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Nitrogênio − N

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Tópicos: História da Descoberta | Disponibilidade | Produção | Propriedades | Compostos e/ou Reações | Aplicações | Isótopos |

Número atômico 7 | Massa atômica 14,00674 | Elétrons [He]2s22p3 |


1) História

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Do grego nitron genes (formador de nitro, nome que era comum para o nitrato de potássio). Compostos de nitrogênio são usados desde a Idade Média. Os alquimistas já conheciam o ácido nítrico. Nitrato de sódio ou de potássio (salitre) é ingrediente de pólvora e um dos primeiros fertilizantes agrícolas.

Foi descoberto pelo químico e físico escocês Daniel Rutherford em 1772. Ele removeu o oxigênio e o dióxido de carbono do ar e verificou que, no gás residual, não havia combustão ou vida.


2) Disponibilidade

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A substância elementar comum (nitrogênio gasoso N2) representa 78,084% da atmosfera terrestre em volume e 75,5% em peso. É detectado em estrelas, em espaços interestelares, em atmosferas de planetas e outros astros (é principal componente da atmosfera de Titã, o maior satélite de Saturno). Nitrogênio é encontrado em todos os organismos vivos.


3) Produção

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A destilação fracionada do ar liquefeito é o processo básico. É normalmente subproduto da produção de oxigênio para fins industriais e medicinais.


4) Propriedades

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Lavoisier chamou o nitrogênio de azoto, que significa sem vida. Entretanto, compostos de nitrogênio são encontrados em alimentos, fertilizantes, venenos, explosivos. O gás é incolor, inodoro e geralmente considerado inerte. O líquido também é inodoro e incolor, parecido com a água. Em condições normais, é um gás de molécula diatômica (N2).

Grandeza Condição / Obs Valor Unidade
Calor de fusão 0,72 kJ/mol
Calor de vaporização 5,58 kJ/mol
Condutividade térmica 0°C e 1 atm 0,024 W/(m °C)
Cp 1 atm e 25°C 0,029 kJ/(mol °C)
Cv 1 atm e 25°C 0,02 kJ/(mol °C)
Eletronegatividade 3,04 Pauling
Estados de oxidação (principal) +5 +4 +3 +2 (−3)
Massa específica Gás (15°C e 1 atm) 1,185 kg/m3
Massa específica Gás (temp ebulição e 1 atm) 4,614 kg/m3
Massa específica Líq (temp ebulição e 1 atm) 808,607 kg/m3
Massa específica crítica 314,03 kg/m3
Massa molecular 28,0134 g/mol
Ponto de ebulição −195,8 °C
Ponto de fusão   −210 °C
Pressão crítica 3399,9 kPa
Pressão do ponto tríplice 12,53 kPa
Relação Cp / Cv 1 atm e 25°C 1,403846
Solubilidade em água 0°C e 1 atm 0,0234 vol/vol
Temperatura do ponto tríplice −210,1 °C
Temperatura crítica   −146,9 °C
Velocidade do som Gás a 27°C 353 m/s
Viscosidade 0°C e 1 atm 0,0001657 Poise

Por ser elemento natural da atmosfera, o nitrogênio gasoso não é, em princípio, nocivo. Mas a concentração acidental em ambientes reduz o teor de oxigênio, podendo provocar asfixia e morte. Se respirado em pressões acima de 3 bar (mergulho abaixo de 30 metros, por exemplo), tem efeito anestésico, podendo provocar a narcose de nitrogênio. Há também a dissolução no sangue e a descompressão rápida pode ser fatal devido à formação de bolhas. Nitrogênio líquido é substância criogênica e o contato com a pele pode causar graves queimaduras.


5) Compostos e/ou Reações - Alguns Exemplos

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O ciclo do nitrogênio é um dos processos mais importantes para os seres vivos. Embora o gás seja relativamente inerte, bactérias no solo são capazes de fixar o nitrogênio na forma de fertilizantes para plantas. Animais que as ingerem incorporam o nitrogênio como componente de proteínas. O ciclo se completa quando outras bactérias convertem os compostos de nitrogênio em gás.

