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O nitrogênio (português brasileiro) ou
azoto/nitrogénio (português europeu) (formas aceites com
predileção a azoto), é um elemento químico com símbolo
N, número atómico 7 e número de massa 14 (7 prótons e 7
nêutrons), representado no grupo (ou família) 15 (antigo
5A) da tabela periódica. Nas condições ambientes (25 °C
e 1 atm) é encontrado no estado gasoso, obrigatoriamente
em sua forma molecular biatômica (N2), formando cerca de
78% do ar atmosférico.
A mais importante aplicação comercial do nitrogênio é na
obtenção do gás amoníaco pelo processo Haber.
Considera-se que foi descoberto formalmente por Daniel
Rutherford em 1772 ao determinar algumas de suas
propriedades. Entretanto, pela mesma época, também se
dedicou ao seu estudo Scheele que o isolou.
Características principais
Ocorre como um gás inerte (N2), não-metal, incolor,
inodoro e insípido, constituindo cerca de 4/5 da
composição do ar atmosférico, não participando da
combustão e nem da respiração. Como elemento (N) tem uma
elevada eletronegatividade (3 na escala de Pauling) e 5
elétrons no nível mais externo (camada de valência),
comportando-se como íon trivalente na maioria dos
compostos que forma. Condensa a aproximadamente 77 K
(-196 °C) e solidifica a aproximadamente 63 K (-210 °C).
Aplicações
A mais importante aplicação comercial do nitrogênio é na
obtenção do gás amoníaco pelo processo Haber. O amoníaco
é usado, posteriormente, para a fabricação de
fertilizantes e ácido nítrico.
É usado, devido a sua baixa reatividade, como atmosfera
inerte em tanques de armazenamento de líquidos
explosivos, durante a fabricação de componentes
eletrônicos (transistores, diodos, circuitos integrados,
etc.) e na fabricação do aço inoxidável.
O nitrogênio líquido, obtido pela destilação do ar
líquido, se usa em criogenia, já que na pressão
atmosférica condensa a -196 °C.
É usado como fator refrigerante, para o congelamento e
transporte de alimentos, conservação de corpos e células
reprodutivas sexuais, masculinas e femininas ou
quaisquer outras amostras biológicas.
Entre os sais do ácido nítrico estão incluídos
importantes compostos como o nitrato de potássio (nitro
ou salitre empregado na fabricação de pólvora) e o
nitrato de amônio como fertilizante.
Os compostos orgânicos de nitrogênio como a
nitroglicerina e o Trinitrotolueno (TNT) são muito
explosivos. A hidrazina e seus derivados são usados como
combustível em foguetes.
Na medicina nuclear, o 13N (lê-se nitrogênio 13),
radioactivo com emissão de positrão, é usado no exame
PET.
Na indústria automobilística é utilizado para inflar
pneus de alto desempenho.
História
O nitrogênio (do latim nitrogenium e este do grego
νίτρον = nitro, e -genio, da raíz grega γεν = gerar)
considera-se que foi descoberto formalmente por Daniel
Rutherford em 1772 ao determinar algumas de suas
propriedades. Entretanto, pela mesma época, também se
dedicaram ao seu estudo Scheele que o isolou, Cavendish,
e Priestley. O nitrogênio é um gás tão inerte que
Lavoisier se referia a ele como azote (ázoe), que é uma
palavra francesa que significa "impróprio para manter a
vida". Alguns anos depois, em 1790, foi chamado de
nitrogénio, por Chatpal.
Foi classificado entre os gases permanentes desde que
Faraday não conseguiu torná-lo líquido a 50 atm e -110
°C. Mais tarde, em 1877, Pictet e Cailletet conseguiram
liquefazê-lo.
Alguns compostos de nitrogênio já eram conhecidos na
Idade Média: os alquimistas chamavam de aqua fortis o
ácido nítrico e aqua regia a mistura de ácido nítrico e
clorídrico, conhecida pela sua capacidade de dissolver o
ouro.
Abundância e obtenção
O nitrogênio é o componente principal da atmosfera
terrestre (78,1% em volume). É obtido, para usos
industriais, pela destilação do ar líquido ou pelo
enriquecimento através de filtros moleculares. O
elemento está presente na composição de substâncias
excretadas pelos animais, usualmente na forma de uréia e
ácido úrico.
Tem-se observado compostos que contém nitrogênio no
espaço exterior. O isó 14N se cria nos processos de
fusão nuclear das estrelas.
Compostos
Com o hidrogênio forma o amoníaco ( NH3 ) e a hidrazina
( N2H4 ). O amoníaco líquido — anfótero como a água —
atua como uma base em solução aquosa formando íons
amônio ( NH4+ ). O mesmo amoníaco comporta-se como um
ácido em ausência de água, cedendo um próton a uma base,
dando lugar ao ânion amida (NH2-). Também se conhece
largas cadeias e compostos cíclicos de nitrogênio,
porém. são muito instáveis.
