Azoto

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Disambig grey.svg Nota: Este artigo é sobre o elemento químico Nitrogênio. Para outros significados, veja Azoto (desambiguação).
Pix.gif Azoto Stylised atom with three Bohr model orbits and stylised nucleus.svg
CarbonoAzotoOxigénio
  Hexagonal.png
 
7
N
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
N
P
Tabela completaTabela estendida
Aparência
gás, líquido ou sólido incolor



Linhas espectrais do azoto.
Informações gerais
Nome, símbolo, número Azoto, N, 7
Série química Não-metal
Grupo, período, bloco 15 (VA), 2, p
Densidade, dureza 1,2506 kg/m3,
Número CAS 7727-37-9
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] 2s2 2p3
Elétrons (por nível de energia) 2, 5 (ver imagem)
Estado(s) de oxidação ±3, 5, 4, 2 (ácido forte)
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 13,54×10-6 m3/mol
Pressão de vapor
Velocidade do som 334 m/s a 20 °C
Classe magnética diamagnético
Susceptibilidade magnética
Permeabilidade magnética
Temperatura de Curie  K
Diversos
Eletronegatividade (Pauling) 3,04
Calor específico 1040 J/(kg·K)
Condutividade elétrica S/m
Condutividade térmica 0,02598 W/(m·K)
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
Isótopos mais estáveis
iso AN Meia-vida MD Ed PD
MeV
13N sintético 9,965 min ε 2200 13C
14N 99,634% estável com 7 neutrões
15N 0,366% estável com 8 neutrões
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.

O azoto, nitrogénio (português europeu) ou nitrogênio (português brasileiro) é um elemento químico com símbolo N, número atómico 7 e de massa atómica 14,00674 u (7 protões e 7 neutrões), representado no grupo (ou família) 15 (antigo VA) da tabela periódica.[1] Em condições normais forma um gás diatómico, incolor, inodoro, insípido e principalmente inerte, que constitui 78,08% do volume do ar atmosférico.[2] Pertence à família dos pnicogénios. O nitrogénio foi descoberto pelo médico escocês Daniel Rutherford em 1772, como componente separável do ar.

O nitrogénio é um elemento comum no Universo. Estima-se que seja o sétimo elemento mais abundante na Via Láctea e no Sistema Solar. É sintetizado pela fusão de carbono e hidrogénio nas supernovas. Devido à volatilidade do nitrogénio elementar e dos seus compostos mais usuais, o nitrogénio é muito menos comum nos planetas rochosos do sistema solar interior, para além de ser, no geral, um elemento relativamente raro na Terra. Contudo, da mesma forma que na Terra, o nitrogénio e os compostos do nitrogénio possuem uma grande presença na atmosfera dos planetas e satélites que o têm.

Muitos compostos de importância industrial, como amoníaco, o ácido nítrico, os nitratos orgânicos (propelentes e explosivos), bem como cianetos, contêm nitrogénio. A ligação extremamente forte de nitrogénio elementar domina a química do nitrogénio, tornando difícil tanto para os organismos como para a indústria transformar o N2 em compostos úteis, libertando grandes quantidades de energia quando estes compostos são queimados ou se degradam em gás nitrogénio. O amoníaco e os nitratos produzidos sinteticamente são importantes fertilizantes industriais. Os nitratos fertilizantes são contaminantes que desempenham um papel fundamental na eutrofização dos sistemas aquáticos.

Além de seus principais usos como fertilizantes e stocks de energia, o nitrogénio forma compostos orgânicos versáteis. O nitrogénio constitui parte de materiais tão diversos quanto o kevlar e a supercola de cianoacrilato. O nitrogénio é parte integrante das moléculas de todas as grandes classes de medicamentos, incluindo os antibióticos. Muitos medicamentos imitam ou são pró-fármacos de moléculas de sinalização que contêm nitrogénio. Por exemplo, nitroglicerina e nitroprussiato, ambos nitratos orgânicos, controlam a pressão sanguínea ao metabolizar-se em óxido nítrico natural. Os alcalóides vegetais (que são amiúde substâncias de defesa) contêm nitrogénio por definição. Portanto, muitos farmacos importantes que contêm nitrogénio, como a cafeína e a morfina, são ou alcalóides ou imitadores sintéticos que actuam (da mesma forma que muitos alcalóides vegetais) sobre os receptores dos neurotransmissores dos animais (por exemplo, as anfetaminas sintéticas).

O nitrogénio está presente em todos os seres vivos. É um elemento constituinte do aminoácidos e, portanto, das proteínas, bem como dos ácidos nucleicos (o ADN e o ARN). O corpo humano possui cerca de 3% do seu peso em nitrogénio. Trata-se do quarto elemento mais abundante no corpo depois do oxigénio, carbono e hidrogénio. O ciclo de nitrogénio descreve o movimento deste elemento desde a atmosfera para a biosfera e os compostos orgânicos e o retorno à atmosfera novamente.

