras y su empleo como LN2​ para la criogenia.⁵

Además, las propiedades atómicas intrínsecas del nitrógeno, como su alta electronegatividad y sus elevadas energías de ionización, no solo son responsables de la formación del fuerte y estable enlace triple N≡N que confiere inercia a la molécula de N2​, sino que también sientan las bases para la química rica y diversa de sus compuestos.² Cuando el nitrógeno se enlaza con otros elementos (como H, O, C), su alta electronegatividad genera enlaces polares y, junto con la posibilidad de múltiples estados de oxidación, da lugar a una amplia gama de compuestos (amoníaco, óxidos, nitrilos, etc.) con polaridad, reactividad y funciones muy diferentes a las del N2​ elemental.²

III. Propiedades Químicas y Reactividad

La química del nitrógeno está dominada por el contraste entre la excepcional estabilidad de su forma elemental, N2​, y la variada reactividad de sus numerosos compuestos.

A. La Molécula de N2​: Estabilidad y Reactividad Controlada

La molécula de nitrógeno elemental es diatómica (N2​) y se caracteriza por un enlace covalente triple entre los dos átomos de nitrógeno (N≡N).⁷ Este triple enlace es uno de los enlaces químicos más fuertes conocidos, con una alta energía de disociación.

• Estabilidad e Inercia: La fortaleza de este enlace confiere a la molécula de N2​ una gran estabilidad termodinámica y una notable falta de reactividad (inercia química) en condiciones normales de temperatura y presión.² Es resistente a la oxidación, reducción y a la mayoría de las reacciones químicas que experimentan otras moléculas diatómicas como el O2​ o el H2​. Fue precisamente esta inercia la que llevó a Lavoisier a denominarlo «azote» (sin vida).¹
• Reactividad Condicionada: A pesar de su estabilidad general, el N2​ puede participar en reacciones químicas bajo condiciones específicas que proporcionan la energía necesaria para romper o debilitar el triple enlace. Estas condiciones incluyen:

• Altas Temperaturas y Presiones: Como en el proceso Haber-Bosch para reaccionar con hidrógeno (H2​) y formar amoníaco (NH3​).²
• Temperaturas Extremas: Como las generadas en motores de combustión o por descargas eléctricas (rayos), donde reacciona con oxígeno (O2​) para formar óxidos de nitrógeno (principalmente NO).⁴
• Reacción con Metales Muy Reactivos: El litio (Li) es el único elemento que reacciona directamente con N2​ a temperatura ambiente para formar nitruro de litio (Li3​N).²⁰ Otros metales alcalinotérreos (como Mg, Ca) y algunos metales de transición reaccionan a altas temperaturas para formar nitruros iónicos (ej. Mg3​N2​) o intersticiales.²⁹
• Reacción con Semimetales: A temperaturas muy elevadas, reacciona con elementos como el silicio (Si) o el boro (B) para formar nitruros covalentes muy duros y estables (ej. Si3​N4​, BN).²⁹
• Catálisis: Los catalizadores, como el hierro en el proceso Haber-Bosch, proporcionan una ruta de reacción alternativa con menor energía de activación, facilitando la ruptura del enlace N≡N y permitiendo que la reacción ocurra a temperaturas y presiones más moderadas.²²

Es importante destacar que la inercia del N2​ es principalmente de naturaleza cinética, no termodinámica. Muchas reacciones que involucran N2​, como la síntesis de amoníaco (N2​+3H2​⇌2NH3​), son en realidad exotérmicas (ΔH<0), lo que indica que son favorables desde el punto de vista energético.²⁵ Sin embargo, la reacción es extremadamente lenta a temperatura ambiente debido a la altísima energía de activación necesaria para romper el triple enlace N≡N. Las condiciones extremas (alta T, alta P) o el uso de catalizadores son necesarios para superar esta barrera cinética y permitir que la reacción proceda a una velocidad útil.¹²

B. Estados de Oxidación y Compuestos Comunes

Una característica química distintiva del nitrógeno es su capacidad para exhibir una amplia gama de estados de oxidación (E.O.) en sus compuestos, que van desde -3 hasta +5.¹ Esta versatilidad redox es fundamental para la diversidad de su química.

• Estados de Oxidación Negativos:
• -3: Es el estado de oxidación más común y estable en ausencia de oxígeno. Se encuentra en el amoníaco (NH3​), el ion amonio (NH4+​), los nitruros iónicos (ej. Li3​N, Mg3​N2​), las aminas orgánicas (R-NH2​, R2​NH, R3​N) y las amidas (R-CONH2​).¹⁶
• Estados de Oxidación Positivos: Se encuentran principalmente en compuestos con oxígeno y halógenos, elementos más electronegativos que el nitrógeno.

• +1: Óxido nitroso (N2​O), ácido hiponitroso (H2​N2​O2​) y sus sales.¹²
• +2: Óxido nítrico (NO).⁴
• +3: Trióxido de dinitrógeno (N2​O3​), ácido nitroso (HNO2​) y sus sales, los nitritos (NO2−​).² También en haluros como NCl3​.
• +4: Dióxido de nitrógeno (NO2​) y su dímero, el tetraóxido de dinitrógeno (N2​O4​).¹⁴
• +5: Pentóxido de dinitrógeno (N2​O5​), ácido nítrico (HNO3​) y sus sales, los nitratos (NO3−​).² También en compuestos como NF4+​.
• Otros Estados/Compuestos:

• Azidas: Contienen el ion N3−​. El estado de oxidación promedio del nitrógeno es -1/3. Incluyen el ácido hidrazoico (HN3​) y sales como la azida de sodio (NaN3​).²⁰
• Hidrazina (N2​H4​): Estado de oxidación formal -2.
• Haluros de Nitrógeno: Compuestos como NF3​, NCl3​, NBr3​, NI3​, N2​F4​, N2​F2​.¹⁵

Esta capacidad del nitrógeno para adoptar múltiples estados de oxidación es la clave de su papel central en los ciclos biogeoquímicos y en la química atmosférica. Permite las transformaciones microbianas esenciales como la nitrificación (oxidación de NH4+​ a NO3−​) y la desnitrificación (reducción de NO3−​ a N2​) que impulsan el ciclo del nitrógeno en la Tierra.⁴ Asimismo, sustenta las reacciones redox que ocurren en la atmósfera, como la formación de óxidos de nitrógeno (NOx) durante la combustión y su posterior participación en la química del smog fotoquímico y la lluvia ácida.¹ La existencia de N2​O como gas de efecto invernadero añade otra dimensión a la importancia de la química redox del nitrógeno en el sistema terrestre.⁴

IV. Compuestos Inorgánicos de Nitrógeno Más Relevantes

La química inorgánica del nitrógeno es vasta y crucial tanto para la industria como para los procesos naturales. Entre sus compuestos más importantes destacan el amoníaco, el ácido nítrico y los diversos óxidos de nitrógeno.

A. Amoníaco (NH3​): Síntesis, Propiedades y Usos Clave

El amoníaco es quizás el compuesto inorgánico de nitrógeno más fundamental desde el punto de vista industrial y biológico.

