Nitratos
Los nitratos son las sales del ácido nítrico que contienen el anión NO₃⁻, esenciales como fertilizantes y una fuente importante de contaminación del agua.
Los nitratos son las sales del ácido nítrico, compuestos que contienen el anión nitrato, NO₃⁻. Son muy comunes en la naturaleza y en la industria: forman parte del ciclo del nitrógeno, son la principal forma en que las plantas absorben este elemento y constituyen la base de muchos fertilizantes. Su uso masivo en la agricultura, sin embargo, los ha convertido también en uno de los contaminantes más extendidos de las aguas subterráneas.
¿Qué son los nitratos?
En química, un nitrato es cualquier compuesto que contiene el ion nitrato (NO₃⁻), un anión poliatómico formado por un átomo de nitrógeno unido a tres átomos de oxígeno. Cuando ese anión se combina con un catión metálico o con el amonio se obtiene una sal, como el nitrato de sodio (NaNO₃) o el nitrato de potasio (KNO₃). Estas sales pertenecen al grupo de las oxisales, porque derivan de un oxoácido.
El ion nitrato es la base conjugada del ácido nítrico (HNO₃), un ácido fuerte que en agua se disocia casi por completo: HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻. Por eso el nitrato es una base extremadamente débil y apenas altera el pH del agua en la que se disuelve.
Conviene no confundir los nitratos con los nitritos, que contienen el anión NO₂⁻ y derivan del ácido nitroso. Están emparentados, pero son especies químicas distintas.
Estructura del ion nitrato
El anión NO₃⁻ tiene una geometría trigonal plana: el nitrógeno ocupa el centro y los tres oxígenos se sitúan en los vértices de un triángulo equilátero, con ángulos de 120°.
- Estado de oxidación del nitrógeno: +5, el más alto que puede alcanzar este elemento. De ahí su carácter oxidante.
- Resonancia: se puede dibujar con tres estructuras de Lewis equivalentes en las que el doble enlace N=O cambia de posición. En realidad, los tres enlaces N–O son idénticos y tienen un orden de enlace de aproximadamente 1,33.
- Masa molar: 62,01 g/mol (14,01 del nitrógeno más 3 × 16,00 del oxígeno).
Dentro del ion, los enlaces N–O son covalentes; entre el anión y el catión de una sal, en cambio, la unión es de tipo iónico.
Propiedades de los nitratos
- Solubilidad muy alta en agua. Prácticamente todos los nitratos inorgánicos comunes son solubles, una de las reglas de solubilidad más fiables de la química.
- Carácter oxidante. Al calentarse liberan oxígeno o compuestos oxigenados del nitrógeno, por lo que favorecen la combustión de otras sustancias. Esta propiedad explica su papel en la pólvora y en los explosivos.
- Disoluciones neutras cuando el catión procede de una base fuerte (Na⁺, K⁺). El nitrato de amonio da disoluciones ligeramente ácidas por el ion NH₄⁺.
Descomposición térmica
Los nitratos se descomponen al calentarlos, pero los productos dependen del catión:
| Tipo de nitrato | Productos | Ejemplo |
|---|---|---|
| Alcalinos (Na, K) | Nitrito y oxígeno | 2 KNO₃ → 2 KNO₂ + O₂ |
| De la mayoría de los demás metales | Óxido metálico, dióxido de nitrógeno y oxígeno | 2 Cu(NO₃)₂ → 2 CuO + 4 NO₂ + O₂ |
| De metales poco reactivos (Ag) | Metal, dióxido de nitrógeno y oxígeno | 2 AgNO₃ → 2 Ag + 2 NO₂ + O₂ |
| Nitrato de amonio | Óxido nitroso y agua (calentamiento moderado) | NH₄NO₃ → N₂O + 2 H₂O |
Nitratos más importantes
| Compuesto | Fórmula | Nombre tradicional | Usos principales |
|---|---|---|---|
| Nitrato de sodio | NaNO₃ | Nitrato de Chile | Fertilizante, fabricación de vidrio, aditivo alimentario (E251) |
| Nitrato de potasio | KNO₃ | Salitre, nitro | Pólvora, fertilizante, conservación de carnes (E252) |
| Nitrato de amonio | NH₄NO₃ | — | Fertilizante nitrogenado, explosivos para minería |
| Nitrato de plata | AgNO₃ | Piedra infernal (en barra) | Análisis químico, fotografía, espejos |
| Nitrato de calcio | Ca(NO₃)₂ | Nitrato de Noruega | Fertilizante soluble para cultivos hortícolas |
- Nitrato de sodio. Se extrajo durante el siglo XIX de los yacimientos de caliche del desierto de Atacama, y su comercio fue tan valioso que estuvo entre las causas de la guerra del Pacífico (1879-1884). Perdió importancia con el proceso Haber-Bosch de síntesis del amoníaco.
