Nitrógeno

El nitrógeno es el elemento químico con el símbolo N y el número atómico 7. Fue descubierto y aislado por primera vez por el médico escocés Daniel Rutherford en 1772. Aunque Carl Wilhelm Scheele y Henry Cavendish lo habían hecho de forma independiente casi al mismo tiempo, Rutherford es generalmente reconocido como el autor de la primera publicación de su trabajo. El nombre de nitrogène fue sugerido por el químico francés Jean-Antoine-Claude Chaptal en 1790, cuando se encontró que el nitrógeno estaba presente en el ácido nítrico y los nitratos. Antoine Lavoisier sugirió en su lugar el nombre de azote, del griego ἀζωτικός “no life”, ya que es un gas asfixiante; este nombre se utiliza en cambio en muchos idiomas, como el francés, el ruso, el rumano y el turco, y aparece en los nombres ingleses de algunos compuestos de nitrógeno como la hidracina, las azidas y los compuestos azoicos.

El nitrógeno es el miembro más ligero del grupo 15 de la tabla periódica, a menudo llamado pnicógeno. El nombre proviene del griego πνίγειν “to choke”, que hace referencia directa a las propiedades asfixiantes del nitrógeno. Es un elemento común en el universo, que se estima que es aproximadamente el séptimo en abundancia total en la Vía Láctea y el Sistema Solar. A temperatura y presión estándar, dos átomos del elemento se unen para formar dinitrógeno, un gas diatómico incoloro e inodoro con la fórmula N2. El dinitrógeno forma alrededor del 78% de la atmósfera de la Tierra, convirtiéndolo en el elemento no combinado más abundante. El nitrógeno se encuentra en todos los organismos, principalmente en los aminoácidos (y por lo tanto en las proteínas), en los ácidos nucleicos (ADN y ARN) y en la molécula de transferencia de energía adenosina trifosfato. El cuerpo humano contiene alrededor del 3% de nitrógeno en masa, el cuarto elemento más abundante en el cuerpo después del oxígeno, el carbono y el hidrógeno. El ciclo del nitrógeno describe el movimiento del elemento desde el aire, hacia la biosfera y los compuestos orgánicos, y luego de vuelta a la atmósfera.

Muchos compuestos de importancia industrial, como el amoníaco, el ácido nítrico, los nitratos orgánicos (propulsores y explosivos) y los cianuros, contienen nitrógeno. El extremadamente fuerte triple enlace en el nitrógeno elemental (N≡N), el segundo enlace más fuerte en cualquier molécula diatómica después del monóxido de carbono (CO), domina la química del nitrógeno. Esto causa dificultades tanto a los organismos como a la industria para convertir el N2 en compuestos útiles, pero al mismo tiempo significa que quemar, explotar o descomponer los compuestos de nitrógeno para formar gas de nitrógeno libera grandes cantidades de energía a menudo útil. El amoníaco y los nitratos producidos sintéticamente son fertilizantes industriales clave, y los nitratos fertilizantes son contaminantes clave en la eutrofización de los sistemas hídricos.

Aparte de su uso en fertilizantes y almacenes de energía, el nitrógeno es un constituyente de compuestos orgánicos tan diversos como el Kevlar utilizado en tejidos de alta resistencia y el cianocrilato utilizado en superpegamento. El nitrógeno es un constituyente de todas las principales clases de drogas farmacológicas, incluidos los antibióticos. Muchos fármacos son imitaciones o promedios de moléculas de señales naturales que contienen nitrógeno: por ejemplo, los nitratos orgánicos nitroglicerina y nitroprusiato controlan la presión sanguínea metabolizándose en óxido nítrico. Muchas drogas notables que contienen nitrógeno, como la cafeína y la morfina naturales o las anfetaminas sintéticas, actúan sobre los receptores de los neurotransmisores animales.

Historia

Los compuestos de nitrógeno tienen una larga historia, el cloruro de amonio es conocido por Herodoto. Eran bien conocidos en la Edad Media. Los alquimistas conocían el ácido nítrico como aqua fortis (agua fuerte), así como otros compuestos de nitrógeno como las sales de amonio y las sales de nitrato. La mezcla de ácido nítrico y clorhídrico se conocía como aqua regia (agua real), célebre por su capacidad para disolver el oro, el rey de los metales.