• Estructura y Propiedades: Es una molécula con un átomo de nitrógeno (E.O.=−3) unido a tres átomos de hidrógeno (NH3​). Tiene una geometría piramidal trigonal y es una molécula polar debido a la diferencia de electronegatividad entre N y H y a la presencia de un par de electrones libres en el nitrógeno.² Es un gas incoloro a temperatura y presión ambiente, con un olor característico muy penetrante e irritante.³³ En solución acuosa, actúa como una base débil, aceptando un protón para formar el ion amonio (NH4+​).¹⁶
• Síntesis – Proceso Haber-Bosch: La producción industrial de amoníaco se realiza casi exclusivamente mediante el proceso Haber-Bosch, una de las invenciones químicas más importantes del siglo XX.²

• Reacción: N2​(g)+3H2​(g)⇌2NH3​(g).²² La reacción es reversible y exotérmica (ΔH≈−46 kJ/mol).²⁵
• Materias Primas: El nitrógeno se obtiene por destilación fraccionada del aire ², y el hidrógeno se produce típicamente a partir de gas natural (metano), aunque también de otras fuentes como la electrólisis del agua.²²
• Condiciones: Para lograr una velocidad de reacción y un rendimiento económicamente viables, se emplean condiciones de alta presión (típicamente 150-250 atm, a menudo alrededor de 200 atm) y alta temperatura (generalmente 400-500 °C, con un compromiso común de 450 °C), junto con un catalizador a base de hierro (a menudo óxido de hierro promovido con otros óxidos como K2​O y Al2​O3​).²¹ El catalizador acelera la reacción sin afectar la posición del equilibrio.²³
• Importancia: Desarrollado por Fritz Haber y Carl Bosch (ambos galardonados con el Premio Nobel por sus contribuciones) ²², este proceso permite la fijación artificial de nitrógeno atmosférico a gran escala, siendo la base para la producción masiva de fertilizantes y otros productos químicos nitrogenados.²

• Usos Principales: La aplicación más importante del amoníaco es la producción de fertilizantes nitrogenados (como nitrato de amonio, urea, sulfato de amonio), que son esenciales para la agricultura moderna y la producción mundial de alimentos.² También es la materia prima principal para la fabricación de ácido nítrico mediante el proceso Ostwald.² Otros usos incluyen su empleo como refrigerante (especialmente en instalaciones industriales), en la producción de plásticos, fibras (como el nylon), explosivos, productos de limpieza y como agente reductor en algunas aplicaciones (por ejemplo, en sistemas de reducción catalítica selectiva para controlar emisiones de NOx).
• Toxicidad: El amoníaco gaseoso es irritante para los ojos, la piel y el sistema respiratorio. En altas concentraciones, puede ser tóxico e incluso letal.³³ También es tóxico para la vida acuática.³³

El proceso Haber-Bosch representa el nexo crucial entre el vasto reservorio de nitrógeno atmosférico inerte y la química útil de sus compuestos reactivos. Actúa como la «puerta de entrada» industrial, aunque energéticamente intensiva, que permite la síntesis de amoníaco, el cual a su vez es el precursor de la inmensa mayoría de los productos nitrogenados utilizados por la humanidad, desde fertilizantes hasta explosivos y materiales avanzados.²

B. Ácido Nítrico (HNO3​): Producción, Propiedades y Aplicaciones

El ácido nítrico es otro pilar de la química industrial del nitrógeno.

• Estructura y Propiedades: Es un oxoácido fuerte (E.O. del N=+5).¹⁵ Es un líquido incoloro en estado puro, aunque a menudo presenta una coloración amarillenta debido a la descomposición parcial en NO2​ por acción de la luz o el calor.²⁰ Es un agente oxidante muy potente, capaz de reaccionar con la mayoría de los metales (excepto los más nobles como el oro y el platino).¹⁴ Ya era conocido por los alquimistas medievales, que lo llamaban aqua fortis («agua fuerte») por su capacidad para disolver metales como la plata.² La mezcla con ácido clorhídrico forma el aqua regia («agua regia»), capaz de disolver incluso el oro.²
• Producción: La ruta industrial principal es el proceso Ostwald, que implica la oxidación catalítica del amoníaco (NH3​) con aire sobre un catalizador de platino-rodio para formar óxido nítrico (NO), seguido de la oxidación del NO a dióxido de nitrógeno (NO2​) y la absorción de este en agua para formar HNO3​.²⁰ También puede formarse por la reacción del pentóxido de dinitrógeno (N2​O5​) con agua.¹²
• Usos: Su principal aplicación es la fabricación de fertilizantes, especialmente el nitrato de amonio (NH4​NO3​).² Es fundamental en la producción de explosivos, como la nitroglicerina, el trinitrotolueno (TNT) y la pólvora (a través del nitrato de potasio, KNO3​).² Se utiliza en la síntesis de numerosos compuestos orgánicos (nitración), en la fabricación de colorantes, lacas, plásticos (como el poliuretano) y fibras sintéticas.² También se emplea en metalurgia, grabado de metales y como oxidante en combustibles para cohetes.³²

C. Óxidos de Nitrógeno (NOx): Diversidad, Usos y Preocupaciones Ambientales

El nitrógeno forma una serie de óxidos binarios con el oxígeno, comúnmente denominados NOx, donde el nitrógeno presenta estados de oxidación que van desde +1 hasta +5.¹² Estos compuestos exhiben una gran diversidad de propiedades físicas y químicas, y tienen una importancia significativa tanto en aplicaciones industriales como en la química atmosférica y la contaminación ambiental. Los más relevantes son N2​O, NO y NO2​.

• Fuentes: Los NOx se generan tanto por procesos naturales (descargas eléctricas atmosféricas, actividad volcánica, procesos biológicos en suelos y océanos) como por actividades humanas (combustión de combustibles fósiles en vehículos y centrales eléctricas, procesos industriales como la producción de ácido nítrico, soldadura, uso de fertilizantes).¹²
• Toxicidad e Impacto Ambiental: El NO y el NO2​ son los óxidos de nitrógeno de mayor importancia toxicológica.³² Son contaminantes atmosféricos primarios que contribuyen a la formación de contaminantes secundarios como el ozono troposférico (componente principal del smog fotoquímico) y el ácido nítrico (causante de la lluvia ácida).¹ El N2​O es un potente gas de efecto invernadero y también daña la capa de ozono.⁴

A continuación, se resumen las características de los óxidos de nitrógeno más comunes:

