Azoto
![]() Nitrogênio líquido (N 2 abaixo de -196 °C ) | |||||||||||||||||||||||||||||||||
Azoto | |||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Alótropos | ver § Alótropos | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Aparência | gás incolor, líquido ou sólido | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Peso atômico padrão A r °(N) | |||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||
Nitrogênio na tabela periódica | |||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||
Número atômico ( Z ) | 7 | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Grupo | grupo 15 (pnictogênios) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Período | período 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Bloquear | bloco p | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Configuração eletrônica | [ Ele ] 2s 2 2p 3 | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Elétrons por camada | 2, 5 | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Propriedades físicas | |||||||||||||||||||||||||||||||||
Fase em STP | gás | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Ponto de fusão | (N 2 ) 63,23 [3] K (−209,86 [3] °C, −345,75 [3] °F) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Ponto de ebulição | (N 2 ) 77,355 K (−195,795 °C, −320,431 °F) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Densidade (em STP) | 1,2506 g/L [4] a 0 °C, 1013 mbar | ||||||||||||||||||||||||||||||||
quando líquido (em bp ) | 0,808 g/ cm3 | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Ponto triplo | 63,151 K, 12,52 kPa | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Ponto crítico | 126,21 K, 3,39 MPa | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Calor de fusão | (N 2 ) 0,72 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Calor de vaporização | (N 2 ) 5,57 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Capacidade de calor molar | (N 2 ) 29,124 J/(mol·K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Pressão de vapor
| |||||||||||||||||||||||||||||||||
Propriedades atômicas | |||||||||||||||||||||||||||||||||
Estados de oxidação | comum: −3, +3, +5 −2, [5] −1, [5] 0, [6] +1, [5] +2, [5] +4 [5] | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Eletronegatividade | Escala de Pauling: 3,04 | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Energias de ionização |
| ||||||||||||||||||||||||||||||||
Raio covalente | 71±1 da tarde | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Raio de Van der Waals | 155 da tarde | ||||||||||||||||||||||||||||||||
![]() | |||||||||||||||||||||||||||||||||
Outras propriedades | |||||||||||||||||||||||||||||||||
Ocorrência natural | primordial | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Estrutura cristalina | hexagonal ( hP4 ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Constantes de rede | a = 411,6 pm c = 673,4 pm (em tp ) [7] | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Condutividade térmica | 25,83×10 −3 W/(m⋅K) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Ordenação magnética | diamagnético | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Velocidade do som | 353 m/s (gás, a 27 °C) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Número CAS | 17778-88-0 7727-37-9 (N 2 ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
História | |||||||||||||||||||||||||||||||||
Descoberta | Daniel Rutherford (1772) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Nomeado por | Jean-Antoine Chaptal (1790) | ||||||||||||||||||||||||||||||||
Isótopos de nitrogênio | |||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||
Nitrogênio é um elemento químico ; tem símbolo N e número atômico 7. Nitrogênio é um não metal e o membro mais leve do grupo 15 da tabela periódica , frequentemente chamado de pnictogênios . É um elemento comum no universo , estimado em sétimo em abundância total na Via Láctea e no Sistema Solar . Em temperatura e pressão padrão , dois átomos do elemento se ligam para formar N 2 , um gás diatômico incolor e inodoro . N 2 forma cerca de 78% da atmosfera da Terra , tornando-se a espécie química mais abundante no ar. Devido à volatilidade dos compostos de nitrogênio, o nitrogênio é relativamente raro nas partes sólidas da Terra.
Foi descoberto e isolado pela primeira vez pelo médico escocês Daniel Rutherford em 1772 e independentemente por Carl Wilhelm Scheele e Henry Cavendish quase na mesma época. O nome nitrogène foi sugerido pelo químico francês Jean-Antoine-Claude Chaptal em 1790 quando foi descoberto que o nitrogênio estava presente no ácido nítrico e nitratos . Antoine Lavoisier sugeriu em vez disso o nome azote , do grego antigo : ἀζωτικός "sem vida", pois é um gás asfixiante ; este nome é usado em várias línguas e aparece nos nomes em inglês de alguns compostos de nitrogênio, como hidrazina , azidas e compostos azo .
O nitrogênio elementar é geralmente produzido a partir do ar pela tecnologia de adsorção por oscilação de pressão . Cerca de 2/3 do nitrogênio elementar produzido comercialmente é usado como um gás inerte (sem oxigênio) para usos comerciais, como embalagens de alimentos, e muito do restante é usado como nitrogênio líquido em aplicações criogênicas . Muitos compostos industrialmente importantes, como amônia , ácido nítrico, nitratos orgânicos ( propulsores e explosivos ) e cianetos , contêm nitrogênio. A ligação tripla extremamente forte no nitrogênio elementar (N≡N), a segunda ligação mais forte em qualquer molécula diatômica depois do monóxido de carbono (CO), [8] domina a química do nitrogênio. Isso causa dificuldade para organismos e indústria na conversão de N2 em compostos úteis , mas ao mesmo tempo significa que queimar, explodir ou decompor compostos de nitrogênio para formar gás nitrogênio libera grandes quantidades de energia frequentemente útil. A amônia e os nitratos produzidos sinteticamente são fertilizantes industriais essenciais, e os nitratos fertilizantes são poluentes essenciais na eutrofização de sistemas de água. Além de seu uso em fertilizantes e reservas de energia, o nitrogênio é um constituinte de compostos orgânicos tão diversos quanto as aramidas usadas em tecidos de alta resistência e o cianoacrilato usado em supercola .
O nitrogênio ocorre em todos os organismos, principalmente em aminoácidos (e, portanto, proteínas ), nos ácidos nucleicos ( DNA e RNA ) e na molécula de transferência de energia adenosina trifosfato . O corpo humano contém cerca de 3% de nitrogênio em massa, o quarto elemento mais abundante no corpo depois de oxigênio, carbono e hidrogênio. O ciclo do nitrogênio descreve o movimento do elemento do ar para a biosfera e compostos orgânicos, e então de volta para a atmosfera. O nitrogênio é um constituinte de todas as principais classes de medicamentos farmacológicos, incluindo antibióticos . Muitos medicamentos são imitadores ou pró-fármacos de moléculas sinalizadoras naturais contendo nitrogênio : por exemplo, os nitratos orgânicos nitroglicerina e nitroprussiato controlam a pressão arterial metabolizando em óxido nítrico . Muitos medicamentos notáveis contendo nitrogênio, como a cafeína e a morfina naturais ou as anfetaminas sintéticas , agem em receptores de neurotransmissores animais .