El descubrimiento del nitrógeno se atribuye al médico escocés Daniel Rutherford en 1772, quien lo llamó aire nocivo. Aunque no lo reconoció como una sustancia química totalmente diferente, lo distinguió claramente del “aire fijo” o dióxido de carbono de Joseph Black. El hecho de que había un componente del aire que no favorece la combustión estaba claro para Rutherford, aunque no era consciente de que era un elemento. El nitrógeno también fue estudiado más o menos al mismo tiempo por Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish y Joseph Priestley, quienes se refirieron a él como aire quemado o aire flogisado. El gas de nitrógeno era tan inerte que Antoine Lavoisier se refirió a él como “aire mefítico” o azote, de la palabra griega άζωτικός (azotikos), “sin vida”. En una atmósfera de nitrógeno puro, los animales morían y las llamas se apagaban. Aunque el nombre de Lavoisier no fue aceptado en inglés, ya que se señaló que casi todos los gases (de hecho, con la única excepción del oxígeno) son mefíticos, se utiliza en muchos idiomas (francés, italiano, portugués, polaco, ruso, albanés, turco, etc.; el alemán Stickstoff se refiere de manera similar a la misma característica, a saber, “ahogarse o asfixiarse”) y todavía permanece en inglés en los nombres comunes de muchos compuestos de nitrógeno, como la hidracina y los compuestos del ión azida. Finalmente, dio lugar al nombre “pnictogenes” para el grupo encabezado por el nitrógeno, del griego πνίγειν “to choke”.

La palabra inglesa nitrogen (1794) entró en el idioma a partir de la francesa nitrogène, acuñada en 1790 por el químico francés Jean-Antoine Chaptal (1756-1832), de la francesa nitre (nitrato de potasio, también llamada salitre) y del sufijo francés -gène, “producing”, del griego -γενής (-genes, “begotten”). El significado de Chaptal era que el nitrógeno es la parte esencial del ácido nítrico, que a su vez se producía a partir del nitro. En épocas anteriores, el nitrato se había confundido con el “natrón” egipcio (carbonato de sodio) -llamado νίτρον (nitrón) en griego- que, a pesar del nombre, no contenía nitrato.

Las primeras aplicaciones militares, industriales y agrícolas de los compuestos de nitrógeno utilizaban salitre (nitrato de sodio o nitrato de potasio), sobre todo en la pólvora, y más tarde como fertilizante. En 1910, Lord Rayleigh descubrió que una descarga eléctrica en el gas de nitrógeno producía “nitrógeno activo”, un alótropo monatómico de nitrógeno. La “nube arremolinada de luz amarilla brillante” producida por su aparato reaccionó con el mercurio para producir nitruro de mercurio explosivo.

Durante mucho tiempo, las fuentes de compuestos de nitrógeno fueron limitadas. Las fuentes naturales se originaron en la biología o en depósitos de nitratos producidos por reacciones atmosféricas. La fijación del nitrógeno mediante procesos industriales como el proceso Frank-Caro (1895-1899) y el proceso Haber-Bosch (1908-1913) alivió esta escasez de compuestos de nitrógeno, hasta el punto de que la mitad de la producción mundial de alimentos (véase Aplicaciones) depende ahora de fertilizantes nitrogenados sintéticos. Al mismo tiempo, el uso del proceso de Ostwald (1902) para producir nitratos a partir de la fijación industrial de nitrógeno permitió la producción industrial a gran escala de nitratos como materia prima para la fabricación de explosivos en las guerras mundiales del siglo XX.

Ocurrencia natural

El nitrógeno es el elemento puro más común en la tierra, constituyendo el 78,1% del volumen total de la atmósfera. A pesar de esto, no es muy abundante en la corteza terrestre, constituyendo sólo 19 partes por millón de éste, a la par del niobio, el galio y el litio. Los únicos minerales de nitrógeno importantes son el nitro (nitrato de potasio, salitre) y el sodanitre (nitrato de sodio, salitre chileno). Sin embargo, éstos no han sido una fuente importante de nitratos desde la década de 1920, cuando la síntesis industrial de amoníaco y ácido nítrico se hizo común.

