El pan se hace con aire: la reacción que alimenta a medio mundo

⏱️ En 30 segundos: Aproximadamente la mitad de los átomos de nitrógeno de tu cuerpo no vienen de la naturaleza: salieron de una fábrica. Hace un siglo, dos químicos alemanes encontraron la manera de coger el nitrógeno del aire —que es inerte y no sirve para nada— y convertirlo en fertilizante. Esa reacción, el proceso Haber-Bosch, sostiene hoy a unos 4.000 millones de personas que sin ella no comerían. Es probablemente el invento más importante que no sabes nombrar. Y tiene tres facturas: consume alrededor del 1-2 % de toda la energía del planeta, ahoga ríos y costas con el sobrante, y su inventor usó la misma química para fabricar gas venenoso.

El gancho: tienes aire dentro de las proteínas

El 78 % del aire que respiras es nitrógeno. Estás rodeado. Con cada inspiración te entra una cantidad enorme de un elemento que resulta ser imprescindible para estar vivo: sin nitrógeno no hay aminoácidos, sin aminoácidos no hay proteínas, sin proteínas no hay músculo, ni enzimas, ni ADN.

Y sin embargo, durante casi toda la historia de la humanidad, ese océano de nitrógeno que nos envuelve fue absolutamente inútil. Podías morirte de hambre por falta de nitrógeno con los pulmones llenos de él.

La razón es una de las moléculas más tercas que existen. El nitrógeno atmosférico viene de dos en dos, como $\mathrm{N_2}$, y los dos átomos están unidos por un triple enlace con una energía de disociación de unos 945 kJ/mol: uno de los enlaces más fuertes de la química. Romper eso cuesta muchísimo. Para que te hagas una idea del orden de magnitud, el enlace sencillo carbono-carbono de cualquier molécula orgánica ronda los 350 kJ/mol. El $\mathrm{N_2}$ es, químicamente, una caja fuerte.

Así que el nitrógeno del aire no le sirve a una planta para nada. Lo que la planta necesita es nitrógeno fijado: metido en compuestos que pueda absorber, como el amoníaco ($\mathrm{NH_3}$) o el nitrato ($\mathrm{NO_3^-}$). Y esa es exactamente la historia de este artículo: cómo abrimos la caja fuerte.

Antes de la fábrica: rayos, bacterias y una guerra por excrementos

Durante milenios, el nitrógeno fijado llegaba por tres vías, todas lentas.

La primera son los rayos. La descarga de un relámpago tiene energía de sobra para romper el $\mathrm{N_2}$ y formar óxidos de nitrógeno que la lluvia arrastra al suelo. Es espectacular y es poquísima cantidad.

La segunda, la que de verdad ha sostenido la vida, son ciertas bacterias. Algunas viven libres en el suelo y otras en simbiosis con las raíces de las leguminosas —el trébol, las lentejas, la soja, los garbanzos— dentro de unos nódulos característicos. Esas bacterias tienen una enzima, la nitrogenasa, capaz de hacer a temperatura ambiente lo que a nosotros nos cuesta una planta industrial entera. Por eso todas las agriculturas tradicionales del mundo, sin conocer la química, dieron con el mismo truco: rotar cultivos y meter una leguminosa cada pocos años. No sabían por qué funcionaba; sabían que funcionaba.

La tercera vía fue recolectar el nitrógeno que ya estaba fijado: estiércol, y sobre todo, en el siglo XIX, dos minerales sudamericanos. El guano de las islas del Pacífico —excremento de aves marinas acumulado durante milenios en un clima sin lluvias— y el salitre del desierto de Atacama. Aquello fue un negocio colosal y, como todo recurso escaso y valioso, acabó en conflicto: hubo guerras con el guano y el nitrato de por medio. Europa dependía de unos barcos que cruzaban medio mundo para traer con qué abonar el trigo.