- Nitrato de potasio. Es el oxidante de la pólvora negra, cuya mezcla clásica contiene aproximadamente un 75 % de salitre, un 15 % de carbón vegetal y un 10 % de azufre.
- Nitrato de amonio. Es uno de los abonos más usados por su alto contenido en nitrógeno, pero también un oxidante peligroso si se almacena mal. La explosión del puerto de Beirut del 4 de agosto de 2020 se produjo en un depósito de varios miles de toneladas de este compuesto.
- Nitrato de plata. Permite identificar iones cloruro: al añadirlo a una disolución que los contenga, aparece un precipitado blanco de cloruro de plata (AgCl).
Los nitratos en el ciclo del nitrógeno
La mayoría de los seres vivos no puede aprovechar el N₂ del aire. Los nitratos son el eslabón que lo hace accesible:
- Fijación: algunas bacterias, los rayos y la industria convierten el N₂ en amoníaco o amonio.
- Nitrificación: bacterias del suelo oxidan el amonio a nitrito (por ejemplo, Nitrosomonas) y el nitrito a nitrato (por ejemplo, Nitrobacter).
- Asimilación: las raíces de las plantas absorben el nitrato y lo usan para fabricar aminoácidos, proteínas y ácidos nucleicos.
- Desnitrificación: en suelos y sedimentos sin oxígeno, otras bacterias reducen el nitrato hasta N₂, que regresa a la atmósfera.
Usos de los nitratos
- Agricultura: los fertilizantes nitrogenados (nitrato de amonio, nitrato de calcio, nitrato de potasio y mezclas como el nitrato amónico cálcico) son la aplicación más importante por volumen.
- Explosivos y pirotecnia: pólvora, fuegos artificiales y mezclas como el ANFO (nitrato de amonio con gasóleo) en minería y obra civil.
- Industria alimentaria: el nitrato de sodio y el de potasio se autorizan en la UE como conservantes de algunos productos cárnicos, con límites estrictos.
Nitratos y medio ambiente
La alta solubilidad que hace útiles a los nitratos como abono es también su punto débil. El nitrato que los cultivos no llegan a absorber se filtra con el agua de lluvia o de riego y alcanza los acuíferos, o bien escurre hacia ríos, lagos y lagunas costeras. Es una de las formas más comunes de contaminación del agua de origen agrario, junto con los purines de la ganadería intensiva.
En las aguas superficiales, el exceso de nitratos y fosfatos provoca eutrofización: las algas y el fitoplancton crecen de forma desmedida y, al morir y descomponerse, consumen el oxígeno disuelto. El resultado puede ser la muerte masiva de peces. La laguna del Mar Menor, en Murcia, es un ejemplo muy estudiado de este fenómeno en España.
Para limitar el problema, la Unión Europea aprobó en 1991 la Directiva de nitratos (91/676/CEE), que obliga a los Estados a declarar «zonas vulnerables» y a aplicar códigos de buenas prácticas agrarias. La normativa europea sobre agua de consumo humano fija un valor máximo de 50 mg/L de nitrato, la misma cifra que recomienda como valor guía la Organización Mundial de la Salud.