Tabla 1: Resumen de Óxidos de Nitrógeno Comunes. Fuentes: ²

D. Otros Compuestos Inorgánicos Notables

• Nitritos (NO2−​): Son las sales del ácido nitroso (HNO2​), donde el nitrógeno tiene E.O.=+3. Son intermediarios clave en el ciclo del nitrógeno, formándose durante la nitrificación y consumiéndose en la nitrificación y desnitrificación.⁴ Son significativamente más tóxicos que los nitratos. Su principal efecto tóxico agudo es la inducción de metahemoglobinemia, una condición en la que el hierro de la hemoglobina se oxida de Fe2+ a Fe3+, incapacitándola para transportar oxígeno eficazmente.³ Además, los nitritos pueden reaccionar con aminas secundarias en condiciones ácidas (como en el estómago) para formar nitrosaminas, muchas de las cuales son potentes carcinógenos.¹
• Nitratos (NO3−​): Son las sales del ácido nítrico (HNO3​), con E.O. del N=+5. Son la forma más oxidada del nitrógeno inorgánico y son mucho menos tóxicos que los nitritos.³³ Son nutrientes esenciales para las plantas y constituyen el componente principal de muchos fertilizantes sintéticos (ej. NH4​NO3​, KNO3​).¹ Aunque menos tóxicos, altas concentraciones de nitratos en el agua potable pueden ser un riesgo para la salud, especialmente para los bebés, ya que pueden ser reducidos a nitritos por bacterias en el tracto digestivo. También se han asociado con efectos sobre la función tiroidea y el metabolismo de la vitamina A.¹ Ambientalmente, el exceso de nitratos procedente de la agricultura es una causa principal de la eutrofización de las aguas superficiales.²⁵
• Cianuros (CN−): Sales que contienen el anión cianuro. Son extremadamente tóxicos para los organismos aeróbicos, incluidos los mamíferos, porque se unen fuertemente al hierro en la enzima citocromo c oxidasa, bloqueando la cadena de transporte de electrones y, por lo tanto, la respiración celular.¹ El ácido cianhídrico (HCN) es un gas muy volátil y tóxico.
• Azidas (N3−​): Contienen el ion azida, [N=N=N]−. El ácido hidrazoico (HN3​) y muchas de sus sales (especialmente las de metales pesados) son inestables y altamente explosivas.²⁰ La azida de sodio (NaN3​) es más estable y se utiliza en los airbags de los automóviles (donde se descompone térmicamente para generar gas N2​ rápidamente) y como reactivo de laboratorio para generar N2​ puro o introducir el grupo azida en moléculas orgánicas.²⁹ También se usan como detonadores.²⁰
• Hidrazina (N2​H4​): Un hidruro de nitrógeno líquido, incoloro y fumante, con olor similar al amoníaco. Es una base más débil que el amoníaco pero un agente reductor fuerte. Se utiliza como componente de combustibles para cohetes y propulsores, como inhibidor de corrosión en calderas y en síntesis orgánica.² Es tóxica y potencialmente explosiva.²⁹

La interconexión entre estos compuestos y sus impactos es compleja. Por ejemplo, el amoníaco de los fertilizantes puede oxidarse en el suelo a nitratos, que pueden lixiviarse y contaminar el agua o ser desnitrificados a N2​O, un gas de efecto invernadero. La combustión que produce NOx genera problemas de calidad del aire (smog) y lluvia ácida. Esta red de transformaciones y efectos subraya cómo las actividades humanas que manipulan el ciclo del nitrógeno para obtener beneficios (como la producción de alimentos a través de fertilizantes) pueden tener consecuencias ambientales no deseadas y de gran alcance en otros compartimentos del sistema terrestre (agua, atmósfera).¹

V. El Nitrógeno en la Química Orgánica y la Vida

El átomo de nitrógeno es un componente fundamental de la química orgánica y de las moléculas que sustentan la vida. Su capacidad para formar enlaces estables con el carbono y otros heteroátomos, y su presencia en diversos grupos funcionales, le confiere un papel central en la estructura y función de biomoléculas y materiales sintéticos.

A. Grupos Funcionales Nitrogenados Clave

La incorporación de nitrógeno en las moléculas orgánicas da lugar a varios grupos funcionales importantes, cada uno con propiedades químicas y reactividad características.¹¹

• Aminas: Se consideran derivados orgánicos del amoníaco (NH3​) donde uno, dos o los tres átomos de hidrógeno son reemplazados por grupos alquilo (R) o arilo (Ar). Se clasifican como primarias (RNH2​), secundarias (R2​NH) o terciarias (R3​N).³¹ El grupo funcional clave es el grupo amino (−NH2​ en primarias). Las aminas son generalmente básicas debido al par de electrones libres en el átomo de nitrógeno, que puede aceptar un protón.¹¹ Son componentes esenciales de los aminoácidos, alcaloides (como cafeína, nicotina, morfina), neurotransmisores y muchos fármacos.¹⁰ Ejemplos simples incluyen la metilamina (CH3​NH2​) y la anilina (C6​H5​NH2​).³¹
• Amidas: Son derivados de ácidos carboxílicos (o de aminas) donde un grupo hidroxilo (−OH) del ácido es reemplazado por un grupo −NH2​, −NHR o −NR2​.³¹ El grupo funcional amida (−CONH2​ en primarias) es menos básico que el grupo amino debido a la resonancia con el grupo carbonilo adyacente. El enlace peptídico que une los aminoácidos para formar proteínas es un enlace amida.³¹ La urea, CO(NH2​)2​, es una diamida simple de gran importancia biológica (producto de desecho del metabolismo de proteínas) e industrial (fertilizante).² Las amidas también forman la estructura de polímeros sintéticos como el Nylon.⁴³
• Nitrilos: Se caracterizan por la presencia del grupo funcional ciano (−C≡N), que consiste en un átomo de carbono unido por un triple enlace a un átomo de nitrógeno.³¹ Se nombran añadiendo el sufijo «-nitrilo» al nombre del hidrocarburo correspondiente o como «cianuro de» seguido del grupo alquilo/arilo.³¹ El acetonitrilo (CH3​CN) es un ejemplo común utilizado como disolvente. Los nitrilos son importantes intermediarios en síntesis orgánica, ya que pueden hidrolizarse para formar ácidos carboxílicos o reducirse para formar aminas primarias.³¹ Se encuentran en algunos productos naturales y pesticidas.⁴⁸
• Nitrocompuestos: Contienen el grupo funcional nitro (−NO2​) unido a un átomo de carbono.⁴³ El grupo nitro es fuertemente atractor de electrones. Se nombran utilizando el prefijo «nitro-«.⁴⁹ Ejemplos incluyen el nitrometano (CH3​NO2​, usado como combustible y disolvente), el nitrobenzeno (C6​H5​NO2​, precursor de la anilina) y el trinitrotolueno (TNT, un explosivo potente).²
• Compuestos Azoicos: Contienen el grupo azo (−N=N−) que une dos grupos, generalmente arilo.⁵⁰ Este grupo actúa como un cromóforo (portador de color) debido a la extensión del sistema de electrones π conjugados. Son la base de la clase más grande e importante de colorantes sintéticos, utilizados en textiles, alimentos, cosméticos, etc..⁵⁰

La siguiente tabla resume estos grupos funcionales clave:

Tabla 2: Grupos Funcionales Nitrogenados Orgánicos Comunes. Fuentes: ¹¹

B. Moléculas Biológicas Esenciales

El nitrógeno es indispensable para las macromoléculas que forman la base de la vida.