A finales del siglo XIX, el químico británico William Crookes lo dijo en voz alta y con todas las letras: el mundo se dirigía a una hambruna por falta de nitrógeno, y encontrar la forma de fijar el del aire era, en sus palabras, un asunto de vida o muerte para la civilización. Tenía razón en el diagnóstico.

La caja fuerte se abre: Haber, Bosch y una reacción imposible

En 1909, Fritz Haber consiguió en el laboratorio lo que muchos daban por inviable: combinar directamente nitrógeno del aire con hidrógeno para producir amoníaco.

La flecha doble es lo importante: es una reacción de equilibrio, y ahí está toda la dificultad. La reacción es exotérmica (suelta calor) y ocurre con reducción de volumen: cuatro moléculas de gas entran, dos salen. El principio de Le Châtelier dice entonces dos cosas que se pelean entre sí:

• La presión alta favorece el amoníaco, porque el sistema responde yendo hacia donde hay menos moléculas de gas. Bien.
• La temperatura alta lo perjudica, porque desplaza el equilibrio hacia los reactivos. Mal.

El problema es que a temperatura baja, aunque el equilibrio sea favorable, la reacción no arranca: el triple enlace no se rompe y podrías esperar sentado. Es el clásico divorcio entre termodinámica y cinética: lo que conviene y lo que ocurre no son lo mismo.

La solución es un compromiso que cualquiera que haya pisado una planta química reconocerá al instante: temperatura suficiente para que la cinética funcione, presión brutal para compensar lo que la temperatura estropea, y un catalizador para bajar la barrera. En números, un reactor típico trabaja en torno a 400-500 °C y 150-300 bar, sobre un catalizador de hierro promovido con óxidos. Ni siquiera así se convierte todo: en cada pasada reacciona una fracción modesta de la mezcla, se condensa el amoníaco producido y el resto se recircula. El truco no es una conversión perfecta, es no desperdiciar nada.

Llevar eso del matraz a la escala industrial fue una hazaña de ingeniería aparte, y es la parte que habitualmente se olvida. Carl Bosch tuvo que resolver un problema que no estaba en los libros: a esas presiones y con hidrógeno caliente, el acero de los reactores se rompía solo. El hidrógeno se difundía en el metal, reaccionaba con el carbono del acero y lo dejaba quebradizo por dentro. Se llama descarburación por hidrógeno, y la solución de Bosch fue un reactor de doble pared: un forro interior de hierro de baja aleación que aguanta el hidrógeno, y una carcasa exterior que aguanta la presión, con perforaciones para que el hidrógeno que se cuela no la reviente desde dentro. Quien trabaje con equipos a presión sabe que ese tipo de detalle es el que separa una idea de una fábrica.

Los dos recibieron el Nobel de Química: Haber en 1918, Bosch en 1931.

La factura energética: de dónde sale el hidrógeno

Aquí hay un detalle que casi nunca se cuenta y que lo cambia todo. La reacción necesita hidrógeno, y el hidrógeno no está disponible suelto por ahí. Hoy se obtiene casi todo del gas natural, por reformado con vapor:

Esto significa que el fertilizante del mundo se fabrica, en la práctica, con gas. Y de ahí salen las dos cifras que definen la escala del asunto: el conjunto del proceso consume del orden del 1-2 % de toda la energía primaria del planeta y emite en torno al 1,5 % del CO₂ mundial — más que la aviación civil, y casi nadie lo sabe.

También explica algo muy práctico: el precio del fertilizante sigue al precio del gas. Cuando el gas se dispara, el abono se dispara detrás, y unos meses después se nota en el precio de los alimentos. Es una cadena que va del yacimiento a tu cesta de la compra pasando por un reactor a 300 bar.

La cifra que deberías recordar: medio cuerpo salido de una fábrica

Vamos al dato que justifica todo el artículo.