Com o oxigênio forma vários óxidos como o óxido nitroso
( N2O) ou gás hilariante, o óxido nítrico (NO) e o
dióxido de nitrogênio ( NO2 ), estes dois últimos são
representados genericamente por NOx e são produtos de
processos de combustão, contribuindo para o aparecimento
de contaminantes (smog fotoquímico). Outros óxidos são o
trióxido de dinitrogênio ( N2O3 ) e o pentóxido de
dinitrogênio (N2O5), ambos muito instáveis e explosivos,
cujos respectivos ácidos são o ácido nitroso (HNO2) e o
ácido nítrico (HNO3) que, por sua vez, formam os sais
nitritos e nitratos.
Acções biológicas
O azoto é o componente essencial dos aminoácidos e dos
ácidos nucleicos, vitais para os seres vivos. As
leguminosas são capazes de desenvolver simbiose com
certas bactérias do solo chamadas de rizóbios, estas
bactérias absorvem o azoto directamente do ar, sendo
este transformado em amoníaco que logo é absorvido pela
planta. Na planta o amoníaco é reduzido a nitrito pela
enzima nitrito redutase e logo em seguida é reduzido a
nitrato pela enzima nitrato redutase. O nitrato é
posteriormente utilizado pela planta para formar o grupo
amino dos aminoácidos das proteínas que, finalmente, se
incorporam à cadeia trófica. Um bom exemplo deste
processo é observado na soja, sendo esta uma cultura que
dispensa adubação nitrogenada. (veja: ciclo do
nitrogênio).
Isós
Há dois isós estáveis do azoto: 14N e 15N. O mais
comum é o 14N, com uma abundância relativa de 99,634%,
sendo o restante preenchido pelo 15N. No universo, o 14N
é produzida pelo ciclo carbono-azoto das estrelas.
Dos dez isós artificiais do nitrogênio (sintetizados
em laboratório), o 13N tem uma vida média de nove
minutos enquanto que os demais isós, da ordem de
segundos ou menos.
As reacções biológicas de nitrificação e desnitrificação
contribuem, de maneira determinante, na dinâmica do
azoto no solo, quase sempre produzindo um enriquecimento
em 15N do substrato.
Precauções
Os fertilizantes azotados são uma poderosa fonte de
contaminação do solo e das águas. Os compostos que
contêm iões cianeto formam sais extremadamente tóxicos e
são mortais para numerosos animais, entre os quais os
mamíferos.
Informações gerais
Nome, símbolo, número Nitrogénio, N, 7
Série química Não-metal
Grupo, período, bloco 15 (VA), 2, p
Densidade, dureza 1,2506 kg/m3, não apresenta
Aparência incolor
Número CAS
Número EINECS
Propriedade atómicas
Massa atômica 14,0067(2) u
Raio atómico (calculado) 65 pm
Raio covalente 75 pm
Raio de Van der Waals 155 pm
Configuração electrónica He]2s22p3
Elétrons (por nível de energia) 2, 5
Estado(s) de oxidação
Óxido
Estrutura cristalina hexagonal
Propriedades físicas
Estado da matéria gasoso
Ponto de fusão 63,15 K
Ponto de ebulição 75,36 K
Entalpia de fusão 0,3604 kJ/mol
Entalpia de vaporização 2,7928 kJ/mol
Temperatura crítica K
Pressão crítica Pa
Volume molar 13,54 x 10-6 m3/mol
Pressão de vapor não definida
Velocidade do som 334 m/s a 20 °C
Diversos
Eletronegatividade (Pauling) 3,04
Calor específico 1040 J/(kg·K)
Condutividade elétrica não definida S/m
Condutividade térmica 0,02598 W/(m·K)
1º Potencial de ionização 1402,3 kJ/mol
2º Potencial de ionização 2856 kJ/mol
3º Potencial de ionização 4578,1 kJ/mol
4º Potencial de ionização 7475 kJ/mol
5º Potencial de ionização 9444,9 kJ/mol
6º Potencial de ionização 53266,6 kJ/mol
7º Potencial de ionização 64360 kJ/mol
8º Potencial de ionização {{{potencial_ionização8}}}
kJ/mol
9º Potencial de ionização {{{potencial_ionização9}}}
kJ/mol
10º Potencial de ionização {{{potencial_ionização10}}}
kJ/mol
Isós mais estáveis
iso AN Meia-vida MD Ed PD
MeV
13N sintético 9,965 min ε 2200 13C
14N 99,634% estável
15N 0,366% estável
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.
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