• Aminoácidos y Proteínas: Los aminoácidos son las unidades monoméricas de las proteínas. Cada aminoácido contiene al menos un grupo amino (−NH2​) y un grupo carboxilo (−COOH) unidos a un átomo de carbono central (el carbono α).³ Existen 20 aminoácidos estándar codificados genéticamente que se ensamblan en largas cadenas mediante enlaces peptídicos (un tipo de enlace amida) para formar polipéptidos.¹⁰ Estas cadenas se pliegan en estructuras tridimensionales complejas para formar proteínas funcionales, que realizan una miríada de tareas: catálisis enzimática, transporte, soporte estructural (ej. colágeno, queratina), movimiento (actina, miosina), defensa inmunológica (anticuerpos), regulación hormonal, etc..³
• Ácidos Nucleicos (ADN y ARN): Son polímeros formados por unidades monoméricas llamadas nucleótidos. Cada nucleótido consta de tres componentes: una base nitrogenada heterocíclica (ya sea una purina – adenina (A), guanina (G) – o una pirimidina – citosina (C), timina (T) en ADN, uracilo (U) en ARN), un azúcar de cinco carbonos (desoxirribosa en ADN, ribosa en ARN) y uno o más grupos fosfato.³ El ADN (ácido desoxirribonucleico) almacena la información genética del organismo en forma de una doble hélice. El ARN (ácido ribonucleico) desempeña diversos papeles en la expresión génica, incluyendo la transcripción de la información del ADN y la síntesis de proteínas.⁴ El ATP (adenosín trifosfato), la principal molécula de intercambio de energía en las células, es también un nucleótido modificado.¹⁰
• Otros: El nitrógeno también se encuentra en otras biomoléculas importantes como los alcaloides (compuestos orgánicos complejos producidos por plantas, a menudo con efectos fisiológicos, como la cafeína, teobromina, teofilina, nicotina, morfina) ³, algunas vitaminas (ej. niacina, riboflavina), coenzimas y pigmentos como la clorofila (que contiene un anillo de porfirina con un átomo de magnesio coordinado a cuatro átomos de nitrógeno) ³ y la hemoglobina (con un grupo hemo similar que contiene hierro).

C. Compuestos Orgánicos de Interés Industrial

Además de su papel biológico, el nitrógeno es crucial en la química de materiales sintéticos importantes.

• Colorantes Azoicos: Constituyen la clase más extensa y comercialmente importante de colorantes orgánicos sintéticos, representando alrededor del 60-70% del mercado mundial.⁵⁰ Su característica definitoria es la presencia de uno o más grupos azo (−N=N−) que conectan anillos aromáticos.⁵⁰ El sistema de electrones π conjugado extendido a través del grupo azo y los anillos aromáticos es responsable de la absorción de luz en la región visible, lo que les confiere colores intensos y vivos.⁵¹ Se sintetizan mediante una reacción de copulación o acoplamiento diazoico, donde una sal de diazonio aromática reacciona con un compuesto aromático activado (como un fenol o una anilina).⁵⁰ Se utilizan masivamente para teñir fibras textiles (naturales y sintéticas), cuero, papel, y también como pigmentos en pinturas, tintas y plásticos.² Muchos también están aprobados para su uso en alimentos, bebidas y cosméticos.⁵⁰ Ejemplos comunes incluyen la Tartracina (E-102, amarillo), Amarillo Ocaso FCF (E-110, naranja), Azorubina (E-122, rojo), Rojo Allura AC (E-129, rojo).⁵³ A pesar de su utilidad y estabilidad, algunos colorantes azoicos han suscitado preocupaciones de salud debido a su potencial para causar reacciones alérgicas o de hipersensibilidad en individuos susceptibles, y porque bajo ciertas condiciones (ej. acción de bacterias intestinales) pueden liberar aminas aromáticas, algunas de las cuales son conocidas o sospechosas de ser carcinógenas.⁵³ Esto ha llevado a regulaciones estrictas y etiquetado específico en muchas regiones.⁵³
• Poliamidas (Nylon): Son una familia de polímeros termoplásticos sintéticos caracterizados por la presencia de enlaces amida (−CONH−) repetidos en la cadena principal del polímero.⁴⁵ El término «Nylon» fue originalmente una marca registrada de DuPont para su poliamida pionera, el Nylon 6,6, pero ahora se usa comúnmente para referirse a esta clase de polímeros.

• Estructura y Síntesis: Se forman típicamente por policondensación entre diaminas y diácidos carboxílicos (o sus derivados). Por ejemplo, el Nylon 6,6 se obtiene de la reacción de hexametilendiamina (una diamina de 6 carbonos) y ácido adípico (un diácido de 6 carbonos).⁶⁶ El Nylon 6 se produce por polimerización por apertura de anillo de la caprolactama.⁶² Otros tipos comunes incluyen Nylon 11, Nylon 12 y Nylon 46, que difieren en los monómeros utilizados y, por tanto, en la longitud de las unidades repetitivas.⁴⁶ También existen poliamidas aromáticas (aramidas), como Kevlar® y Nomex®, que incorporan anillos aromáticos en la cadena principal, confiriéndoles una resistencia térmica y mecánica excepcionalmente alta.⁴⁷
• Propiedades: Las poliamidas son conocidas por su excelente combinación de propiedades mecánicas: alta resistencia a la tracción, al desgaste y a la abrasión, buena tenacidad (resistencia al impacto), rigidez y elasticidad.⁴⁵ También poseen buena resistencia química a aceites, grasas y disolventes, y una resistencia térmica moderada a alta (dependiendo del tipo).⁴⁶ Tienen buenas propiedades de deslizamiento (bajo coeficiente de fricción) y capacidad de amortiguación de ruido y vibraciones.⁴⁶ Una característica importante es su tendencia a absorber humedad del ambiente, lo que puede afectar sus propiedades mecánicas y su estabilidad dimensional; tipos como Nylon 11 y 12 son menos higroscópicos.⁴⁵
• Usos: Debido a sus propiedades versátiles, las poliamidas tienen una amplia gama de aplicaciones. Como fibras textiles, se utilizan en ropa (especialmente medias, lencería, ropa deportiva, ropa de abrigo), alfombras, cuerdas, redes de pesca y cinturones de seguridad.⁴⁵ Como plásticos de ingeniería, se emplean en la fabricación de piezas mecánicas (engranajes, cojinetes, bujes, rodillos, poleas), componentes de automoción (mangueras, colectores de admisión, tapones de depósito), conectores eléctricos, aislantes, carcasas de herramientas, utensilios de cocina y equipamiento deportivo.⁴⁵ También se utilizan en forma de películas para embalaje (especialmente alimentos, por su barrera al oxígeno) ⁴⁷ y como filamentos para impresión 3D.⁴⁵

La presencia recurrente del enlace amida tanto en las proteínas, moléculas biológicas fundamentales, como en el Nylon, un material sintético de alto rendimiento, es notable. Subraya cómo la química ha podido imitar y adaptar una estructura molecular optimizada por la naturaleza (el enlace peptídico/amida) para crear materiales artificiales con propiedades deseables como la resistencia y la estabilidad térmica, aprovechando las características intrínsecas de este grupo funcional nitrogenado.¹⁰

Además, la vasta diversidad de compuestos orgánicos nitrogenados, que abarca desde los aminoácidos esenciales para la vida hasta los potentes explosivos, los vibrantes colorantes y los resistentes polímeros, ilustra de manera contundente cómo la simple incorporación de un átomo de nitrógeno en un esqueleto de carbono puede alterar radicalmente las propiedades electrónicas, la estructura tridimensional y, en consecuencia, la función y reactividad de una molécula. Esta versatilidad, derivada de la capacidad del nitrógeno para formar diferentes tipos de enlaces y existir en varios grupos funcionales (amino, amida, nitro, azo, nitrilo), genera una gama excepcionalmente amplia de aplicaciones y efectos químicos, biológicos e industriales.²

VI. Aplicaciones Industriales y Tecnológicas del Nitrógeno

El nitrógeno, tanto en su forma elemental (gas N2​ y líquido LN2​) como en sus compuestos, es un elemento indispensable en una multitud de procesos industriales y tecnológicos, aprovechando su singular combinación de propiedades físicas y químicas.