Los compuestos de nitrógeno intercambian constantemente entre la atmósfera y los organismos vivos. El nitrógeno debe ser procesado primero, o “fijado”, en una forma utilizable por las plantas, generalmente amoníaco. Parte de la fijación del nitrógeno se realiza mediante rayos que producen los óxidos de nitrógeno, pero la mayor parte la realizan las bacterias diazotróficas a través de enzimas conocidas como nitrogenasas (aunque hoy en día la fijación industrial del nitrógeno al amoníaco también es significativa). Cuando el amoníaco es absorbido por las plantas, se utiliza para sintetizar proteínas. Estas plantas son entonces digeridas por los animales que utilizan los compuestos de nitrógeno para sintetizar sus propias proteínas y excretar los residuos nitrogenados. Finalmente, estos organismos mueren y se descomponen, sufriendo una oxidación y desnitrificación bacteriana y ambiental, devolviendo el dinitrógeno libre a la atmósfera. La fijación industrial de nitrógeno mediante el proceso Haber se utiliza principalmente como fertilizante, aunque el exceso de residuos portadores de nitrógeno, cuando se lixivia, conduce a la eutrofización del agua dulce y a la creación de zonas marinas muertas, ya que el crecimiento bacteriano impulsado por el nitrógeno agota el oxígeno del agua hasta el punto de que todos los organismos superiores mueren. Además, el óxido nitroso, que se produce durante la desnitrificación, ataca la capa de ozono atmosférico.

Muchos peces de agua salada fabrican grandes cantidades de óxido de trimetilamina para protegerse de los elevados efectos osmóticos de su entorno; la conversión de este compuesto en dimetilamina es responsable del olor inicial en los peces de agua salada no frescos. En los animales, el óxido nítrico del radical libre (derivado de un aminoácido), sirve como una importante molécula reguladora de la circulación.

La rápida reacción del óxido nítrico con el agua en los animales da lugar a la producción de su metabolito, el nitrito. El metabolismo animal del nitrógeno en las proteínas, en general, da lugar a la excreción de urea, mientras que el metabolismo animal de los ácidos nucleicos da lugar a la excreción de urea y ácido úrico. El olor característico de la descomposición de la carne animal es causado por la creación de aminas de cadena larga que contienen nitrógeno, como la putrescina y la cadaverina, que son productos de descomposición de los aminoácidos ornitina y lisina, respectivamente, en las proteínas en descomposición.

Producción

El gas nitrógeno es un gas industrial producido por la destilación fraccionada de aire líquido, o por medios mecánicos que utilizan aire gaseoso (membrana de ósmosis inversa presurizada o adsorción por oscilación de presión). Los generadores de gas de nitrógeno que utilizan membranas o adsorción por oscilación de presión (PSA) suelen ser más económicos y eficientes desde el punto de vista energético que el nitrógeno suministrado a granel. El nitrógeno comercial suele ser un subproducto del procesamiento del aire para la concentración industrial de oxígeno para la fabricación de acero y otros fines. Cuando se suministra comprimido en cilindros, a menudo se le llama OFN (nitrógeno libre de oxígeno). El nitrógeno de grado comercial ya contiene como máximo 20 ppm de oxígeno, y también hay disponibles grados especialmente purificados que contienen como máximo 2 ppm de oxígeno y 10 ppm de argón.

En un laboratorio químico, se prepara tratando una solución acuosa de cloruro de amonio con nitrito de sodio.

NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + 2 H2O

Pequeñas cantidades de las impurezas NO y HNO3 también se forman en esta reacción. Las impurezas pueden ser eliminadas pasando el gas a través de ácido sulfúrico acuoso que contiene dicromato de potasio. Se puede preparar nitrógeno muy puro mediante la descomposición térmica de azida de bario o azida de sodio.