Nitrato de sódio (NaNO3) e nitrato de potássio (KNO3) são formados pela decomposição de matéria orgânica com sais desses metais. Outros compostos inorgânicos comuns são, por exemplo, ácido nítrico (HNO3), amônia (NH3), óxidos (NO, NO2, etc), cianetos (CN), etc.

• Reação com ácidos: Não ocorre em condições normais.

• Reação com água: não ocorre.

• Reação com bases: Não ocorre em condições normais.

• Reação com halogênios: Não ocorre em condições normais.

• Reação com oxigênio: Não ocorre em condições normais.


6) Aplicações - Alguns Exemplos

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• Ácido nítrico (HNO3) é um ácido forte e é usado como agente oxidante.

• Amônia é o composto comercial mais importante. É produzida pelo processo Haber: metano (CH4) reage com vapor para produzir dióxido de carbono (CO2) e hidrogênio (H2). Nitrogênio e hidrogênio, ambos gasosos, reagem para produzir amônia. É um gás incolor e de forte odor e pode ser facilmente liquefeito. É empregada para produzir uréia (NH2CONH2), que é usada como fertilizante, na indústria de plásticos e outras. Amônia é composto básico para a produção de vários outros compostos de nitrogênio. É um eficiente gás refrigerante, usado em equipamentos de refrigeração de grande porte (não adequado para refrigeradores domésticos por ser tóxico, corrosivo e explosivo em certas condições).

• Atmosfera inerte para tanques de armazenagem de líquidos explosivos.

• Com hidrogênio, usado para proporcionar atmosfera redutora em processos de produção de vidros.

• Conservação de alimentos embalados para evitar oxidação.

• Fabricação de semicondutores (proteção contra oxidação).

• Gás de diluição para alguns reagentes gasosos, para reduzir perigo de fogo ou explosão ou algumas outras reações.

• Gás de enchimento para pneus de aviões. Melhor que o ar (que contém oxigênio) por ser quimicamente inerte.

• Gás dielétrico para dispositivos de alta tensão.

• Gás não reagente para produção de borrachas e plásticos expandidos.

• Hidrazina (N2H4) é usada como combustível de naves espaciais, como catalisador na produção de algumas fibras, em células de combustível e em várias outras aplicações.

• Nitroglicerina e outros compostos orgânicos nitrogenados são usados em explosivos e munições.

• No estado líquido, é uma das mais úteis substâncias criogênicas, com ponto de ebulição da ordem de −196ºC. Usado para conservação de alimentos, de sangue e de células reprodutivas. Também como meio de resfriamento de amplificadores eletrônicos de elevada sensibilidade e baixo ruído, de processadores e outros componentes. E várias outras aplicações.

• Óxido nitroso (N2O) é, em razão dos seus efeitos, chamado de gás hilariante e usado como anestésico.

• Óxidos como o trióxido (N2O3) e o pentóxido (N2O5) são instáveis e explosivos.

• Produção de aços inoxidáveis, tratamento térmico de aços.

• Sais como nitrato de potássio (salitre) e nitrato de amônia são usados como fertilizantes e em explosivos (pólvora).


7) Isótopos

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Símbolo % natural Massa Meia-vida Decaimento
12N 0 12,0186 0,011 s CE + 12C
CE + 3α + n
13N 0 13,0057 9,97 m CE + 13C
14N 99,632 14,0031 Estável
15N 0,368 15,0001 Estável
16N 0 16,0061 7,13 s β + 16O
17N 0 17,0085 4,17 s β + 17O
β + n + 16O
18N 0 18,0141 0,62 s β + 18O
β + α + 14C
19N 0 19,0170 0,3 s β + 19O
20N 0 20,0237 0,1 s β + 20O

Nota: A coluna % natural indica o teor encontrado no elemento natural. Valor nulo indica produção artificial. Símbolos para tempos de meia-vida: s (segundo), m (minuto), h (hora), d (dia), a (ano). A tabela contém os principais isótopos do elemento. Não são necessariamente todos.
Referências
WebElements Periodic Table.
Los Alamos National Laboratory. Periodic Table of the Elements.

Topo | Rev: Mai/2018