A. Aplicaciones del Nitrógeno Gaseoso (N2​)

La principal aplicación del nitrógeno gaseoso se deriva de su relativa inercia química en condiciones normales.² Se utiliza ampliamente para crear atmósferas inertes o protectoras, desplazando el oxígeno (O2​) y/o la humedad para prevenir reacciones indeseadas como la oxidación, la combustión o la degradación de materiales sensibles.⁵

• Inertización y Atmósferas Protectoras:

• Industria Alimentaria: Es fundamental en el envasado en Atmósfera Modificada Protectora (EMAP o MAP), donde reemplaza al oxígeno en el interior de los envases para prolongar la vida útil y mantener la frescura de alimentos como carnes, ensaladas preparadas, snacks, café, etc..³ También se usa para inertizar tanques de almacenamiento de aceites o vinos y para presurizar envases.
• Industria Química y Farmacéutica: Se emplea para purgar reactores y tuberías, crear mantas inertes sobre líquidos reactivos o sensibles al aire/humedad durante su almacenamiento o procesamiento, y para el transporte neumático seguro de polvos o materiales inflamables.⁵
• Industria Electrónica: Se utiliza en la fabricación de semiconductores y circuitos integrados para prevenir la oxidación durante procesos de alta temperatura como la soldadura por reflujo. También se emplea para llenar bombillas incandescentes, ayudando a prolongar la vida del filamento.³
• Metalurgia: Actúa como gas protector en tratamientos térmicos (recocido, sinterizado), en soldadura (TIG, MIG/MAG, soldadura por plasma) para proteger el baño de fusión de la oxidación atmosférica, y como gas de asistencia en el corte por láser de ciertos metales (especialmente acero inoxidable) para obtener cortes limpios y sin óxido.³ También se usa en la fabricación de acero inoxidable.³
• Seguridad Industrial y Aeroespacial: Se utiliza para inertizar espacios confinados, tanques de almacenamiento de líquidos inflamables o explosivos, y sistemas de combustible de aeronaves para reducir drásticamente el riesgo de incendio o explosión.³
• Otras Aplicaciones:

• Inflado de Neumáticos: Se usa para inflar neumáticos, especialmente en aviación y vehículos de competición (y cada vez más en turismos), ya que mantiene la presión de forma más estable que el aire (menor difusión a través del caucho) y reduce la oxidación interna de la llanta y el neumático.⁴
• Propelente: Se utiliza como propelente en aerosoles para productos alimentarios o técnicos.⁶
• Gas de Balance/Calibración: Se emplea como gas de referencia o de balance en mezclas de gases para calibración de instrumentos analíticos.⁶
• Sistemas Hidráulicos: En acumuladores de presión.

Una tendencia creciente en la industria es la generación de nitrógeno in situ, utilizando tecnologías como la separación por membranas o la adsorción por cambio de presión (PSA). Esto permite a las empresas producir su propio nitrógeno gaseoso directamente en sus instalaciones, reduciendo la dependencia de los suministros externos de N2​ líquido o gas comprimido en cilindros, lo que puede suponer un ahorro significativo en costes logísticos y de suministro, especialmente para grandes consumidores en aplicaciones de inertización y EMAP.⁵

B. Aplicaciones del Nitrógeno Líquido (LN2​)

El nitrógeno líquido debe su utilidad a su temperatura extremadamente baja (-196 °C o -321 °F).¹ Es el fluido criogénico más utilizado.

• Criogenia:

• Medicina y Biología: Es esencial para la criopreservación a largo plazo de material biológico sensible a la degradación a temperatura ambiente, como células (esperma, óvulos, células madre), tejidos, órganos para trasplante (temporalmente), muestras de sangre y otros fluidos biológicos.¹⁹ También se utiliza en criocirugía, una técnica mínimamente invasiva para destruir tejido anormal (como verrugas, lesiones precancerosas o pequeños tumores) mediante congelación localizada.¹⁹
• Industria Alimentaria: Permite la congelación ultrarrápida («flash freezing») de alimentos, lo que minimiza la formación de grandes cristales de hielo y preserva mejor la textura y calidad del producto (ej. frutas, verduras, mariscos, productos de panadería). Se usa en la fabricación de helados para obtener una textura más fina y en la liofilización.⁸ También se emplea para enfriar rápidamente masas o ingredientes durante el procesado.
• Industria y Fabricación: Se utiliza para el enfriamiento rápido de componentes electrónicos durante pruebas o fabricación. Una aplicación notable es el ajuste por contracción («shrink fitting»), donde una pieza metálica (ej. un eje) se enfría con LN2​ para que se contraiga, permitiendo insertarla fácilmente en otra pieza (ej. un cojinete); al volver a temperatura ambiente, la pieza se expande creando un ajuste muy fuerte.¹⁹ También se usa para la eliminación criogénica de rebabas en piezas de plástico o caucho y para el reciclaje criogénico de neumáticos o cables.
• Investigación Científica: Es indispensable en laboratorios para enfriar detectores (ej. en espectroscopía, astronomía), crear vacío por criobombeo, estudiar materiales a bajas temperaturas y mantener imanes superconductores (ej. en RMN y aceleradores de partículas) por debajo de su temperatura crítica.¹⁹

C. Aplicaciones de Compuestos Nitrogenados

Los compuestos derivados del nitrógeno tienen aplicaciones aún más diversas, aprovechando la reactividad química que el elemento adquiere al combinarse con otros.

• Fertilizantes: Es, con diferencia, la mayor aplicación del nitrógeno fijado industrialmente. El amoníaco se convierte en una variedad de fertilizantes sólidos y líquidos, como el nitrato de amonio (NH4​NO3​), la urea (CO(NH2​)2​), el sulfato de amonio ((NH4​)2​SO4​) y soluciones de nitrato de amonio y urea (UAN), que suministran nitrógeno esencial para el crecimiento de los cultivos y son vitales para la seguridad alimentaria mundial.²
• Explosivos y Propelentes: La alta energía liberada al formar la estable molécula de N2​ hace que muchos compuestos nitrogenados ricos en nitrógeno o con enlaces N-O débiles sean explosivos. El ácido nítrico es un precursor clave para la síntesis de potentes explosivos como la nitroglicerina, el trinitrotolueno (TNT) y la dinamita.² El nitrato de potasio (KNO3​) es un componente esencial de la pólvora negra.² La hidrazina (N2​H4​) y algunos óxidos de nitrógeno se utilizan como combustibles o comburentes en cohetes.² Las azidas metálicas se emplean como iniciadores o detonadores en explosivos y airbags.²⁰
• Producción Química: El amoníaco y el ácido nítrico son materias primas fundamentales para la síntesis de una vasta gama de productos químicos.² Esto incluye polímeros como las poliamidas (Nylon) y los poliuretanos, fibras sintéticas, resinas, colorantes (especialmente los azoicos, a través de la anilina derivada del nitrobenzeno), productos farmacéuticos, pesticidas, herbicidas, aditivos y disolventes.⁸
• Tratamiento de Metales: La nitruración es un proceso de tratamiento térmico superficial que introduce nitrógeno en la superficie de aceros y otras aleaciones para aumentar su dureza superficial, resistencia al desgaste y a la fatiga.

