¿Por qué es tan inerte el nitrógeno atmosférico?
El aire es nitrógeno en casi cuatro quintas partes, y sin embargo el nitrógeno es el nutriente que más limita el crecimiento vegetal en la mayor parte del planeta. La contradicción se explica con un solo número.
La molécula N₂ está unida por un triple enlace cuya energía de disociación es de 945 kJ/mol. Para comparar: el doble enlace del oxígeno cuesta 498 kJ/mol y el enlace simple del hidrógeno 436. El triple enlace nitrógeno-nitrógeno es la unión más fuerte entre dos átomos iguales que existe en química ordinaria.
La fuerza procede de la configuración 2p³. Con tres electrones en tres orbitales p, cada uno solitario según la regla de Hund, dos átomos de nitrógeno pueden aparear los tres pares a la vez. Se forma un enlace sigma y dos enlaces pi, y cada átomo alcanza el octeto sin carga formal.
El resultado es una molécula sin dipolo, sin electrones disponibles y sin orbitales de baja energía que puedan aceptar densidad electrónica. Es químicamente casi tan inerte como un gas noble a temperatura ambiente.
Por eso se usa como atmósfera protectora en soldadura, en envasado de alimentos y en el inflado de neumáticos de aviación: desplaza al oxígeno sin reaccionar con nada.
¿Cómo consiguió la industria romper ese enlace?
Con presión, temperatura y un catalizador, tras años de intentos fallidos.
Fritz Haber demostró en 1909, a escala de laboratorio, que el nitrógeno y el hidrógeno se combinan en amoníaco si se les fuerza:
N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃La reacción es exotérmica, de modo que la termodinámica la favorece a baja temperatura. Pero a baja temperatura no ocurre a velocidad apreciable. Y como produce menos moléculas de las que consume, la presión alta desplaza el equilibrio hacia el producto.
El compromiso industrial, que Carl Bosch llevó a escala en BASF hacia 1913, opera hacia los 450 °C y entre 150 y 250 atmósferas sobre un catalizador de hierro. El rendimiento por pasada es modesto, en torno al 15 %, y el gas sin reaccionar se recircula.
Ambos recibieron el Nobel, Haber en 1918 y Bosch en 1931. El proceso consume hoy alrededor del 1 a 2 % de la energía mundial y sostiene la alimentación de miles de millones de personas.
⚠️ El mismo proceso proporcionó a Alemania nitratos para explosivos durante la Primera Guerra Mundial, cuando el bloqueo naval cortó el suministro de nitrato chileno. Haber dirigió además el programa de guerra química alemán.
¿Cómo lo hacen las bacterias sin presión ni calor?
Con una enzima que la química industrial todavía no sabe imitar.
La nitrogenasa contiene un cofactor de hierro y molibdeno que rompe el triple enlace a temperatura y presión ambientales. El coste lo paga la célula en energía química: la reacción consume dieciséis moléculas de ATP por cada N₂ fijado.
Las bacterias que la poseen viven libres en el suelo o en simbiosis con raíces de leguminosas, donde forman nódulos visibles. La planta les entrega azúcares y recibe amonio.
De ahí la rotación de cultivos: alternar trébol o alfalfa con cereales repone el nitrógeno del suelo sin fertilizante. La práctica es milenaria y su explicación solo llegó a finales del siglo XIX.
La nitrogenasa se inactiva con oxígeno, lo que obliga a las bacterias a protegerla. Las leguminosas producen leghemoglobina, una proteína emparentada con la hemoglobina que captura el oxígeno y da color rosado al interior de los nódulos.
¿Qué se hace con el nitrógeno líquido?
Enfriar, sobre todo. Hierve a 77,36 K bajo presión atmosférica, es barato de producir por destilación del aire y no es inflamable ni tóxico.
En medicina se emplea en criocirugía para destruir tejido por congelación, y en la conservación de muestras biológicas, semen y embriones. En gastronomía sirve para congelar de forma casi instantánea, lo que produce cristales de hielo muy pequeños y texturas que el congelador ordinario no consigue.
En la industria se usa para fragilizar materiales antes de triturarlos: el caucho de un neumático, flexible a temperatura ambiente, se rompe como vidrio a 77 K.
⚠️ El riesgo principal no es la quemadura sino la asfixia. Un litro de nitrógeno líquido produce unos 700 litros de gas al evaporarse. En un espacio cerrado desplaza el oxígeno sin que se note: el nitrógeno no huele, no irrita y no provoca la sensación de ahogo, que depende del dióxido de carbono acumulado y no de la falta de oxígeno. Se han producido muertes por este motivo en laboratorios.
¿Qué es el exceso de nitrógeno en el medio ambiente?
El reverso del Haber-Bosch. Fabricar nitrógeno reactivo a escala industrial ha duplicado con creces el flujo natural del ciclo del nitrógeno.
Buena parte del fertilizante aplicado no llega a la planta. Se lava con la lluvia y llega a ríos y estuarios, donde alimenta un crecimiento explosivo de algas. Cuando esas algas mueren, su descomposición consume el oxígeno disuelto y deja zonas donde no sobrevive la fauna. La del golfo de México, alimentada por la cuenca del Misisipi, alcanza algunos veranos varios miles de kilómetros cuadrados.
Otra fracción se emite como óxido nitroso, N₂O, un gas de efecto invernadero unas trescientas veces más potente que el CO₂ por molécula y que además destruye ozono estratosférico.
El problema no admite la solución simple de dejar de fertilizar, porque la producción de alimentos depende de ello. Los enfoques actuales pasan por ajustar las dosis al momento y al lugar, y por mejorar la eficiencia de absorción de los cultivos.