Antes de Haber-Bosch, el nitrógeno disponible para la agricultura ponía un techo a cuánta gente podía comer. Después, ese techo se levantó. Los estudios que han reconstruido el balance global del nitrógeno estiman que el amoníaco sintético sostiene hoy la alimentación de en torno a la mitad de la humanidad, y que aproximadamente la mitad del nitrógeno de los tejidos de una persona media ha pasado por una de esas fábricas (Erisman et al., 2008, Nature Geoscience).

Léelo otra vez, porque es de esas frases que parecen un truco retórico y no lo son: si mañana se apagaran todas las plantas de amoníaco del mundo, la Tierra no podría alimentar a su población actual. No es una opinión sobre la agricultura industrial; es aritmética de nitrógeno. La llamada Revolución Verde —variedades mejoradas, riego, mecanización— no habría funcionado sin este insumo: las variedades de alto rendimiento sólo rinden si tienen nitrógeno de sobra.

Conviene decirlo con la misma honestidad en las dos direcciones. Esto no significa que la agricultura actual sea intocable ni que no haya margen para hacerlo mejor: significa que cualquier propuesta seria sobre el sistema alimentario tiene que explicar de dónde va a salir el nitrógeno. Es la pregunta que separa una propuesta realista de un deseo.

El precio: el nitrógeno que se escapa

Y llegamos a la parte incómoda, que es también la más interesante desde el punto de vista de un ingeniero: la eficiencia del proceso global es pésima.

Del nitrógeno que se echa a un campo, una parte grande no acaba en la planta. Se lava con la lluvia hacia los acuíferos y los ríos, o se volatiliza. Las estimaciones varían mucho según el cultivo y la práctica agrícola, pero el orden de magnitud es que alrededor de la mitad del fertilizante aplicado se pierde. Hemos duplicado con creces el nitrógeno reactivo que circula por la biosfera respecto al que había de forma natural (Galloway et al., 2004), y esa alteración del ciclo del nitrógeno se considera una de las que más lejos está de su rango seguro en el marco de los límites planetarios (Rockström et al., 2009, Nature) — bastante más, de hecho, que el propio cambio climático en ese análisis.

¿Y adónde va ese nitrógeno? A tres sitios, todos malos:

Al agua dulce y al mar: eutrofización. El nitrato que llega al río es un fertilizante estupendo… para las algas. Se disparan, cubren la superficie, y cuando mueren, las bacterias que las descomponen consumen el oxígeno del agua. El resultado es una zona muerta: agua sin oxígeno donde no puede vivir un pez. La del Golfo de México, alimentada por la cuenca del Misisipi, se mide cada verano y llega a tener miles de kilómetros cuadrados. Hay decenas de casos repartidos por el mundo, incluido el Mediterráneo.

A la atmósfera, como óxido nitroso. Parte del nitrógeno del suelo acaba emitido como $\mathrm{N_2O}$, un gas de efecto invernadero con un potencial de calentamiento unas 270 veces mayor que el del CO₂ a cien años, y que además destruye ozono estratosférico. La agricultura es, con diferencia, su principal fuente.

Al agua que bebemos. El nitrato en acuíferos es un problema sanitario con regulación específica en la Unión Europea, y en España afecta a bastantes masas de agua subterránea en las zonas de agricultura intensiva.

Es un caso de libro de externalidad física: el nitrógeno que no entra en la planta no desaparece, se va a otra parte del sistema y hace de las suyas allí.

El lado oscuro: el mismo hombre, el mismo gas

Hay una parte de esta historia que no se puede contar de pasada, porque es el ejemplo más brutal de que una misma química sirve para lo contrario.

Fritz Haber, el hombre cuya reacción alimenta a media humanidad, dirigió personalmente el desarrollo y el despliegue del gas cloro como arma en la Primera Guerra Mundial, y estuvo en el frente de Ypres en 1915 supervisando su uso. Su mujer, Clara Immerwahr, también química, se suicidó pocos días después. Haber recibió el Nobel en plena polémica por ello.