2 NaN3 → 2 Na + 3 N2

Uso económico

Gas

Las aplicaciones de los compuestos de nitrógeno son naturalmente muy variadas debido al enorme tamaño de esta clase: por lo tanto, aquí sólo se considerarán las aplicaciones del propio nitrógeno puro. Dos tercios del nitrógeno producido por la industria se vende como gas y el tercio restante como líquido. El gas se utiliza principalmente como una atmósfera inerte siempre que el oxígeno del aire suponga un peligro de incendio, explosión u oxidación. Algunos ejemplos incluyen:

  • Como atmósfera modificada, pura o mezclada con dióxido de carbono, para nitrogenar y preservar la frescura de los alimentos envasados o a granel (retrasando el enranciamiento y otras formas de daño oxidativo). El nitrógeno puro como aditivo alimentario está etiquetado en la Unión Europea con el número E941.
  • En las bombillas incandescentes como una alternativa económica al argón.
  • En la ejecución de reclusos como alternativa a la inyección letal.
  • En los sistemas de extinción de incendios para equipos de tecnología de la información (IT).
  • En la fabricación de acero inoxidable.
  • En el endurecimiento del acero por nitruración.
  • En algunos sistemas de combustible de aviones para reducir el riesgo de incendio (ver sistema de inertización).
  • Para inflar los neumáticos de los autos de carrera y las aeronaves, reduciendo los problemas de expansión y contracción inconsistentes causados por la humedad y el oxígeno del aire natural.

El nitrógeno se utiliza comúnmente durante la preparación de las muestras en los análisis químicos. Se utiliza para concentrar y reducir el volumen de las muestras líquidas. Dirigiendo una corriente presurizada de gas nitrógeno perpendicular a la superficie del líquido hace que el disolvente se evapore dejando atrás el o los solutos y el disolvente no evaporado.

El nitrógeno puede utilizarse como sustituto o en combinación con el dióxido de carbono para presurizar los barriles de algunas cervezas, en particular las cervezas negras y las cervezas inglesas, debido a las burbujas más pequeñas que produce, lo que hace que la cerveza dispensada sea más suave y con más espuma. Una cápsula de nitrógeno sensible a la presión, conocida comúnmente como “widget”, permite que las cervezas cargadas con nitrógeno se envasen en latas y botellas. Los tanques de nitrógeno también están reemplazando al dióxido de carbono como la principal fuente de energía para las pistolas de paintball. El nitrógeno debe mantenerse a una presión más alta que el CO2, lo que hace que los tanques de N2 sean más pesados y costosos. El gas de nitrógeno se ha convertido en el gas inerte de elección para la asfixia con gas inerte, y está siendo considerado como un sustituto de la inyección letal en Oklahoma. El gas de nitrógeno, formado por la descomposición de la azida de sodio, se utiliza para el inflado de las bolsas de aire.

Líquido

El nitrógeno líquido es un líquido criogénico. Cuando se aísla en contenedores adecuados como los frascos de Dewar, puede ser transportado sin mucha pérdida por evaporación.

Al igual que el hielo seco, el uso principal del nitrógeno líquido es como refrigerante. Entre otras cosas, se utiliza en la crioconservación de sangre, células reproductivas (esperma y óvulo) y otras muestras y materiales biológicos. Se utiliza en el ámbito clínico en la crioterapia para eliminar quistes y verrugas en la piel. Se utiliza en trampas frías para ciertos equipos de laboratorio y para enfriar detectores de infrarrojos o de rayos X. También se ha utilizado para enfriar las unidades centrales de procesamiento y otros dispositivos de las computadoras que están saturadas y que producen más calor que durante el funcionamiento normal. Otros usos incluyen la trituración por congelación y el mecanizado de materiales blandos o gomosos a temperatura ambiente, el encogimiento y el ensamblaje de componentes de ingeniería y, más en general, para alcanzar temperaturas muy bajas siempre que sea necesario (alrededor de -200 °C). Debido a su bajo costo, el nitrógeno líquido también se utiliza a menudo cuando esas bajas temperaturas no son estrictamente necesarias, como la refrigeración de alimentos, la congelación de ganado, la congelación de tuberías para detener el flujo cuando no hay válvulas, y la consolidación de suelos inestables mediante la congelación siempre que se está excavando por debajo.

