Nitrato

En los nitratos está presente el anión NO₃^-. El nitrógeno en estado de oxidación +V se encuentra en el centro de un triángulo formado por los tres oxígenos. La estructura es estabilizada por efectos mesoméricos.

Los nitratos inorgánicos se forman en la naturaleza por la descomposición de los compuestos nitrogenados como las proteínas, la urea, etc.. En esta descomposición se forma amoníaco o amonio respectivamente. En presencia de oxígeno este es oxidado por microorganismos de tipo nitrobacter a ácido nítrico que ataca cualquier base (generalmente carbonatos) que hay en el medio formando el nitrato correspondiente.

Otra fuente de formación es a través de los óxidos de nitrógeno que se generan en las descargas eléctricas de las tormentas a partir del nitrógeno y del oxígeno del aire. Con el agua de la lluvia de nuevo se forma ácido nítrico que ataca los carbonatos y otros minerales básicos que encuentra en el medio para formar los nitratos correspondientes.

Actualmente se forman también cantidades importantes de óxidos de nitrógeno en los procesos de combustión a alta temperatura. Estos se transforman por el mismo camino en nitratos que ha sido descrito para los óxidos de nitrógeno formados naturalmente.

Los nitratos son una parte esencial de los abonos. Las plantas los convierten de nuevo en compuestos orgánicos nitrogenados como los aminoácidos. Muchas plantas acumulan los nitratos en sus partes verdes y si se aprovechan como alimentos cocidos existe peligro de que otros organismos los convierta en nitritos por reducción, que a su vez producen nitrosaminas que son cancerígenas. Por eso se recomienda, por ejemplo, no recalentar las espinacas que suelen tener un cierto contenido en nitrato.

En la naturaleza se encuentran cantidades importantes de nitrato de sodio (NaNO₃) en depósitos formados por evaporación en Chile (nitrato de Chile). Incrustaciones formadas en los establos de ganado a menudo se componen de nitrato de calcio Ca(NO₃)₂. Se generan a partir de la descomposición de la urea CO(NH₂)₂ de la orina de los animales que es transformado microbiológicamente en ácido nítrico y finalmente por reacción con la cal de las paredes en la sal encontrada.

El nitrato de potasio (KNO₃) forma parte esencial de la pólvora negra. Se aprovecha su poder oxidante para transformar el carbono y el azufre también presentes en la mezcla en sus óxidos. La energía liberada en el proceso hace que se calienten los gases y se expandan de manera explosiva.

Los nitratos - como ya se ha indicado - forman también parte esencial de muchas formulaciones de abonos. El nitrato natural, conocido también como Nitrato de Chile, se explota desde hace mucho tiempo en los salares del norte de este país y constituía un importante producto de exportación del mismo, como puede inferirse de la antigua propaganda que reproduce la imagen reproducida aquí y que también aparece en el artículo sobre Santa Cruz de La Palma, hasta que el desarrollo en Noruega y otros países del nitrato artificial (obteniendo el nitrógeno directamente del aire a través de medios electroquímicos) vino a competir y afectar ese comercio de exportación. Un compuesto especialmente útil en este contexto es el nitrato de amonio. Aparte de ser un buen abono se descompone de forma explosiva a la hora de calentarlo y es responsable de una gran número de accidentes. Mezclado con petróleo es utilizado como explosivo en minería. En condiciones más controladas la descomposición del nitrato de amonio se utiliza para generar el óxido de dinitrógeno. Este se aprovecha como anestésico y por ejemplo para espumar la nata batida vendida en lata.

El nitrato de plata es un precursor importante para los haluros de plata utilizados como sales fotosensibles en fotografía.

Como intermedio los nitratos están presentes en el proceso de nitrificación / desnitrificación que se utiliza en las plantas depuradoras de aguas residuales. Se aprovecha el hecho que algunos microorganismos pueden reducir en condiciones anaeróbicas el nitrato directamente a nitrógeno elemental. Así se eliminan los compuestos de nitrógeno de las aguas donde producirían problemas de eutrofización. Los problemas de H₂S (ácido sulfhídrico) que se generan en las depuradoras, fosas sépticas y redes de saneamiento, también se pueden solucionar con la adición de nitratos.

Disoluciones de nitratos (cálcico, sódico y potásico) también se utilizan en baños de pasivación de superficies de metales así como en el almacenamiento de energía térmica en plantas solares de concentración. Este último desarrollo es la gran novedad de las plantas solares térmicas, donde la energía sobrante se va acumulando en este tipo de sales, para posteriormente producir electricidad cuando la luz del sol desaparece. El rango de temperatura que pueden almacenar estas sales está entre 131 °C y 560 °C. La investigación de nuevos nitratos (Nitrato cálcico potásico, Nitrato de litio,...) mejorarán las propiedades de estas sales.

Los nitratos se conocen al menos desde la Edad Media. Con el ácido sulfúrico (entonces a menudo nombrado aceite de vitriolo) se generaba a partir de ellos el ácido nítrico necesario en la formulación del agua regia.

Con la introducción de la pólvora los pequeños yacimientos naturales ya no eran suficientes y se pasó a un proceso de fabricación a partir de los excrementos humanos y animales. Estos se vertían sobre un lecho alto y bien aireado de material orgánico como rastrojos. Además se añadían cantidades de cal. En estas condiciones se genera, como ya descrito anteriormente, el nitrato de calcio. Este es soluble en agua y pudo ser extraído y obtenido tras la evaporación del líquido.

La adición de carbonato potásico, extraído de las cenizas de madera, a una disolución del nitrato cálcico precipitaba el calcio en forma de su carbonato (la cal) y el nitrato potásico se obtenía tras evaporación del disolvente.

Cartel español de Nitrato de Chile (1930).

Los nitratos de síntesis química o quimiosíntesis se pueden obtener por varios métodos:

1. Por actuación del ácido nítrico sobre el metal. Especialmente con ácido concentrado en este proceso se pierden cantidades importantes del ácido por reducción del nitrato para dar óxidos de nitrógeno.
2. Por neutralización de una base con el ácido nítrico.
3. Por intercambio del anión. En este proceso se suele emplear el sulfato soluble de un metal y un equivalente de nitrato de bario Ba(NO₃)₂. Precipita el sulfato de bario y se obtiene el nitrato deseado tras la evaporación del líquido.

A diferencia de los anteriores, los nitratos orgánicos son ésteres del ácido nítrico con alcoholes. El nitrato orgánico más conocido es, probablemente, la nitroglicerina, formada a partir de una mezcla de glicerina, ácido nítrico y ácido sulfúrico concentrado.

Utilizando la misma mezcla de reactivos menos concentrado sobre la celuolosa y tratando el producto generado con un químico X se obtiene el celuloide.

El nitrato de amilo (O₂NO(CH₂)₄CH₃) se utiliza en medicina por sus efectos sobre el sistema cardiovascular. La nitroglicerina demuestra efectos parecidos por razón de que las formulaciones que se usan en medicina no son explosivos. En la administración de nitroglicerina, un potente vasodilatador, se prefiere la vía sublingual, la cual evita considerablemente el paso por el hígado.

• Agricultura ecológica
• Celda de combustible microbiano
• Esterilidad del suelo
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• Macrogranja
• Nitrosomona
• Polifenol
• Purines
• Solubilidad

• Wikimedia Commons alberga una categoría multimedia sobre Nitrato.
• Colección de Nitratos digitalizados en la Biblioteca Digital Hispánica de la Biblioteca Nacional de España.