História

Os compostos de nitrogênio têm uma história muito longa, sendo o cloreto de amônio conhecido por Heródoto . Eles eram bem conhecidos na Idade Média. Os alquimistas conheciam o ácido nítrico como aqua fortis (água forte), bem como outros compostos de nitrogênio, como sais de amônio e sais de nitrato . A mistura de ácidos nítrico e clorídrico era conhecida como aqua regia (água real), celebrada por sua capacidade de dissolver ouro , o rei dos metais. [9]
A descoberta do nitrogênio é atribuída ao médico escocês Daniel Rutherford em 1772, que o chamou de ar nocivo . [10] [11] Embora ele não o reconhecesse como uma substância química totalmente diferente, ele o distinguiu claramente do "ar fixo" de Joseph Black , ou dióxido de carbono. [12] O fato de haver um componente do ar que não suporta combustão era claro para Rutherford, embora ele não soubesse que era um elemento. O nitrogênio também foi estudado quase na mesma época por Carl Wilhelm Scheele , [13] Henry Cavendish , [14] e Joseph Priestley , [15] que se referiram a ele como ar queimado ou ar flogisticado . O químico francês Antoine Lavoisier se referiu ao gás nitrogênio como "ar mefítico" ou azoto , da palavra grega άζωτικός (azotikos), "sem vida", devido a ser asfixiante . [16] [17] Em uma atmosfera de nitrogênio puro, animais morriam e chamas eram extintas. Embora o nome de Lavoisier não tenha sido aceito em inglês, pois foi apontado que todos os gases, exceto o oxigênio, são asfixiantes ou totalmente tóxicos, ele é usado em muitas línguas (francês, italiano, português, polonês, russo, albanês, turco, etc.; o alemão Stickstoff se refere de forma semelhante à mesma característica, a saber, ersticken "sufocar ou sufocar") e ainda permanece em inglês nos nomes comuns de muitos compostos de nitrogênio, como hidrazina e compostos do íon azida . Finalmente, levou ao nome " pnictogens " para o grupo liderado pelo nitrogênio, do grego πνίγειν "sufocar". [9]
A palavra inglesa nitrogen (1794) entrou na língua a partir do francês nitrogène , cunhado em 1790 pelo químico francês Jean-Antoine Chaptal (1756–1832), [18] do francês nitre ( nitrato de potássio , também chamado de salitre ) e do sufixo francês -gène , "produzindo", do grego -γενής (-genes, "gerado"). O significado de Chaptal era que o nitrogênio é a parte essencial do ácido nítrico , que por sua vez era produzido a partir do nitro . Em tempos anteriores, o nitro havia sido confundido com o egípcio "natron" ( carbonato de sódio ) - chamado νίτρον (nitron) em grego - que, apesar do nome, não continha nitrato. [19]
As primeiras aplicações militares, industriais e agrícolas de compostos de nitrogênio usaram salitre ( nitrato de sódio ou nitrato de potássio), mais notavelmente na pólvora e, mais tarde, como fertilizante . Em 1910, Lord Rayleigh descobriu que uma descarga elétrica em gás nitrogênio produzia "nitrogênio ativo", um alótropo monoatômico do nitrogênio. [20] A "nuvem giratória de luz amarela brilhante" produzida por seu aparelho reagiu com o mercúrio para produzir nitreto de mercúrio explosivo . [21]
Por muito tempo, as fontes de compostos de nitrogênio foram limitadas. As fontes naturais originaram-se da biologia ou de depósitos de nitratos produzidos por reações atmosféricas. A fixação de nitrogênio por processos industriais como o processo Frank-Caro (1895-1899) e o processo Haber-Bosch (1908-1913) aliviou essa escassez de compostos de nitrogênio, a ponto de metade da produção global de alimentos agora depender de fertilizantes sintéticos de nitrogênio. [22] Ao mesmo tempo, o uso do processo Ostwald (1902) para produzir nitratos a partir da fixação industrial de nitrogênio permitiu a produção industrial em larga escala de nitratos como matéria-prima na fabricação de explosivos nas Guerras Mundiais do século XX. [23] [24]
Propriedades
Atômico

Um átomo de nitrogênio tem sete elétrons. No estado fundamental, eles são organizados na configuração eletrônica 1s2
2s2
2p1
x2p1
ano2p1
por. Portanto, tem cinco elétrons de valência nos orbitais 2s e 2p, três dos quais (os elétrons p) são desemparelhados. Tem uma das maiores eletronegatividades entre os elementos (3,04 na escala de Pauling), superada apenas pelo cloro (3,16), oxigênio (3,44) e flúor (3,98). (Os gases nobres leves , hélio , néon e argônio , provavelmente também seriam mais eletronegativos e, de fato, estão na escala de Allen.) [25] Seguindo tendências periódicas, seu raio covalente de ligação simples de 71 pm é menor do que os do boro (84 pm) e do carbono (76 pm), enquanto é maior do que os do oxigênio (66 pm) e do flúor (57 pm). O ânion nitreto , N 3− , é muito maior a 146 pm, semelhante ao dos ânions óxido (O 2− : 140 pm) e fluoreto (F − : 133 pm). [25] As três primeiras energias de ionização do nitrogênio são 1,402, 2,856 e 4,577 MJ·mol −1 , e a soma da quarta e quinta é16,920 MJ·mol −1 . Devido a esses números muito altos, o nitrogênio não tem química catiônica simples. [26]
A falta de nós radiais na subcamada 2p é diretamente responsável por muitas das propriedades anômalas da primeira linha do bloco p , especialmente em nitrogênio, oxigênio e flúor. A subcamada 2p é muito pequena e tem um raio muito semelhante à camada 2s, facilitando a hibridização orbital . Também resulta em forças eletrostáticas de atração muito grandes entre o núcleo e os elétrons de valência nas camadas 2s e 2p, resultando em eletronegatividades muito altas. A hipervalência é quase desconhecida nos elementos 2p pelo mesmo motivo, porque a alta eletronegatividade torna difícil para um pequeno átomo de nitrogênio ser um átomo central em uma ligação de três centros e quatro elétrons rica em elétrons , uma vez que tenderia a atrair os elétrons fortemente para si. Assim, apesar da posição do nitrogênio no topo do grupo 15 na tabela periódica, sua química mostra enormes diferenças daquela de seus congêneres mais pesados, fósforo , arsênio , antimônio e bismuto . [27]
O nitrogênio pode ser utilmente comparado ao carbono e oxigênio de seus vizinhos horizontais, bem como seus vizinhos verticais na coluna pnictogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto. Embora cada elemento do período 2, do lítio ao oxigênio, mostre algumas semelhanças com o elemento do período 3 no próximo grupo (do magnésio ao cloro; essas são conhecidas como relações diagonais ), seu grau cai abruptamente após o par boro-silício. As semelhanças do nitrogênio com o enxofre são principalmente limitadas aos compostos do anel de nitreto de enxofre quando ambos os elementos são os únicos presentes. [28]
O nitrogênio não compartilha a propensão do carbono para a catenação . Assim como o carbono, o nitrogênio tende a formar compostos iônicos ou metálicos com metais. O nitrogênio forma uma extensa série de nitretos com o carbono, incluindo aqueles com estruturas semelhantes a cadeias, grafite e fulerênicas . [29]
Ele se assemelha ao oxigênio com sua alta eletronegatividade e capacidade concomitante para ligação de hidrogênio e a habilidade de formar complexos de coordenação doando seus pares solitários de elétrons. Existem alguns paralelos entre a química da amônia NH 3 e da água H 2 O. Por exemplo, a capacidade de ambos os compostos de serem protonados para dar NH 4 + e H 3 O + ou desprotonados para dar NH 2 − e OH − , com todos estes capazes de serem isolados em compostos sólidos. [30]
O nitrogênio compartilha com seus vizinhos horizontais uma preferência por formar ligações múltiplas, tipicamente com carbono, oxigênio ou outros átomos de nitrogênio, por meio de interações p π –p π . [28] Assim, por exemplo, o nitrogênio ocorre como moléculas diatômicas e, portanto, tem pontos de fusão (−210 °C) e de ebulição (−196 °C) muito mais baixos do que o resto do seu grupo, pois as moléculas de N 2 são mantidas unidas apenas por interações fracas de van der Waals e há muito poucos elétrons disponíveis para criar dipolos instantâneos significativos. Isso não é possível para seus vizinhos verticais; assim, os óxidos de nitrogênio , nitritos , nitratos , compostos nitro- , nitroso- , azo- e diazo- , azidas , cianatos , tiocianatos e derivados imino não encontram eco com fósforo, arsênio, antimônio ou bismuto. Da mesma forma, porém, a complexidade dos oxoácidos de fósforo não encontra eco no nitrogênio. [28] Deixando de lado suas diferenças, o nitrogênio e o fósforo formam uma extensa série de compostos entre si; estes têm estruturas de cadeia, anel e gaiola. [31]
