Azoto

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.

Carbono - Nitrogénio - Oxigénio
N P
	Tabela Periódica

Geral

Nome, símbolo, número

Nitrogênio (Azoto), N, 7

Classe ,série química

Não-metal , representativo(família do nitrogênio)

Grupo, período, bloco

15 ( VA ), 2, p

Densidade, dureza

1,2506 kg/m³ (273 K), (ND)

Cor e aparência

Incolor

Propriedades atômicas

Massa atómica

14,0067(2) u

Raio atómico

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 de oxidação (óxido)

±3,5,4,2 (fortemente ácido)

Estrutura cristalina

hexagonal

Propriedades físicas

63,15 K (-210,00 °C)

75,36 K (-198,79 °C)

13,54×10^-6 m³/mol

Entalpia de vaporização

2,7928 kJ/mol

Entalpia de fusão

0,3604 kJ/mol

Pressão de vapor

não definida

Velocidade do som

334 m/s (298,15 K ou 0 °C)

Características diversas

Eletronegatividade

3,04 (escala de Pauling)

Calor específico

1040 J/kg*K

Condutividade elétrica

não definida

Condutividade térmica

0,02598 W/m*K

1ª Potencial de ionização

1402,3 kJ/mol

2ª Potencial de ionização

2856 kJ/mol

3ª Potencial de ionização

4578,1 kJ/mol

4ª Potencial de ionização

7475 kJ/mol

5ª Potencial de ionização

9444,9 kJ/mol

6ª Potencial de ionização

53266,6 kJ/mol

7ª Potencial de ionização

64360 kJ/mol

Isótopos mais estáveis

iso	AN	meia-vida	MD	ED (M eV)	PD
¹³N	sintético	9,965 minutos	ε	2 200	¹³C
¹⁴N	99,634%	estável
¹⁵N	0,366%	estável

Unidades SI e CNTP, exceto onde indicado o contrário

Características principais

Ocorre como um gás que é usada para fabricação de nitro de carros 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 ºC.
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. 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 isótopo 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 NO_x 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).

Isótopos

Há dois isótopos 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 isótopos artificiais do nitrogênio (sintetizados em laboratório), o ¹³N tem uma vida média de nove minutos enquanto que os demais isótopos, 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.

Referências Externas

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