Y hay un segundo hilo, puramente técnico: el amoníaco sintético no solo da fertilizantes, también da nitratos, y los nitratos son la base de los explosivos. El proceso permitió a Alemania seguir fabricando munición cuando el bloqueo naval le cortó el salitre chileno. La misma reacción, en la misma década, prolongó una guerra y evitó una hambruna.

No hay moraleja fácil aquí, y es mejor no ponerla. Lo que sí hay es un recordatorio útil: las herramientas no son buenas ni malas por sí mismas, pero tampoco son neutrales en sus efectos, y quien las desarrolla no controla para qué se usan.

¿Se puede hacer mejor? Lo que hay sobre la mesa

Esta es la parte donde conviene distinguir lo que ya funciona de lo que es una promesa.

Lo que ya funciona: usar menos y mejor. La vía más rentable no es sustituir el Haber-Bosch, es dejar de tirar la mitad. Ajustar la dosis al análisis del suelo, aplicar en el momento en que la planta lo pide en lugar de todo de golpe, usar inhibidores de la nitrificación, cultivos de cobertura que retengan el nitrógeno entre cosechas, y recuperar las leguminosas en la rotación, que siguen siendo la única fábrica de nitrógeno gratis que existe. Europa lleva décadas mejorando en esto; varios países han logrado desacoplar cosechas y consumo de fertilizante.

Lo que está en marcha: amoníaco con hidrógeno limpio. Si el hidrógeno no viene del gas natural sino de electrólisis con electricidad baja en carbono, la huella del fertilizante cae mucho. Es técnicamente posible hoy; el problema es el coste y la escala — el mismo asunto que se cuenta en la pieza de hidrógeno.

Lo que es investigación: copiar a la bacteria. La nitrogenasa hace a temperatura ambiente lo que nosotros hacemos a 450 °C y 200 bar. Si se lograra un catalizador que trabajara en condiciones suaves, o cultivos de cereal capaces de fijar nitrógeno como hacen las leguminosas, cambiaría el tablero entero. Llevamos décadas detrás y no está resuelto. Merece la pena señalarlo como lo que es: un objetivo mayúsculo, todavía abierto.

Qué nos llevamos

El proceso Haber-Bosch es la respuesta a una pregunta que parece de acertijo: ¿cómo se come aire? Rompiendo el enlace más terco de la química con 450 °C, 200 bar y un catalizador de hierro, y metiendo ese nitrógeno en un saco de abono.

De ahí salen las tres ideas que conviene guardarse. Una: media humanidad depende de una reacción industrial, y quien hable del futuro de la comida sin mencionarla está dejando fuera el factor decisivo. Dos: la eficiencia importa tanto como la producción — perdemos alrededor de la mitad de lo que fabricamos, y esa mitad no se evapora, se va a los ríos, al mar y a la atmósfera. Y tres, la más general: este es el ejemplo perfecto de que las soluciones tecnológicas resuelven un problema y abren otro, lo cual no es un argumento contra la tecnología, sino a favor de mirar el ciclo completo.

La próxima vez que veas un campo de trigo, acuérdate de que una parte de lo que crece ahí entró por la puerta de una fábrica, en forma de aire.

Fuentes

• Erisman, J. W. et al. (2008). «How a century of ammonia synthesis changed the world». Nature Geoscience. doi:10.1038/ngeo325 — la estimación de cuánta población sostiene el amoníaco sintético y de la fracción del nitrógeno corporal que procede de él.
• Galloway, J. N. et al. (2004). «Nitrogen cycles: past, present, and future». Biogeochemistry. doi:10.1007/s10533-004-0370-0 — cuánto ha cambiado el ciclo del nitrógeno.
• Rockström, J. et al. (2009). «A safe operating space for humanity». Nature. doi:10.1038/461472a — límites planetarios; el ciclo del nitrógeno como uno de los más excedidos.
• Premios Nobel de Química de 1918 (Haber) y 1931 (Bosch): NobelPrize.org.
• Datos de consumo energético y emisiones del proceso: Agencia Internacional de la Energía (IEA), Ammonia Technology Roadmap.