Tabela de propriedades térmicas e físicas do nitrogênio (N 2 ) à pressão atmosférica: [32] [33]
Temperatura (K) | Densidade (kg m −3 ) | Calor específico (kJ kg −1 °C −1 ) | Viscosidade dinâmica (kg m −1 s −1 ) | Viscosidade cinemática (m 2 s −1 ) | Condutividade térmica (W m −1 °C −1 ) | Difusividade térmica (m 2 s −1 ) | Número de Prandtl |
100 | 3.4388 | 1.07 | 6,88 × 10 −6 | 2,00 × 10 −6 | 0,009 58 | 2,60 × 10 −6 | 0,768 |
150 | 2.2594 | 1.05 | 1,01 × 10 −5 | 4,45 × 10 −6 | 0,013 9 | 5,86 × 10 −6 | 0,759 |
200 | 1.7108 | 1.0429 | 1,29 × 10 −5 | 7,57 × 10 −6 | 0,018 24 | 1,02 × 10 −5 | 0,747 |
300 | 1.1421 | 1.0408 | 1,78 × 10 −5 | 1,56 × 10 −5 | 0,026 2 | 2,20 × 10 −5 | 0,713 |
400 | 0,8538 | 1.0459 | 2,20 × 10 −5 | 2,57 × 10 −5 | 0,033 35 | 3,73 × 10 −5 | 0,691 |
500 | 0,6824 | 1.0555 | 2,57 × 10 −5 | 3,77 × 10 −5 | 0,039 84 | 5,53 × 10 −5 | 0,684 |
600 | 0,5687 | 1.0756 | 2,91 × 10 −5 | 5,12 × 10 −5 | 0,045 8 | 7,49 × 10 −5 | 0,686 |
700 | 0,4934 | 1.0969 | 3,21 × 10 −5 | 6,67 × 10 −5 | 0,051 23 | 9,47 × 10 −5 | 0,691 |
800 | 0,4277 | 1.1225 | 3,48 × 10 −5 | 8,15 × 10 −5 | 0,056 09 | 1,17 × 10 −4 | 0,7 |
900 | 0,3796 | 1.1464 | 3,75 × 10 −5 | 9,11 × 10 −5 | 0,060 7 | 1,39 × 10 −4 | 0,711 |
1000 | 0,3412 | 1.1677 | 4,00 × 10 −5 | 1,19 × 10 −4 | 0,064 75 | 1,63 × 10 −4 | 0,724 |
1100 | 0,3108 | 1.1857 | 4,23 × 10 −5 | 1,36 × 10 −4 | 0,068 5 | 1,86 × 10 −4 | 0,736 |
1200 | 0,2851 | 1.2037 | 4,45 × 10 −5 | 1,56 × 10 −4 | 0,071 84 | 2,09 × 10 −4 | 0,748 |
1300 | 0,2591 | 1.219 | 4,66 × 10 −5 | 1,80 × 10 −4 | 0,081 | 2,56 × 10 −4 | 0,701 |
Isótopos

O nitrogênio tem dois isótopos estáveis : 14 N e 15 N. O primeiro é muito mais comum, constituindo 99,634% do nitrogênio natural, e o segundo (que é um pouco mais pesado) constitui os 0,366% restantes. Isso leva a um peso atômico de cerca de 14,007 u. [25] Ambos os isótopos estáveis são produzidos no ciclo CNO em estrelas , mas 14 N é mais comum, pois sua captura de prótons é a etapa limitante da taxa. 14 N é um dos cinco nuclídeos ímpares-ímpares estáveis (um nuclídeo com um número ímpar de prótons e nêutrons); os outros quatro são 2 H , 6 Li, 10 B e 180m Ta. [34]
A abundância relativa de 14 N e 15 N é praticamente constante na atmosfera, mas pode variar em outros lugares, devido ao fracionamento isotópico natural de reações redox biológicas e à evaporação de amônia natural ou ácido nítrico . [35] Reações mediadas biologicamente (por exemplo, assimilação , nitrificação e desnitrificação ) controlam fortemente a dinâmica do nitrogênio no solo. Essas reações normalmente resultam em enriquecimento de 15 N do substrato e esgotamento do produto . [36]
O isótopo pesado 15 N foi descoberto pela primeira vez por SM Naudé em 1929, e logo depois os isótopos pesados dos elementos vizinhos oxigênio e carbono foram descobertos. [37] Ele apresenta uma das menores seções transversais de captura de nêutrons térmicos de todos os isótopos. [38] É frequentemente usado em espectroscopia de ressonância magnética nuclear (RMN) para determinar as estruturas de moléculas contendo nitrogênio, devido ao seu spin nuclear fracionário de metade, o que oferece vantagens para a RMN, como largura de linha mais estreita. 14 N, embora também teoricamente utilizável, tem um spin nuclear inteiro de um e, portanto, tem um momento quadrupolo que leva a espectros mais amplos e menos úteis. [25] A RMN de 15 N, no entanto, tem complicações não encontradas na espectroscopia de RMN de 1 H e 13 C mais comum. A baixa abundância natural de 15 N (0,36%) reduz significativamente a sensibilidade, um problema que só é exacerbado pela sua baixa relação giromagnética (apenas 10,14% da de 1 H). Como resultado, a relação sinal-ruído para 1 H é cerca de 300 vezes maior que a de 15 N na mesma intensidade de campo magnético. [39] Isso pode ser aliviado pelo enriquecimento isotópico de 15 N por troca química ou destilação fracionada. Os compostos enriquecidos com 15 N têm a vantagem de que, em condições padrão, não sofrem troca química de seus átomos de nitrogênio com o nitrogênio atmosférico, ao contrário dos compostos com isótopos marcados de hidrogênio , carbono e oxigênio que devem ser mantidos longe da atmosfera. [25] A relação 15 N: 14 N é comumente usada na análise de isótopos estáveis nos campos da geoquímica , hidrologia , paleoclimatologia e paleoceanografia , onde é chamada de δ 15 N . [40]
Dos outros treze isótopos produzidos sinteticamente, variando de 9 N a 23 N, o 13 N tem uma meia-vida de dez minutos e os isótopos restantes têm meias-vidas inferiores a oito segundos. [41] [42] Dada a diferença de meia-vida, o 13 N é o radioisótopo de nitrogênio mais importante, sendo relativamente longo o suficiente para ser usado em tomografia por emissão de pósitrons (PET), embora sua meia-vida ainda seja curta e, portanto, deva ser produzido no local do PET, por exemplo, em um ciclotron via bombardeio de prótons de 16 O produzindo 13 N e uma partícula alfa . [43]
O radioisótopo 16 N é o radionuclídeo dominante no refrigerante de reatores de água pressurizada ou reatores de água fervente durante a operação normal. Ele é produzido a partir de 16 O (em água) por meio de uma reação (n,p) , na qual o átomo de 16 O captura um nêutron e expele um próton. Ele tem uma meia-vida curta de cerca de 7,1 s, [42] mas sua decadência de volta para 16 O produz radiação gama de alta energia (5 a 7 MeV). [42] [44] Por causa disso, o acesso à tubulação de refrigerante primário em um reator de água pressurizada deve ser restrito durante a operação de energia do reator . [44] É um indicador sensível e imediato de vazamentos do sistema de refrigerante primário para o ciclo de vapor secundário e é o principal meio de detecção de tais vazamentos. [44]
Alótropos

O nitrogênio atômico, também conhecido como nitrogênio ativo, é altamente reativo, sendo um trirradical com três elétrons desemparelhados. Átomos de nitrogênio livres reagem facilmente com a maioria dos elementos para formar nitretos, e mesmo quando dois átomos de nitrogênio livres colidem para produzir uma molécula de N 2 excitada , eles podem liberar tanta energia na colisão com moléculas estáveis como dióxido de carbono e água para causar fissão homolítica em radicais como CO e O ou OH e H. O nitrogênio atômico é preparado passando uma descarga elétrica através do gás nitrogênio a 0,1–2 mmHg, que produz nitrogênio atômico junto com uma emissão amarelo-pêssego que desaparece lentamente como um brilho residual por vários minutos, mesmo após o término da descarga. [28]
Dada a grande reatividade do nitrogênio atômico, o nitrogênio elementar geralmente ocorre como N 2 molecular , dinitrogênio. Esta molécula é um gás diamagnético incolor, inodoro e insípido em condições padrão: ele funde a -210 °C e ferve a -196 °C. [28] O dinitrogênio é principalmente não reativo à temperatura ambiente, mas, no entanto, reagirá com o metal lítio e alguns complexos de metais de transição . Isso se deve à sua ligação, que é única entre os elementos diatômicos em condições padrão, pois possui uma ligação tripla N≡N . As ligações triplas têm comprimentos de ligação curtos (neste caso, 109,76 pm) e altas energias de dissociação (neste caso, 945,41 kJ/mol) e, portanto, são muito fortes, explicando o baixo nível de reatividade química do dinitrogênio. [28] [45]