Nitratos y salud
Los nitratos llegan a la dieta sobre todo a través de las verduras de hoja (espinacas, lechugas, acelgas, rúcula) y la remolacha, que los acumulan de forma natural, y en menor medida a través del agua y de algunos embutidos. Las autoridades sanitarias vigilan su concentración porque, en el organismo, parte del nitrato se transforma en nitrito. El límite del agua potable se estableció, en particular, para proteger a los lactantes de la metahemoglobinemia, una alteración de la sangre conocida como «síndrome del bebé azul». La evaluación de riesgos y las recomendaciones de consumo corresponden a organismos como la EFSA o la OMS.
Importancia de los nitratos
Los nitratos sostienen buena parte de la producción mundial de alimentos, porque el nitrógeno es el nutriente que más limita el crecimiento de los cultivos. Al mismo tiempo, su gestión es uno de los grandes retos ambientales de la agricultura: aplicar la dosis justa evita que el exceso termine en ríos, acuíferos y costas.
Ejercicios resueltos
1. Calcula el estado de oxidación del nitrógeno en el ion NO₃⁻.
El oxígeno actúa con −2 y la suma de los estados de oxidación debe igualar la carga del ion: x + 3 · (−2) = −1, de modo que x − 6 = −1 y x = +5.
2. ¿Qué porcentaje en masa de nitrógeno contiene el nitrato de amonio (NH₄NO₃)? Datos: N = 14,01; H = 1,008; O = 16,00 g/mol.
M = 2 · 14,01 + 4 · 1,008 + 3 · 16,00 = 28,02 + 4,03 + 48,00 = 80,05 g/mol. Porcentaje de N = 28,02 / 80,05 · 100 = 35,0 %. Por eso es un abono tan concentrado.
3. Se calientan 20,22 g de KNO₃ hasta su descomposición completa: 2 KNO₃ → 2 KNO₂ + O₂. ¿Qué masa de oxígeno se libera? (M del KNO₃ = 101,1 g/mol; M del O₂ = 32,00 g/mol)
Moles de KNO₃ = 20,22 / 101,1 = 0,200 mol. Según la ecuación, 2 mol de KNO₃ dan 1 mol de O₂, así que se forman 0,100 mol de O₂. Masa = 0,100 · 32,00 = 3,20 g de O₂.
4. Un análisis de agua expresa el nitrato como nitrógeno. ¿A cuántos mg de N por litro equivale el límite de 50 mg/L de NO₃⁻? (M del NO₃⁻ = 62,01 g/mol; M del N = 14,01 g/mol)
La fracción de nitrógeno en el nitrato es 14,01 / 62,01 = 0,226. Por tanto, 50 · 0,226 = 11,3 mg/L de N aproximadamente. Por eso algunos informes dan el límite como «unos 11 mg/L de nitrógeno nítrico».
Preguntas frecuentes
¿Qué diferencia hay entre nitratos y nitritos?
¿Por qué los nitratos contaminan tanto los acuíferos?
¿Qué es la eutrofización y qué tienen que ver los nitratos?
¿Por qué el nitrato de amonio puede explotar?
¿Cuál es el límite de nitratos en el agua del grifo?
Referencias
- Housecroft, C. E. y Sharpe, A. G. Química inorgánica. Pearson.
- Greenwood, N. N. y Earnshaw, A. Chemistry of the Elements. Butterworth-Heinemann.
- Directiva 91/676/CEE del Consejo, de 12 de diciembre de 1991, relativa a la protección de las aguas contra la contaminación producida por nitratos utilizados en la agricultura.
- Organización Mundial de la Salud. Guías para la calidad del agua de consumo humano. OMS.
Cómo citar este artículo
Equipo de Conceptualia. (2026). «Nitratos». Conceptualia. https://conceptualia.es/ciencias-naturales/quimica/nitratos/