La versatilidad del nitrógeno se manifiesta en el amplio espectro de sus aplicaciones, que abarcan desde las temperaturas ultra bajas de la criogenia con LN2​ hasta las altas temperaturas de la metalurgia donde se usa N2​ como gas protector, y desde la inercia química del N2​ gaseoso utilizada en conservación hasta la alta reactividad de compuestos como el ácido nítrico o el TNT utilizados en explosivos. Esta diversidad es un reflejo directo de las propiedades físicas únicas del nitrógeno elemental y de la rica química que resulta de su capacidad para formar múltiples enlaces y existir en una variedad de estados de oxidación en sus compuestos.²

VII. El Ciclo del Nitrógeno y Consideraciones Ambientales

El nitrógeno no es estático; circula continuamente entre la atmósfera, la tierra, el agua y los organismos vivos en un complejo ciclo biogeoquímico. Las actividades humanas han alterado profundamente este ciclo natural, con importantes consecuencias ambientales.

A. El Ciclo Biogeoquímico Natural

El ciclo del nitrógeno describe las transformaciones químicas y biológicas que experimenta el nitrógeno al moverse a través de los diferentes reservorios de la Tierra.⁴ A pesar de la enorme reserva de N2​ en la atmósfera, su conversión a formas biológicamente utilizables (nitrógeno reactivo) es un proceso limitante en muchos ecosistemas. Las etapas clave del ciclo natural son ⁴:

1. Fijación de Nitrógeno: Es la conversión del N2​ atmosférico inerte en amoníaco (NH3​) o ion amonio (NH4+​). Este proceso requiere una gran cantidad de energía para romper el triple enlace N≡N. La mayor parte de la fijación natural es biológica, realizada por bacterias especializadas (diazótrofos). Algunas viven en simbiosis con plantas (como las bacterias Rhizobium en los nódulos de las raíces de leguminosas), mientras que otras son de vida libre en el suelo o el agua. Una cantidad menor de fijación ocurre abióticamente por procesos de alta energía como las descargas eléctricas (rayos) en la atmósfera, que pueden oxidar el N2​ a óxidos de nitrógeno (NOx) que luego se disuelven en la lluvia como ácido nítrico.⁴
2. Amonificación: Es la descomposición de la materia orgánica nitrogenada (proteínas, ácidos nucleicos de organismos muertos, desechos animales como urea y ácido úrico) por parte de bacterias y hongos descomponedores. Este proceso libera el nitrógeno orgánico de nuevo al suelo o al agua en forma de amoníaco (NH3​) o ion amonio (NH4+​).⁴
3. Nitrificación: Es un proceso de oxidación biológica en dos pasos, realizado por diferentes grupos de bacterias quimioautótrofas en condiciones aerobias. Primero, las bacterias oxidantes de amoníaco (ej. Nitrosomonas) convierten el amonio (NH4+​) en nitrito (NO2−​). Luego, las bacterias oxidantes de nitrito (ej. Nitrobacter) oxidan el nitrito (NO2−​) a nitrato (NO3−​).⁴
4. Asimilación: Las plantas absorben el nitrógeno del suelo, principalmente en forma de nitrato (NO3−​) y amonio (NH4+​), y lo incorporan en sus propias moléculas orgánicas (aminoácidos, proteínas, ácidos nucleicos, clorofila). Los animales obtienen el nitrógeno que necesitan al consumir plantas u otros animales.⁴
5. Desnitrificación: Es la reducción biológica del nitrato (NO3−​) de nuevo a nitrógeno gaseoso (N2​), pasando por intermediarios como nitrito (NO2−​), óxido nítrico (NO) y óxido nitroso (N2​O). Este proceso es llevado a cabo por bacterias desnitrificantes en condiciones anaerobias (falta de oxígeno), utilizando el nitrato como aceptor de electrones alternativo al oxígeno en la respiración. La desnitrificación devuelve el nitrógeno reactivo a la atmósfera en su forma inerte (N2​), cerrando así el ciclo.⁴

B. Impacto Humano: Alteraciones y Consecuencias

Desde la Revolución Industrial, y especialmente desde mediados del siglo XX con la adopción generalizada del proceso Haber-Bosch, las actividades humanas han alterado drásticamente el ciclo global del nitrógeno, duplicando aproximadamente la tasa anual de entrada de nitrógeno reactivo en los ecosistemas terrestres y acuáticos.²⁵ Las principales fuentes de esta alteración son:

• Producción y Uso de Fertilizantes Nitrogenados: La invención del proceso Haber-Bosch permitió la producción masiva de fertilizantes sintéticos a base de amoníaco.²⁵ Si bien esto ha sido fundamental para aumentar la producción de alimentos y sostener a una población mundial creciente, la aplicación a gran escala de estos fertilizantes tiene importantes consecuencias ambientales ²:

• Eutrofización: Una parte significativa del nitrógeno aplicado como fertilizante no es absorbida por los cultivos y se pierde por escorrentía hacia ríos, lagos y zonas costeras. Este exceso de nutrientes (principalmente nitratos y amonio) provoca la proliferación masiva de algas y fitoplancton (blooms algales). La descomposición de esta biomasa consume grandes cantidades de oxígeno disuelto en el agua, creando zonas hipóxicas o anóxicas («zonas muertas») donde peces y otros organismos acuáticos no pueden sobrevivir.²⁵
• Contaminación del Agua Potable: La lixiviación de nitratos hacia las aguas subterráneas puede contaminar las fuentes de agua potable. Niveles elevados de nitratos son un riesgo para la salud, especialmente la metahemoglobinemia en bebés («síndrome del bebé azul»).³
• Emisiones de Óxido Nitroso (N2​O): Los procesos microbianos en los suelos agrícolas, potenciados por la alta disponibilidad de nitrógeno de los fertilizantes, liberan óxido nitroso (N2​O) a la atmósfera. El N2​O es un gas de efecto invernadero muy potente (con un potencial de calentamiento global casi 300 veces superior al del CO2​ en una escala de 100 años) y de larga vida atmosférica (~114 años), contribuyendo significativamente al cambio climático. También es una de las principales sustancias que agotan la capa de ozono estratosférico.⁴ La agricultura es la principal fuente antropogénica de emisiones de N2​O.³⁴
• Combustión de Combustibles Fósiles y Biomasa: La combustión a altas temperaturas (en motores de vehículos, centrales eléctricas, procesos industriales) provoca la reacción entre el nitrógeno (N2​) y el oxígeno (O2​) del aire, formando óxidos de nitrógeno, principalmente NO y NO2​ (colectivamente NOx).¹ Estas emisiones tienen varios impactos negativos:

• Smog Fotoquímico: Los NOx son precursores clave del ozono troposférico (O3​), un componente principal del smog urbano. En presencia de luz solar, los NOx reaccionan con compuestos orgánicos volátiles (COVs) para formar O3​, que es perjudicial para la salud respiratoria humana y daña la vegetación.¹
• Lluvia Ácida: Los NOx emitidos a la atmósfera pueden oxidarse y reaccionar con el vapor de agua para formar ácido nítrico (HNO3​). Este ácido, junto con el ácido sulfúrico formado a partir de emisiones de dióxido de azufre (SO2​), contribuye a la acidificación de la lluvia, la nieve y la niebla (lluvia ácida). La lluvia ácida daña los ecosistemas acuáticos (acidificación de lagos y ríos), los bosques, los suelos, los edificios y los monumentos.¹
• Otras Fuentes: El tratamiento de aguas residuales domésticas e industriales también puede ser una fuente de emisiones de N2​O, generado durante los procesos de nitrificación y desnitrificación.³⁶ La gestión de estiércol y la quema de residuos agrícolas también contribuyen a las emisiones de N2​O y NH3​.³⁵

La escala de la intervención humana ha roto el equilibrio natural del ciclo del nitrógeno. Hemos incrementado masivamente la tasa de fijación de N2​ (conversión a formas reactivas) a través del proceso Haber-Bosch y la combustión, superando con creces la capacidad de los procesos naturales de desnitrificación (conversión de nuevo a N2​ inerte) para compensar este aumento.²⁵ El resultado es una acumulación neta de nitrógeno reactivo en el medio ambiente, que se manifiesta en una cascada de problemas interconectados: eutrofización de aguas, contaminación por nitratos, emisiones crecientes del potente GEI N2​O, formación de smog y lluvia ácida.¹

El óxido nitroso (N2​O) emerge como una amenaza ambiental particularmente preocupante. No solo es un gas de efecto invernadero de larga duración y alto potencial de calentamiento, contribuyendo al cambio climático, sino que también es una sustancia química que destruye la capa de ozono estratosférico, la cual nos protege de la radiación ultravioleta dañina.³⁴ Esta doble función lo convierte en un vínculo crítico entre dos de los mayores desafíos ambientales globales. Además, sus principales fuentes antropogénicas, ligadas a la agricultura y el uso de fertilizantes, son difusas y están intrínsecamente relacionadas con la producción de alimentos, lo que hace que su control y mitigación sean particularmente complejos en comparación con las emisiones de fuentes puntuales industriales o energéticas.³⁴

VIII. Seguridad y Manejo

Si bien el nitrógeno es esencial, tanto su forma elemental como muchos de sus compuestos presentan peligros significativos que requieren precauciones específicas en su manejo y almacenamiento.

A. Riesgos Asociados al Nitrógeno Elemental (Gas y Líquido)

La peligrosidad del nitrógeno elemental (N2​ gas y LN2​) no proviene de su reactividad química (es inerte), sino de sus propiedades físicas extremas.

• Asfixia (Gas N2​): El nitrógeno gaseoso es incoloro, inodoro e insípido, por lo que no puede ser detectado por los sentidos humanos.⁵ En espacios confinados o áreas con ventilación deficiente, una fuga o liberación de N2​ puede desplazar rápidamente el oxígeno del aire. La inhalación de una atmósfera deficiente en oxígeno (por debajo del 19.5% aproximadamente) puede causar mareos, confusión, pérdida de coordinación, pérdida de conciencia y, finalmente, la muerte por asfixia, a menudo sin que la víctima experimente sensación de ahogo.⁵ Por esta razón, el N2​ se clasifica como un «asfixiante simple».⁶ Es crucial asegurar una ventilación adecuada y utilizar monitores de oxígeno personales o fijos cuando se trabaja con grandes cantidades de N2​ o en espacios cerrados.⁵
• Peligros Criogénicos (Nitrógeno Líquido, LN2​): La temperatura extremadamente baja del LN2​ (-196 °C) presenta riesgos severos:

• Quemaduras por Frío y Congelación: El contacto directo del LN2​ con la piel o los ojos causa congelación instantánea de los tejidos, resultando en quemaduras criogénicas graves que pueden ser profundas y de lenta curación.⁷ Incluso el vapor frío o los objetos enfriados por LN2​ pueden causar lesiones.¹⁹ Es imprescindible el uso de equipo de protección personal (EPP) adecuado, incluyendo guantes criogénicos aislantes (no de tela absorbente), gafas de seguridad y pantalla facial completa.⁷
• Fragilización de Materiales: Muchos materiales, incluyendo aceros al carbono, plásticos y cauchos, se vuelven quebradizos a temperaturas criogénicas y pueden fracturarse inesperadamente bajo tensión mecánica o impacto.¹⁹ Deben utilizarse materiales diseñados específicamente para servicio criogénico (ej. acero inoxidable austenítico, ciertos plásticos).

• Sobrepresión y Riesgo de Explosión (LN2​): La rápida y masiva expansión de volumen (ratio 1:695) cuando el LN2​ se vaporiza puede generar presiones muy altas si el gas queda confinado.¹⁹ Nunca se debe almacenar LN2​ en recipientes completamente sellados o permitir que el líquido quede atrapado en secciones de tuberías sin válvulas de alivio de presión adecuadas, ya que esto puede provocar una ruptura violenta (explosión).¹⁹ Los recipientes de almacenamiento (termos Dewar) están diseñados con sistemas de venteo para liberar la presión de forma segura.
• Clasificación y Señalización: El nitrógeno gaseoso comprimido se clasifica como Gas Comprimido (UN 1066, Clase 2.2).¹⁸ El nitrógeno líquido refrigerado es UN 1977, Clase 2.2.¹⁹ La señalización de peligros, como el diamante NFPA 704, indica los riesgos: para N2​ gas, Salud=1 (ligeramente peligroso por asfixia), Inflamabilidad=0, Reactividad=0; para LN2​, Salud puede ser 3 (lesiones graves o permanentes por criogenia/asfixia), Inflamabilidad=0, Reactividad=0, y puede incluir un símbolo de Peligro Especial (SA – Asfixiante Simple).⁶

B. Toxicidad de Compuestos Nitrogenados Relevantes

A diferencia del nitrógeno elemental, muchos de sus compuestos son químicamente reactivos y presentan toxicidad intrínseca.

• Óxidos de Nitrógeno (NO, NO2​): Son gases irritantes para el sistema respiratorio.¹ La exposición a bajos niveles puede causar irritación de ojos, nariz y garganta, tos, dificultad para respirar, fatiga y náuseas.¹ El NO2​ es particularmente tóxico; exposiciones agudas a altas concentraciones pueden causar daño pulmonar severo (edema pulmonar) que puede ser retardado y potencialmente fatal.³⁹ La exposición crónica a NO2​ puede agravar enfermedades respiratorias como el asma. También se ha reportado que el NO2​ puede reaccionar con la hemoglobina.³
• Nitritos (NO2−​): Su principal toxicidad aguda es la metahemoglobinemia, especialmente peligrosa en lactantes.³ También son precursores de nitrosaminas carcinogénicas.¹
• Nitratos (NO3−​): Son menos tóxicos que los nitritos, pero pueden ser reducidos a nitritos en el organismo. Se han asociado efectos sobre la tiroides y el metabolismo de la vitamina A con la ingesta elevada.¹
• Amoniaco (NH3​): Es un gas irritante severo para ojos, piel y tracto respiratorio. La inhalación de altas concentraciones puede causar quemaduras químicas, edema pulmonar y ser fatal.³³
• Cianuro (CN−): Es un veneno extremadamente potente y de acción rápida que inhibe la respiración celular, provocando asfixia a nivel celular.¹
• Colorantes Azoicos (Algunos): Aunque la mayoría son considerados seguros en las concentraciones permitidas, algunos pueden causar reacciones alérgicas o de hipersensibilidad. Existe preocupación por la posible liberación de aminas aromáticas carcinogénicas a partir de ciertos colorantes azoicos.⁵³

C. Manejo y Almacenamiento Seguro

La gestión segura del nitrógeno y sus compuestos requiere seguir procedimientos adecuados y utilizar el equipo de protección necesario.