El nitrógeno líquido se utiliza ampliamente en los sistemas de bombas de vacío.

Seguridad

Gas

Aunque el nitrógeno no es tóxico, cuando se libera en un espacio cerrado puede desplazar el oxígeno, y por lo tanto presenta un peligro de asfixia. Esto puede ocurrir con pocos síntomas de alerta, ya que el cuerpo carotídeo humano es un sistema de detección relativamente pobre y lento de bajo nivel de oxígeno (hipoxia). Un ejemplo ocurrió poco antes del lanzamiento de la primera misión del Transbordador Espacial, el 19 de marzo de 1981, cuando dos técnicos murieron por asfixia después de entrar en un espacio situado en la plataforma de lanzamiento móvil del Transbordador Espacial que fue presurizado con nitrógeno puro como precaución contra el fuego.

Cuando se inhala a altas presiones parciales (más de unos 4 bares, que se encuentran a profundidades inferiores a unos 30 m en el buceo), el nitrógeno es un agente anestésico, que causa narcosis por nitrógeno, un estado temporal de deficiencia mental similar a la intoxicación por óxido nitroso.

El nitrógeno se disuelve en la sangre y en las grasas corporales. La descompresión rápida (como cuando los buceadores ascienden demasiado rápido o los astronautas se descomprimen demasiado rápido de la presión de la cabina a la presión del traje espacial) puede conducir a una condición potencialmente mortal llamada enfermedad de la descompresión (antes conocida como enfermedad del cajón o las curvas), cuando se forman burbujas de nitrógeno en el torrente sanguíneo, los nervios, las articulaciones y otras áreas sensibles o vitales. Las burbujas de otros gases “inertes” (gases que no sean el dióxido de carbono y el oxígeno) causan los mismos efectos, por lo que el reemplazo de nitrógeno en los gases respiratorios puede prevenir la narcosis de nitrógeno, pero no previene la enfermedad de descompresión.

Líquido

Como líquido criogénico, el nitrógeno líquido puede ser peligroso al causar quemaduras por frío al contacto, aunque el efecto Leidenfrost proporciona protección para una exposición muy corta (aproximadamente un segundo). La ingestión de nitrógeno líquido puede causar graves daños internos. Por ejemplo, en 2012, a una joven en Inglaterra le tuvieron que extirpar el estómago después de ingerir un cóctel hecho con nitrógeno líquido.

Debido a que la relación de expansión del nitrógeno líquido con respecto al gas es de 1:694 a 20 °C, se puede generar una tremenda cantidad de fuerza si el nitrógeno líquido se vaporiza rápidamente en un espacio cerrado. En un incidente ocurrido el 12 de enero de 2006 en la Universidad de Texas A&M, los dispositivos de alivio de presión de un tanque de nitrógeno líquido funcionaron mal y posteriormente se sellaron. Como resultado de la subsiguiente acumulación de presión, el tanque falló catastróficamente. La fuerza de la explosión fue suficiente para propulsar el tanque a través del techo inmediatamente superior, destrozar una viga de hormigón armado inmediatamente inferior y hacer volar las paredes del laboratorio a 0,1-0,2 m de sus cimientos.

El nitrógeno líquido se evapora fácilmente para formar nitrógeno gaseoso, y por lo tanto las precauciones asociadas con el nitrógeno gaseoso también se aplican al nitrógeno líquido. Por ejemplo, los sensores de oxígeno se utilizan a veces como precaución de seguridad cuando se trabaja con nitrógeno líquido para alertar a los trabajadores de los derrames de gas en un espacio confinado.

Los buques que contienen nitrógeno líquido pueden condensar el oxígeno del aire. El líquido de un recipiente de este tipo se enriquece cada vez más en oxígeno (punto de ebullición -183 °C, más alto que el del nitrógeno) a medida que el nitrógeno se evapora, y puede causar una violenta oxidación de material orgánico.