Outros oligômeros e polímeros de nitrogênio podem ser possíveis. Se pudessem ser sintetizados, eles poderiam ter aplicações potenciais como materiais com uma densidade de energia muito alta, que poderiam ser usados como propulsores ou explosivos poderosos. [46] Sob pressões extremamente altas (1,1 milhões de atm ) e altas temperaturas (2000 K), como produzido em uma célula de bigorna de diamante , o nitrogênio polimeriza na estrutura cristalina cúbica de ligação simples. Esta estrutura é semelhante à do diamante , e ambos têm ligações covalentes extremamente fortes , resultando em seu apelido de "diamante de nitrogênio". [47]
.png/440px-Mountainous_Shoreline_of_Sputnik_Planum_(PIA20198).png)
À pressão atmosférica , o nitrogênio molecular condensa ( liquefaz-se ) a 77 K (−195,79 ° C ) e congela a 63 K (−210,01 °C) [48] na forma alotrópica cristalina compacta beta hexagonal . Abaixo de 35,4 K (−237,6 °C), o nitrogênio assume a forma alotrópica cristalina cúbica (chamada de fase alfa). [49] O nitrogênio líquido , um fluido incolor que lembra água na aparência, mas com 80,8% da densidade (a densidade do nitrogênio líquido em seu ponto de ebulição é de 0,808 g/mL), é um criogênio comum . [50] O nitrogênio sólido tem muitas modificações cristalinas. Ele forma uma cobertura de superfície dinâmica significativa em Plutão [51] e luas externas do Sistema Solar, como Tritão . [52] Mesmo nas baixas temperaturas do nitrogênio sólido, ele é bastante volátil e pode sublimar para formar uma atmosfera, ou condensar novamente em geada de nitrogênio. Ele é muito fraco e flui na forma de geleiras, e em Tritão gêiseres de gás nitrogênio vêm da região da calota polar. [53]
Química e compostos
Complexos de dinitrogênio

O primeiro exemplo de um complexo de dinitrogênio a ser descoberto foi [Ru(NH 3 ) 5 (N 2 )] 2+ (veja a figura à direita), e logo muitos outros complexos semelhantes foram descobertos. Esses complexos , nos quais uma molécula de nitrogênio doa pelo menos um par solitário de elétrons para um cátion metálico central, ilustram como o N 2 pode se ligar ao(s) metal(ais) na nitrogenase e o catalisador para o processo de Haber : esses processos que envolvem a ativação do dinitrogênio são de vital importância na biologia e na produção de fertilizantes. [54] [55]
O dinitrogênio é capaz de coordenar metais de cinco maneiras diferentes. As maneiras mais bem caracterizadas são a extremidade M←N≡N ( η 1 ) e M←N≡N→M ( μ , bis- η 1 ), nas quais os pares solitários nos átomos de nitrogênio são doados ao cátion metálico. As maneiras menos bem caracterizadas envolvem o dinitrogênio doando pares de elétrons da ligação tripla, seja como um ligante de ponte para dois cátions metálicos ( μ , bis- η 2 ) ou para apenas um ( η 2 ). O quinto e único método envolve a coordenação tripla como um ligante de ponte, doando todos os três pares de elétrons da ligação tripla ( μ 3 -N 2 ). Alguns complexos apresentam vários ligantes N 2 e alguns apresentam N 2 ligados de várias maneiras. Como N 2 é isoeletrônico com monóxido de carbono (CO) e acetileno (C 2 H 2 ), a ligação em complexos de dinitrogênio está intimamente ligada à dos compostos carbonílicos , embora N 2 seja um doador σ e um aceitador π mais fracos do que CO. Estudos teóricos mostram que a doação σ é um fator mais importante que permite a formação da ligação M–N do que a doação reversa π , que enfraquece principalmente a ligação N–N, e a doação final ( η 1 ) é mais facilmente realizada do que a doação lateral ( η 2 ). [28]
Hoje, os complexos de dinitrogênio são conhecidos para quase todos os metais de transição , representando várias centenas de compostos. Eles são normalmente preparados por três métodos: [28]
- Substituição de ligantes lábeis como H 2 O , H − ou CO diretamente por nitrogênio: essas são reações frequentemente reversíveis que ocorrem em condições amenas.
- Redução de complexos metálicos na presença de um co-ligante adequado em excesso sob gás nitrogênio. Uma escolha comum inclui substituir ligantes de cloreto por dimetilfenilfosfina (PMe 2 Ph) para compensar o menor número de ligantes de nitrogênio ligados aos ligantes de cloro originais.
- Converter um ligante com ligações N–N, como hidrazina ou azida, diretamente em um ligante dinitrogênio.
Ocasionalmente, a ligação N≡N pode ser formada diretamente dentro de um complexo metálico, por exemplo, reagindo diretamente amônia coordenada (NH 3 ) com ácido nitroso (HNO 2 ), mas isso não é geralmente aplicável. A maioria dos complexos de dinitrogênio tem cores dentro da faixa branco-amarelo-laranja-vermelho-marrom; algumas exceções são conhecidas, como o azul [{Ti( η 5 -C 5 H 5 ) 2 } 2 -(N 2 )]. [28]
Nitretos, azidas e complexos de nitrido
O nitrogênio se liga a quase todos os elementos da tabela periódica, exceto os dois primeiros gases nobres , hélio e neônio , e alguns dos elementos de vida muito curta após o bismuto , criando uma imensa variedade de compostos binários com propriedades e aplicações variadas. [28] Muitos compostos binários são conhecidos: com exceção dos hidretos, óxidos e fluoretos de nitrogênio, estes são normalmente chamados de nitretos . Muitas fases estequiométricas estão geralmente presentes para a maioria dos elementos (por exemplo, MnN, Mn 6 N 5 , Mn 3 N 2 , Mn 2 N, Mn 4 N e Mn x N para 9,2 < x < 25,3). Eles podem ser classificados como "semelhantes a sal" (principalmente iônicos), covalentes, "semelhantes a diamante" e metálicos (ou intersticiais ), embora esta classificação tenha limitações geralmente decorrentes da continuidade dos tipos de ligação em vez dos tipos discretos e separados que ela implica. Eles são normalmente preparados pela reação direta de um metal com nitrogênio ou amônia (às vezes após aquecimento), ou pela decomposição térmica de amidas metálicas: [56]
- 3 Cálcio + N2 → Cálcio 3 N2
- 3 Mg + 2 NH 3 → Mg 3 N 2 + 3 H 2 (a 900 °C)
- 3Zn(NH 2 ) 2 → Zn 3 N 2 + 4 NH 3
Muitas variantes desses processos são possíveis. Os mais iônicos desses nitretos são os dos metais alcalinos e metais alcalino-terrosos , Li 3 N (Na, K, Rb e Cs não formam nitretos estáveis por razões estéricas) e M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). Eles podem ser formalmente considerados sais do ânion N 3− , embora a separação de carga não seja realmente completa, mesmo para esses elementos altamente eletropositivos. No entanto, as azidas de metais alcalinos NaN 3 e KN 3 , apresentando o N linear-
3ânion, são bem conhecidos, assim como Sr(N 3 ) 2 e Ba(N 3 ) 2 . As azidas dos metais do subgrupo B (aqueles nos grupos 11 a 16 ) são muito menos iônicas, têm estruturas mais complicadas e detonam facilmente quando chocadas. [56]

Muitos nitretos binários covalentes são conhecidos. Exemplos incluem cianogênio ((CN) 2 ), pentanitreto de trifósforo (P 3 N 5 ), dinitreto de dissulfur (S 2 N 2 ) e tetranitreto de tetrasulfur (S 4 N 4 ). O nitreto de silício essencialmente covalente (Si 3 N 4 ) e o nitreto de germânio (Ge 3 N 4 ) também são conhecidos: o nitreto de silício, em particular, seria uma cerâmica promissora se não fosse pela dificuldade de trabalhar com ele e sinterizá-lo. Em particular, os nitretos do grupo 13 , a maioria dos quais são semicondutores promissores , são isoeletrônicos com grafite, diamante e carboneto de silício e têm estruturas semelhantes: sua ligação muda de covalente para parcialmente iônica para metálica à medida que o grupo é descendente. Em particular, uma vez que a unidade B–N é isoeletrônica para C–C, e o carbono é essencialmente intermediário em tamanho entre o boro e o nitrogênio, grande parte da química orgânica encontra eco na química do boro-nitrogênio, como na borazina (" benzeno inorgânico "). No entanto, a analogia não é exata devido à facilidade de ataque nucleofílico ao boro devido à sua deficiência de elétrons, o que não é possível em um anel totalmente contendo carbono. [56]