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.

História[editar | editar código-fonte]

O nitrogênio (do latim nitrogenium e este do grego νίτρον = nitro, e -genio, da raiz 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, que é uma palavra formada pelas raizes gregas a (negativo) e zote (vivo), ou seja, sem-vida, devido ao fato de que ele não é utilizado para a vida na Terra como o oxigênio. Em francês, o termo azote é utilizado no lugar de nitrogênio. Alguns anos depois, em 1790, foi chamado de nitrogénio, por Jean Antoine Chaptal, que significa “formador de salitre”.

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.

Características principais[editar | editar código-fonte]

Ver artigo principal: Dinitrogênio

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 electrões no nível mais externo (camada de valência), comportando-se como ião trivalente na maioria dos compostos que forma. Condensa a aproximadamente 77 K (-196 °C) e solidifica a aproximadamente 63 K (-210 °C).

O nitrogénio é o principal componente da atmosfera terrestre. Este elemento chega ao solo através de compostos orgânicos (restos vegetais e animais) e/ou inorgânicos. Sua fixação pode ser biológica (simbiótica ou não) ou por descargas elétricas. No solo o N se encontra na forma orgânica ou inorgânica, podendo se mudar de forma (ou vice-versa) pelo fenômeno da mineralização ou imobilização.[3]

Aplicações[editar | editar código-fonte]

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), radioativo com emissão de positrão, é usado no exame PET.

Na indústria automobilística é utilizado para inflar pneus de alto desempenho.

O nitrogênio como adubo[editar | editar código-fonte]

Ver artigo principal: Fertilizantes nitrogenados

O nitrogênio é o elemento que as plantas necessitam em maior quantidade. É um macronutriente primário ou nobre. No entanto, devido à multiplicidade de reações químicas e biológicas, à dependência das condições ambientais e ao seu efeito no rendimento das culturas, o nitrogênio é também o elemento que apresenta maiores dificuldades de manejo na produção agrícola mesmo em propriedades tecnicamente orientadas.

As formas preferenciais de absorção de Nitrogênio pelas plantas são a amônia (NH4+) e o nitrato (NO3-). Compostos nitrogenados simples, como ureia e alguns aminoácidos, também podem ser absorvidos, mas são poucos encontrados na forma livre no solo.[3]

Mas, apesar de ser o nutriente mais abundante da atmosfera terrestre, o N não figura como constituinte de qualquer rocha terrestre. Talvez, seja por este motivo ele é o elemento mais caro dos fertilizantes, pois, para sua formação são necessárias diversas reações químicas, as quais necessitam de muita energia. Tal afirmação e justificada pelo fato da difícil síntese e alto custo energético da formação do NH3.[3]

As formas em que o N se apresenta nos adubo nitrogenados são: Nítricas (Ex. Nitrato de Cálcio), amoniacal (Ou ambas como e o caso do Nitrato de Amônia), orgânica e amídica (Uréia). A concentração de N nos adubos podem variar desde 82% na amônia anidra até alguns décimo de 1% nos adubos orgânicos.[3]

Abundância e obtenção[editar | editar código-fonte]

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 ureia 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[editar | editar código-fonte]

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.

Papel biológico[editar | editar código-fonte]

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 diretamente 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). Em 2015, pesquisadores da Universidade Cornell desenvolveram um forma de vida livre de oxigênio com base em metano chamada "azotosoma" que, teoricamente, pode existir no ambiente frio e agreste da lua gigante do planeta Saturno, Titã, desafiando a ideia de que a água é necessária à vida.[5]

Isótopos[editar | editar código-fonte]

Espectro de descarga do tubo de nitrogênio.

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 reações 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[editar | editar código-fonte]

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

  1. Nitrogen, no site www.webelements.org
  2. «NASA Earth Fact Sheet» (em inglês). 17 de Novembro de 2010. Consultado em 24 de Dezembro do 2015  Verifique data em: |acessodata= (ajuda)
  3. a b c d Machado, Leonardo de Oliveira. Adubação Nitrogenada. <http://www.dpv24.iciag.ufu.br/new/dpv24/Apostilas/Monitor%20Leonardo%20-%20Apostila%20Adub.%20Nitrogenada%2002.pdf>. Acesso em 25 abr. 2010'
  4. Gama Gases, Propriedades dos Gases, Nitrogênio
  5. Membrane alternatives in worlds without oxygen: Creation of an azotosome] por James Stevenson, Jonathan Lunine e Paulette Clancy em "Science Advances" (27 Feb 2015) Vol. 1 no. 1 e1400067 DOI: 10.1126/sciadv.1400067

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  • Garrett, Reginald H.; Grisham, Charles M. (1999). Biochemistry 2ª ed. Fort Worth: Saunders College Publ. ISBN 0030223180 
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1984). Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press. ISBN 0080220576 

Ligações externas[editar | editar código-fonte]

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