• Nitrógeno Elemental (N2​/LN2​):

• Trabajar siempre en áreas bien ventiladas. Utilizar monitores de oxígeno en espacios confinados o donde puedan acumularse grandes cantidades de N2​.⁵
• Para LN2​, usar siempre EPP criogénico (guantes aislantes, gafas, pantalla facial).⁷ Manipular con cuidado para evitar salpicaduras.
• Utilizar únicamente recipientes y equipos diseñados para servicio criogénico y/o alta presión, según corresponda.¹⁹ Asegurar que los sistemas de venteo de los Dewars no estén obstruidos.
• Manejar los cilindros de gas comprimido con cuidado, asegurándolos en posición vertical para evitar caídas. Almacenarlos lejos de fuentes de calor e ignición, y separar los cilindros llenos de los vacíos.¹⁷
• Compuestos Reactivos/Tóxicos:

• Consultar siempre la Ficha de Datos de Seguridad (FDS o MSDS) del compuesto específico antes de manipularlo.
• Utilizar el EPP recomendado (guantes resistentes a químicos, protección respiratoria adecuada, protección ocular).
• Trabajar en áreas bien ventiladas o bajo campanas de extracción de gases.
• Respetar los límites de exposición ocupacional (TLV, PEL).
• Almacenar los productos químicos de forma segura, segregados según su compatibilidad, y siguiendo las regulaciones locales.

En resumen, la seguridad con el nitrógeno elemental se centra en gestionar los riesgos físicos de asfixia y criogenia, mientras que la seguridad con sus compuestos requiere controlar su reactividad química y toxicidad biológica [Insight 15].

IX. Conclusión: El Nitrógeno, un Elemento de Contrastes y Futuro

El nitrógeno se revela como un elemento de profundos contrastes y una importancia capital para nuestro planeta y nuestra civilización. Desde su papel silencioso pero dominante en la atmósfera hasta su presencia vital en el corazón mismo de la biología, y su transformación en compuestos que tanto sustentan como amenazan la vida moderna, el nitrógeno encapsula muchas de las complejidades y desafíos de la química en el siglo XXI.

A. Recapitulación de su Importancia y Dualidad

Hemos visto que el nitrógeno es indispensable para toda forma de vida conocida, siendo el pilar estructural de proteínas y ácidos nucleicos.³ Paradójicamente, su forma más abundante, el gas N2​ atmosférico, es notablemente inerte debido a la fuerza de su triple enlace, haciéndolo inaccesible directamente para la mayoría de los organismos.⁹ Esta dualidad define su carácter: un elemento estable y protector en su forma gaseosa, pero vibrante y esencial en sus formas combinadas.

La intervención humana, particularmente a través del desarrollo del proceso Haber-Bosch, rompió la barrera de la fijación natural del nitrógeno, permitiendo una producción agrícola sin precedentes y alimentando a miles de millones de personas.⁷ Sin embargo, esta misma capacidad ha convertido al nitrógeno en un arma de doble filo. Los mismos compuestos que fertilizan nuestros campos pueden contaminar nuestras aguas (eutrofización, nitratos) y nuestra atmósfera (emisiones de N2​O).¹⁵ El nitrógeno es también la base de potentes explosivos y de compuestos tóxicos como los cianuros y ciertos óxidos.¹ Es, por tanto, un elemento que da vida y sustenta la industria, pero cuya gestión inadecuada genera graves problemas ambientales y de salud.

B. Perspectivas Futuras

La gestión sostenible del nitrógeno se perfila como uno de los grandes desafíos globales. La necesidad de alimentar a una población creciente choca con la urgencia de mitigar los impactos ambientales asociados al ciclo del nitrógeno alterado. Esto impulsa la investigación en varias direcciones:

• Sostenibilidad en la Agricultura: Desarrollar prácticas agrícolas más eficientes en el uso del nitrógeno (agricultura de precisión, mejores formulaciones de fertilizantes, optimización del manejo del estiércol) para reducir las pérdidas hacia el medio ambiente y las emisiones de N2​O.³⁴
• Alternativas y Mejoras al Haber-Bosch: El proceso Haber-Bosch es energéticamente muy intensivo (dependiente de combustibles fósiles para generar H2​ y para las altas presiones/temperaturas) y responsable de una parte significativa de las emisiones globales de CO2​.²⁵ Se buscan activamente alternativas más sostenibles, como:

• Producción de «amoníaco verde» utilizando hidrógeno obtenido por electrólisis del agua con energías renovables.⁶⁸
• Desarrollo de catalizadores más eficientes que permitan operar a temperaturas y presiones más bajas.²²
• Nuevos enfoques como la fijación electroquímica o fotoquímica de N2​ en condiciones ambientales.

• Control de Emisiones: Mejorar las tecnologías para reducir las emisiones de NOx de fuentes de combustión (convertidores catalíticos, optimización de la combustión) ³⁸ y desarrollar estrategias para mitigar las emisiones de N2​O de fuentes agrícolas e industriales.³⁶
• Nuevas Aplicaciones: La química del nitrógeno continúa evolucionando, con desarrollos en materiales avanzados (poliamidas de alto rendimiento, materiales compuestos), electrónica orgánica, y en el campo biomédico (nuevos fármacos, criomedicina, biomateriales).

El nitrógeno, ese gas incoloro e inodoro que constituye la mayor parte del aire que respiramos, es mucho más que un simple espectador. Es un actor central en la trama de la vida, la industria y el medio ambiente. Su ciclo, profundamente entrelazado con los ciclos del carbono y del agua, y ahora drásticamente modificado por la actividad humana, se encuentra en el centro de debates cruciales sobre seguridad alimentaria, cambio climático, calidad del aire y salud de los ecosistemas. Comprender la química del nitrógeno en toda su complejidad y gestionar su ciclo de manera sostenible no es solo un desafío científico y tecnológico, sino una necesidad imperativa para asegurar un futuro viable en nuestro planeta. La búsqueda de un equilibrio entre aprovechar los inmensos beneficios del nitrógeno reactivo y mitigar sus consecuencias negativas definirá, en gran medida, nuestra trayectoria en las próximas décadas.

Obras citadas

1. Nitrógeno (N): Propiedades químicas del elemento de la tabla periódica, fecha de acceso: abril 21, 2025, https://www.nationalgeographic.com.es/ciencia/propiedades-nitrogeno-n_18217
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