A maior categoria de nitretos são os nitretos intersticiais de fórmulas MN, M 2 N e M 4 N (embora composição variável seja perfeitamente possível), onde os pequenos átomos de nitrogênio são posicionados nas lacunas em uma rede metálica cúbica ou hexagonal compactada . Eles são opacos, muito duros e quimicamente inertes, fundindo apenas em temperaturas muito altas (geralmente acima de 2500 °C). Eles têm um brilho metálico e conduzem eletricidade como os metais. Eles hidrolisam apenas muito lentamente para dar amônia ou nitrogênio. [56]
O ânion nitreto (N 3− ) é o doador π mais forte conhecido entre os ligantes (o segundo mais forte é O 2− ). Os complexos de nitreto são geralmente feitos pela decomposição térmica de azidas ou pela desprotonação de amônia, e geralmente envolvem um grupo terminal {≡N} 3− . O ânion azida linear ( N-
3), sendo isoeletrônico com óxido nitroso , dióxido de carbono e cianato , forma muitos complexos de coordenação. Catenação posterior é rara, embora N4-4
(isoeletrônico com carbonato e nitrato ) é conhecido. [56]
Hidretos

Industrialmente, a amônia (NH 3 ) é o composto mais importante de nitrogênio e é preparada em maiores quantidades do que qualquer outro composto porque contribui significativamente para as necessidades nutricionais de organismos terrestres, servindo como um precursor de alimentos e fertilizantes. É um gás alcalino incolor com um cheiro pungente característico. A presença de ligação de hidrogênio tem efeitos muito significativos na amônia, conferindo-lhe seus altos pontos de fusão (−78 °C) e ebulição (−33 °C). Como um líquido, é um solvente muito bom com um alto calor de vaporização (permitindo que seja usado em frascos a vácuo), que também tem baixa viscosidade e condutividade elétrica e alta constante dielétrica , e é menos denso que a água. No entanto, a ligação de hidrogênio em NH 3 é mais fraca do que em H 2 O devido à menor eletronegatividade do nitrogênio em comparação ao oxigênio e à presença de apenas um par solitário em NH 3 em vez de dois em H 2 O. É uma base fraca em solução aquosa ( p K b 4,74); seu ácido conjugado é amônio , NH+
4. Também pode atuar como um ácido extremamente fraco, perdendo um próton para produzir o ânion amida, NH-
2. Assim, ele sofre autodissociação, semelhante à água, para produzir amônio e amida. A amônia queima no ar ou oxigênio, embora não prontamente, para produzir gás nitrogênio; ela queima em flúor com uma chama amarelo-esverdeada para dar trifluoreto de nitrogênio . As reações com os outros não-metais são muito complexas e tendem a levar a uma mistura de produtos. A amônia reage ao ser aquecida com metais para dar nitretos. [58]
Muitos outros hidretos de nitrogênio binários são conhecidos, mas os mais importantes são a hidrazina (N 2 H 4 ) e a azida de hidrogênio (HN 3 ). Embora não seja um hidreto de nitrogênio, a hidroxilamina (NH 2 OH) é semelhante em propriedades e estrutura à amônia e à hidrazina também. A hidrazina é um líquido fumegante e incolor que tem cheiro semelhante ao da amônia. Suas propriedades físicas são muito semelhantes às da água (ponto de fusão 2,0 °C, ponto de ebulição 113,5 °C, densidade 1,00 g/cm 3 ). Apesar de ser um composto endotérmico, é cineticamente estável. Ele queima rápida e completamente no ar de forma muito exotérmica para dar nitrogênio e vapor de água. É um agente redutor muito útil e versátil e é uma base mais fraca do que a amônia. [59] Também é comumente usado como combustível de foguete. [60]
A hidrazina é geralmente produzida pela reação de amônia com hipoclorito de sódio alcalino na presença de gelatina ou cola: [59]
- NH 3 + OCl − → NH 2 Cl + OH −
- NH 2 Cl + NH 3 → N
2E+
5+ Cl − (lento) - Não
2E+
5+ OH − → N 2 H 4 + H 2 O (rápido)
(Os ataques de hidróxido e amônia podem ser revertidos, passando assim pelo intermediário NHCl − .) A razão para adicionar gelatina é que ela remove íons metálicos como Cu 2+ que catalisa a destruição da hidrazina pela reação com monocloramina (NH 2 Cl) para produzir cloreto de amônio e nitrogênio. [59]
A azida de hidrogênio (HN 3 ) foi produzida pela primeira vez em 1890 pela oxidação de hidrazina aquosa por ácido nitroso. É muito explosiva e mesmo soluções diluídas podem ser perigosas. Tem um cheiro desagradável e irritante e é um veneno potencialmente letal (mas não cumulativo). Pode ser considerado o ácido conjugado do ânion azida e é similarmente análogo aos ácidos hidro-hálicos . [59]
Halogenetos e oxohaletos
Todos os quatro trihaletos de nitrogênio simples são conhecidos. Alguns haletos mistos e hidrohaletos são conhecidos, mas são principalmente instáveis; exemplos incluem NClF 2 , NCl 2 F, NBrF 2 , NF 2 H, NFH 2 , NCl 2 H e NClH 2 . [61]
O trifluoreto de nitrogênio (NF 3 , preparado pela primeira vez em 1928) é um gás incolor e inodoro que é termodinamicamente estável e mais facilmente produzido pela eletrólise do fluoreto de amônio fundido dissolvido em fluoreto de hidrogênio anidro . Como o tetrafluoreto de carbono , ele não é reativo e é estável em água ou ácidos aquosos diluídos ou álcalis. Somente quando aquecido ele age como um agente de fluoração e reage com cobre , arsênio, antimônio e bismuto em contato em altas temperaturas para dar tetrafluorohidrazina (N 2 F 4 ). Os cátions NF+
4e N
2F+
3também são conhecidos (este último pela reação da tetrafluorohidrazina com fortes aceitadores de flúor, como o pentafluoreto de arsênio ), assim como o ONF 3 , que despertou interesse devido à curta distância N–O, implicando em ligação dupla parcial e à ligação N–F altamente polar e longa. A tetrafluorohidrazina, ao contrário da própria hidrazina, pode se dissociar à temperatura ambiente e acima para dar o radical NF 2 •. A azida de flúor (FN 3 ) é muito explosiva e termicamente instável. O difluoreto de dinitrogênio (N 2 F 2 ) existe como isômeros cis e trans termicamente interconvertíveis e foi encontrado pela primeira vez como um produto da decomposição térmica do FN 3 . [61]
O tricloreto de nitrogênio (NCl3 ) é um líquido denso, volátil e explosivo cujas propriedades físicas são semelhantes às do tetracloreto de carbono , embora uma diferença seja que o NCl3 é facilmente hidrolisado pela água, enquanto o CCl4 não . Foi sintetizado pela primeira vez em 1811 por Pierre Louis Dulong , que perdeu três dedos e um olho devido às suas tendências explosivas. Como um gás diluído, é menos perigoso e, portanto, é usado industrialmente para branquear e esterilizar farinha. O tribrometo de nitrogênio (NBr3 ) , preparado pela primeira vez em 1975, é um sólido volátil, vermelho escuro e sensível à temperatura, que é explosivo mesmo a -100 °C. O triiodeto de nitrogênio (NI3 ) é ainda mais instável e só foi preparado em 1990. Seu aduto com amônia, que era conhecido anteriormente, é muito sensível a choques: pode ser acionado pelo toque de uma pena, correntes de ar em movimento ou até mesmo partículas alfa . [61] [62] Por esta razão, pequenas quantidades de triiodeto de nitrogênio são às vezes sintetizadas como uma demonstração para estudantes de química do ensino médio ou como um ato de "mágica química". [63] A azida de cloro (ClN 3 ) e a azida de bromo (BrN 3 ) são extremamente sensíveis e explosivas. [64] [65]
Duas séries de oxohaletos de nitrogênio são conhecidas: os haletos de nitrosila (XNO) e os haletos de nitrila (XNO 2 ). O primeiro são gases muito reativos que podem ser feitos pela halogenação direta do óxido nitroso. O fluoreto de nitrosila (NOF) é incolor e um agente de fluoração vigoroso. O cloreto de nitrosila (NOCl) se comporta da mesma maneira e tem sido frequentemente usado como um solvente ionizante. O brometo de nitrosila (NOBr) é vermelho. As reações dos haletos de nitrila são em sua maioria semelhantes: o fluoreto de nitrila (FNO 2 ) e o cloreto de nitrila (ClNO 2 ) são igualmente gases reativos e agentes de halogenação vigorosos. [61]
Óxidos

2converte-se em tetróxido de dinitrogênio incolor ( N
2O
4) em baixas temperaturas e reverte para NO
2em temperaturas mais altas.
O nitrogênio forma nove óxidos moleculares, alguns dos quais foram os primeiros gases a serem identificados: N 2 O ( óxido nitroso ), NO ( óxido nítrico ), N 2 O 3 ( trióxido de dinitrogênio ), NO 2 ( dióxido de nitrogênio ), N 2 O 4 ( tetróxido de dinitrogênio ), N 2 O 5 ( pentóxido de dinitrogênio ), N 4 O ( nitrosilazida ), [66] e N(NO 2 ) 3 ( trinitramida ). [67] Todos são termicamente instáveis em relação à decomposição em seus elementos. Um outro óxido possível que ainda não foi sintetizado é o oxatetrazol (N 4 O), um anel aromático. [66]
Óxido nitroso (N 2 O), mais conhecido como gás hilariante, é feito pela decomposição térmica de nitrato de amônio fundido a 250 °C. Esta é uma reação redox e, portanto, óxido nítrico e nitrogênio também são produzidos como subprodutos. É usado principalmente como um propulsor e agente aerador para creme chantilly em lata pulverizado e era anteriormente comumente usado como anestésico. Apesar das aparências, não pode ser considerado o anidrido do ácido hiponitroso (H 2 N 2 O 2 ) porque esse ácido não é produzido pela dissolução do óxido nitroso em água. É bastante não reativo (não reage com os halogênios, os metais alcalinos ou ozônio à temperatura ambiente, embora a reatividade aumente com o aquecimento) e tem a estrutura assimétrica N–N–O (N≡N + O − ↔ − N=N + =O): acima de 600 °C, ele se dissocia quebrando a ligação N–O mais fraca. [66] O óxido nítrico (NO) é a molécula estável mais simples com um número ímpar de elétrons. Em mamíferos, incluindo humanos, é uma importante molécula de sinalização celular envolvida em muitos processos fisiológicos e patológicos. [68] É formado pela oxidação catalítica da amônia. É um gás paramagnético incolor que, sendo termodinamicamente instável, se decompõe em nitrogênio e oxigênio gasoso a 1100–1200 °C. Sua ligação é semelhante à do nitrogênio, mas um elétron extra é adicionado a um orbital antiligante π * e, portanto, a ordem de ligação foi reduzida para aproximadamente 2,5; portanto, a dimerização para O=N–N=O é desfavorável, exceto abaixo do ponto de ebulição (onde o isômero cis é mais estável) porque na verdade não aumenta a ordem total de ligação e porque o elétron desemparelhado é deslocalizado através da molécula de NO, garantindo-lhe estabilidade. Também há evidências para o dímero vermelho assimétrico O=N–O=N quando o óxido nítrico é condensado com moléculas polares. Ele reage com oxigênio para dar dióxido de nitrogênio marrom e com halogênios para dar haletos de nitrosila. Ele também reage com compostos de metais de transição para dar complexos de nitrosila, a maioria dos quais são profundamente coloridos. [66]
O trióxido de dinitrogênio azul (N 2 O 3 ) só está disponível como um sólido porque se dissocia rapidamente acima do seu ponto de fusão para dar óxido nítrico, dióxido de nitrogênio (NO 2 ) e tetróxido de dinitrogênio (N 2 O 4 ). Os dois últimos compostos são um tanto difíceis de estudar individualmente por causa do equilíbrio entre eles, embora às vezes o tetróxido de dinitrogênio possa reagir por fissão heterolítica para nitrosônio e nitrato em um meio com alta constante dielétrica. O dióxido de nitrogênio é um gás marrom corrosivo e ácido. Ambos os compostos podem ser facilmente preparados pela decomposição de um nitrato de metal seco. Ambos reagem com água para formar ácido nítrico . O tetróxido de dinitrogênio é muito útil para a preparação de nitratos de metal anidro e complexos de nitrato, e se tornou o oxidante armazenável de escolha para muitos foguetes nos Estados Unidos e na URSS no final da década de 1950. Isso ocorre porque é um propulsor hipergólico em combinação com um combustível de foguete à base de hidrazina e pode ser facilmente armazenado, pois é líquido à temperatura ambiente. [66]
O pentóxido de dinitrogênio termicamente instável e muito reativo (N 2 O 5 ) é o anidrido do ácido nítrico e pode ser feito a partir dele por desidratação com pentóxido de fósforo . É de interesse para a preparação de explosivos. [69] É um sólido cristalino deliquescente e incolor que é sensível à luz. No estado sólido é iônico com estrutura [NO 2 ] + [NO 3 ] − ; como um gás e em solução é molecular O 2 N–O–NO 2 . A hidratação para ácido nítrico ocorre prontamente, assim como a reação análoga com peróxido de hidrogênio, dando ácido peroxonitrico (HOONO 2 ). É um agente oxidante violento. O pentóxido de dinitrogênio gasoso se decompõe da seguinte forma: [66]
- N 2 O 5 ⇌ NÃO 2 + NÃO 3 → NÃO 2 + O 2 + NÃO
- N 2 O 5 + NO ⇌ 3 NO 2
Oxoácidos, oxoânions e sais de oxoácidos
Muitos oxoácidos de nitrogênio são conhecidos, embora a maioria deles seja instável como compostos puros e seja conhecida apenas como soluções aquosas ou como sais. O ácido hiponitroso (H 2 N 2 O 2 ) é um ácido diprótico fraco com a estrutura HON=NOH (p K a1 6,9, p K a2 11,6). Soluções ácidas são bastante estáveis, mas acima de pH 4 a decomposição catalisada por base ocorre via [HONNO] − para óxido nitroso e o ânion hidróxido. Hiponitritos (envolvendo o N
2O2-2
ânion) são estáveis aos agentes redutores e mais comumente atuam como agentes redutores. Eles são uma etapa intermediária na oxidação da amônia em nitrito, que ocorre no ciclo do nitrogênio . O hiponitrito pode atuar como um ligante bidentado de ponte ou quelante. [70]
O ácido nitroso (HNO 2 ) não é conhecido como um composto puro, mas é um componente comum em equilíbrios gasosos e é um importante reagente aquoso: suas soluções aquosas podem ser feitas a partir da acidificação de nitrito aquoso frio ( NO-
2, soluções curvadas), embora já à temperatura ambiente a desproporção para nitrato e óxido nítrico seja significativa. É um ácido fraco com p K a 3,35 a 18 °C. Eles podem ser analisados titrimetricamente por sua oxidação para nitrato por permanganato . Eles são facilmente reduzidos a óxido nitroso e óxido nítrico por dióxido de enxofre , a ácido hiponitroso com estanho (II) e a amônia com sulfeto de hidrogênio . Sais de hidrazínio N
2E+
5reage com ácido nitroso para produzir azidas que reagem posteriormente para dar óxido nitroso e nitrogênio. O nitrito de sódio é levemente tóxico em concentrações acima de 100 mg/kg, mas pequenas quantidades são frequentemente usadas para curar carne e como conservante para evitar deterioração bacteriana. Também é usado para sintetizar hidroxilamina e para diazotizar aminas aromáticas primárias como segue: [70]
- ArNH 2 + HNO 2 → [ArNN]Cl + 2 H 2 O
Nitrito também é um ligante comum que pode coordenar de cinco maneiras. As mais comuns são nitro (ligado a partir do nitrogênio) e nitrito (ligado a partir de um oxigênio). A isomerismo nitro-nitrito é comum, onde a forma nitrito é geralmente menos estável. [70]

O ácido nítrico (HNO 3 ) é de longe o mais importante e o mais estável dos oxoácidos de nitrogênio. É um dos três ácidos mais usados (os outros dois são o ácido sulfúrico e o ácido clorídrico ) e foi descoberto pela primeira vez por alquimistas no século XIII. É feito pela oxidação catalítica da amônia em óxido nítrico, que é oxidado em dióxido de nitrogênio e então dissolvido em água para dar ácido nítrico concentrado. Nos Estados Unidos da América , mais de sete milhões de toneladas de ácido nítrico são produzidas todos os anos, a maioria das quais é usada para a produção de nitrato para fertilizantes e explosivos, entre outros usos. O ácido nítrico anidro pode ser feito pela destilação de ácido nítrico concentrado com pentóxido de fósforo a baixa pressão em aparelhos de vidro no escuro. Ele só pode ser feito no estado sólido, porque ao derreter ele se decompõe espontaneamente em dióxido de nitrogênio, e o ácido nítrico líquido sofre autoionização em uma extensão maior do que qualquer outro líquido covalente, como segue: [70]
- 2 HNO3 ⇌ H
2NÃO+
3+ NÃO-
3⇌ H 2 O + [NO 2 ] + + [NO 3 ] −
Dois hidratos, HNO 3 · H 2 O e HNO 3 · 3H 2 O, são conhecidos por serem cristalizáveis. É um ácido forte e soluções concentradas são agentes oxidantes fortes, embora ouro , platina , ródio e irídio sejam imunes a ataques. Uma mistura 3:1 de ácido clorídrico concentrado e ácido nítrico, chamada água régia , é ainda mais forte e dissolve com sucesso ouro e platina, porque cloro livre e cloreto de nitrosila são formados e ânions cloreto podem formar complexos fortes. No ácido sulfúrico concentrado, o ácido nítrico é protonado para formar nitrônio , que pode atuar como um eletrófilo para nitração aromática: [70]
- HNO 3 + 2 H 2 SO 4 ⇌ NÃO+
2+ H3O + + 2 HSO-
4
As estabilidades térmicas dos nitratos (envolvendo o NO planar trigonal-
3ânion) depende da basicidade do metal, e o mesmo acontece com os produtos da decomposição (termólise), que podem variar entre o nitrito (por exemplo, sódio), o óxido (potássio e chumbo ), ou mesmo o próprio metal ( prata ), dependendo de suas estabilidades relativas. O nitrato também é um ligante comum com muitos modos de coordenação. [70]
Finalmente, embora o ácido ortonítrico (H 3 NO 4 ), que seria análogo ao ácido ortofosfórico , não exista, o ânion ortonitrato tetraédrico NO3-4
é conhecido em seus sais de sódio e potássio: [70]
Esses sais cristalinos brancos são muito sensíveis ao vapor de água e ao dióxido de carbono no ar: [70]
- Na 3 NO 4 + H 2 O + CO 2 → NaNO 3 + NaOH + NaHCO 3
Apesar de sua química limitada, o ânion ortonitrato é interessante do ponto de vista estrutural devido à sua forma tetraédrica regular e aos curtos comprimentos de ligação N–O, implicando um caráter polar significativo na ligação. [70]
Compostos orgânicos de nitrogênio
O nitrogênio é um dos elementos mais importantes na química orgânica . Muitos grupos funcionais orgânicos envolvem uma ligação carbono-nitrogênio , como amidas (RCONR 2 ), aminas (R 3 N), iminas (RC(=NR)R), imidas (RCO) 2 NR, azidas (RN 3 ), compostos azo (RN 2 R), cianatos (ROCN), isocianatos (RNCO), nitratos (RONO 2 ), nitrilas (RCN), isonitrilas (RNC), nitritos (RONO), compostos nitro (RNO 2 ), compostos nitroso (RNO), oximas (RC(=NOH)R) e derivados de piridina . As ligações C–N são fortemente polarizadas em direção ao nitrogênio. Nestes compostos, o nitrogênio é geralmente trivalente (embora possa ser tetravalente em sais de amônio quaternário , R 4 N + ), com um par solitário que pode conferir basicidade ao composto por ser coordenado a um próton. Isso pode ser compensado por outros fatores: por exemplo, as amidas não são básicas porque o par solitário é deslocalizado em uma ligação dupla (embora possam atuar como bases em pH muito baixo, sendo protonadas no oxigênio), e o pirrol não é básico porque o par solitário é deslocalizado como parte de um anel aromático . [71] A quantidade de nitrogênio em uma substância química pode ser determinada pelo método de Kjeldahl . [72] Em particular, o nitrogênio é um componente essencial dos ácidos nucleicos , aminoácidos e, portanto , proteínas , e da molécula transportadora de energia adenosina trifosfato e, portanto, é vital para toda a vida na Terra. [71]
Ocorrência

O nitrogênio é o elemento puro mais comum na Terra, constituindo 78,1% do volume da atmosfera [9] (75,5% em massa), cerca de 3,89 milhões de gigatoneladas (3,89 × 10 18 kg ). Apesar disso, não é muito abundante na crosta terrestre, constituindo algo em torno de 19 partes por milhão , a par do nióbio , gálio e lítio . (Isso representa de 300.000 a um milhão de gigatoneladas de nitrogênio, dependendo da massa da crosta. [73] ) Os únicos minerais de nitrogênio importantes são o nitro ( nitrato de potássio , salitre) e o nitro de soda ( nitrato de sódio , salitre chileno). No entanto, estes não têm sido uma fonte importante de nitratos desde a década de 1920, quando a síntese industrial de amônia e ácido nítrico se tornou comum. [74]
Os compostos de nitrogênio são constantemente trocados entre a atmosfera e os organismos vivos. O nitrogênio deve primeiro ser processado, ou " fixado ", em uma forma utilizável pelas plantas, geralmente amônia. Alguma fixação de nitrogênio é feita por raios produzindo óxidos de nitrogênio, mas a maior parte é feita por bactérias diazotróficas por meio de enzimas conhecidas como nitrogenases (embora hoje a fixação industrial de nitrogênio em amônia também seja significativa). Quando a amônia é absorvida pelas plantas, ela é usada para sintetizar proteínas. Essas plantas são então digeridas por animais que usam os compostos de nitrogênio para sintetizar suas proteínas e excretar resíduos contendo nitrogênio. Finalmente, esses organismos morrem e se decompõem, passando por oxidação bacteriana e ambiental e desnitrificação , retornando dinitrogênio livre para a atmosfera. A fixação industrial de nitrogênio pelo processo Haber é usada principalmente como fertilizante, embora o excesso de resíduos contendo nitrogênio, quando lixiviados, leve à eutrofização da água doce e à criação de zonas mortas marinhas , pois o crescimento bacteriano impulsionado pelo nitrogênio esgota o oxigênio da água a ponto de todos os organismos superiores morrerem. Além disso, o óxido nitroso, produzido durante a desnitrificação, ataca a camada de ozônio atmosférica . [74]
Muitos peixes de água salgada produzem grandes quantidades de óxido de trimetilamina para protegê-los dos altos efeitos osmóticos de seu ambiente; a conversão desse composto em dimetilamina é responsável pelo odor inicial em peixes de água salgada não frescos. [75] Em animais, o óxido nítrico radical livre (derivado de um aminoácido ), serve como uma importante molécula reguladora da circulação. [76]
A rápida reação do óxido nítrico com a água em animais resulta na produção de seu metabólito nitrito . O metabolismo animal do nitrogênio em proteínas, em geral, resulta na excreção de ureia , enquanto o metabolismo animal de ácidos nucleicos resulta na excreção de ureia e ácido úrico . O odor característico da decomposição da carne animal é causado pela criação de aminas de cadeia longa contendo nitrogênio , como putrescina e cadaverina , que são produtos da decomposição dos aminoácidos ornitina e lisina , respectivamente, em proteínas em decomposição. [77]
Produção
O gás nitrogênio é um gás industrial produzido pela destilação fracionada de ar líquido , ou por meios mecânicos usando ar gasoso ( membrana de osmose reversa pressurizada ou adsorção por oscilação de pressão ). Os geradores de gás nitrogênio que usam membranas ou adsorção por oscilação de pressão (PSA) são tipicamente mais econômicos e eficientes em termos de energia do que o nitrogênio fornecido em massa. [78] O nitrogênio comercial é frequentemente um subproduto do processamento de ar para concentração industrial de oxigênio para siderurgia e outros fins. Quando fornecido comprimido em cilindros, é frequentemente chamado de OFN (nitrogênio livre de oxigênio). [79] O nitrogênio de grau comercial já contém no máximo 20 ppm de oxigênio, e graus especialmente purificados contendo no máximo 2 ppm de oxigênio e 10 ppm de argônio também estão disponíveis. [80]
Em um laboratório químico, é preparado tratando uma solução aquosa de cloreto de amônio com nitrito de sódio . [81]
- NH4Cl + NaNO2 → N2 + NaCl + 2 H2O
Pequenas quantidades das impurezas NO e HNO 3 também são formadas nesta reação. As impurezas podem ser removidas passando o gás através de ácido sulfúrico aquoso contendo dicromato de potássio . [81]
Também pode ser obtido pela decomposição térmica do dicromato de amônio . [82]
- 3(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 → 2N 2 + 9H 2 O + 3Cr 2 O 3 + 2NH 3 + 32O 2
Nitrogênio muito puro pode ser preparado pela decomposição térmica de azida de bário ou azida de sódio . [83]
- 2 NaN3 → 2 Na + 3 N2
Aplicações
As aplicações de compostos de nitrogênio são naturalmente extremamente variadas devido ao enorme tamanho desta classe: portanto, apenas aplicações de nitrogênio puro em si serão consideradas aqui. Dois terços (2/3) do nitrogênio produzido pela indústria são vendidos como gás e o terço restante (1/3) como líquido.
Gás
O gás é usado principalmente como uma atmosfera segura de baixa reatividade onde o oxigênio no ar representaria um risco de incêndio, explosão ou oxidação. Alguns exemplos incluem: [80]
- Como atmosfera modificada , pura ou misturada com dióxido de carbono , para nitrogenar e preservar o frescor de alimentos embalados ou a granel (retardando a rancidez e outras formas de danos oxidativos ). O nitrogênio puro como aditivo alimentar é rotulado na União Europeia com o número E E941. [84]
- Em lâmpadas incandescentes como uma alternativa barata ao argônio . [85]
- Em sistemas de supressão de incêndio para equipamentos de tecnologia da informação (TI) . [80]
- Na fabricação de aço inoxidável . [86]
- No endurecimento do aço por nitretação . [87]
- Em alguns sistemas de combustível de aeronaves para reduzir o risco de incêndio (veja sistema de inertização ).
- Para encher pneus de carros de corrida e aeronaves , [88] reduzindo os problemas de expansão e contração inconsistentes causados pela umidade e oxigênio no ar natural. [80]
O nitrogênio é comumente usado durante a preparação de amostras em análises químicas . Ele é usado para concentrar e reduzir o volume de amostras líquidas. Direcionar um fluxo pressurizado de gás nitrogênio perpendicular à superfície do líquido faz com que o solvente evapore, deixando o(s) soluto(s) e o solvente não evaporado para trás. [89]
O nitrogênio pode ser usado como um substituto, ou em combinação com, dióxido de carbono para pressurizar barris de algumas cervejas , particularmente stouts e ales britânicas , devido às bolhas menores que produz, o que torna a cerveja dispensada mais suave e inebriante . [90] Uma cápsula de nitrogênio sensível à pressão, comumente conhecida como " widget ", permite que cervejas carregadas com nitrogênio sejam embaladas em latas e garrafas . [91] [92] Os tanques de nitrogênio também estão substituindo o dióxido de carbono como a principal fonte de energia para armas de paintball . O nitrogênio deve ser mantido a uma pressão mais alta do que o CO 2 , tornando os tanques de N 2 mais pesados e mais caros. [93]
Equipamento
Alguns equipamentos de construção usam gás nitrogênio pressurizado para ajudar o sistema hidráulico a fornecer energia extra para dispositivos como martelo hidráulico . O gás nitrogênio, formado pela decomposição da azida de sódio , é usado para inflar airbags . [94]
Execução
Como o nitrogênio é um gás asfixiante em si, algumas jurisdições consideraram a asfixia por inalação de nitrogênio puro como um meio de pena de morte (como um substituto para injeção letal ). [95] [96] [97] Em janeiro de 2024, Kenneth Eugene Smith se tornou a primeira pessoa executada por asfixia com nitrogênio. [98]
Líquido
O nitrogênio líquido é um líquido criogênico que se parece com água . Quando isolado em recipientes adequados, como frascos de Dewar , ele pode ser transportado e armazenado com uma baixa taxa de perda por evaporação . [99]

Assim como o gelo seco , o principal uso do nitrogênio líquido é para resfriamento a baixas temperaturas. Ele é usado na criopreservação de materiais biológicos, como sangue e células reprodutivas ( esperma e óvulos ). É usado em crioterapia para remover cistos e verrugas na pele por congelamento. [100] É usado em armadilhas frias de laboratório e em criobombas para obter pressões mais baixas em sistemas de bombeamento a vácuo . É usado para resfriar eletrônicos sensíveis ao calor, como detectores infravermelhos e detectores de raios X. Outros usos incluem materiais de usinagem e moagem por congelamento que são macios ou emborrachados em temperatura ambiente, componentes de engenharia de encaixe por contração e montagem e, mais geralmente, para atingir temperaturas muito baixas quando necessário. Devido ao seu baixo custo, o nitrogênio líquido é frequentemente usado para resfriamento, mesmo quando essas baixas temperaturas não são estritamente necessárias, como refrigeração de alimentos, marcação a frio de gado, congelamento de canos para interromper o fluxo quando as válvulas não estão presentes e consolidação de solo instável por congelamento sempre que houver escavação por baixo. [80]
Segurança
Gás
Embora o nitrogênio não seja tóxico, quando liberado em um espaço fechado ele pode deslocar o oxigênio e, portanto, apresenta um risco de asfixia . Isso pode acontecer com poucos sintomas de alerta, uma vez que o corpo carotídeo humano é um sistema de detecção de baixo oxigênio (hipóxia) relativamente pobre e lento. [101] Um exemplo ocorreu pouco antes do lançamento da primeira missão do Ônibus Espacial em 19 de março de 1981, quando dois técnicos morreram de asfixia após entrarem em um espaço localizado na plataforma de lançamento móvel do Ônibus Espacial que foi pressurizado com nitrogênio puro como precaução contra incêndio. [102]
Quando inalado em altas pressões parciais (mais de cerca de 4 bar, encontradas em profundidades abaixo de cerca de 30 m no mergulho autônomo ), o nitrogênio é um agente anestésico, causando narcose por nitrogênio , um estado temporário de comprometimento mental semelhante à intoxicação por óxido nitroso . [103] [104]
O nitrogênio se dissolve no sangue e nas gorduras corporais. A descompressão rápida (como quando mergulhadores sobem muito rápido ou astronautas descomprimem muito rápido da pressão da cabine para a pressão do traje espacial) pode levar a uma condição potencialmente fatal chamada doença de descompressão (anteriormente conhecida como doença do caixão ou bends ), quando bolhas de nitrogênio se formam na corrente sanguínea, nervos, articulações e outras áreas sensíveis ou vitais. [105] [106] Bolhas de outros gases "inertes" (gases diferentes de dióxido de carbono e oxigênio) causam os mesmos efeitos, então a reposição de nitrogênio nos gases respiratórios pode prevenir a narcose por nitrogênio, mas não previne a doença de descompressão. [107]
Líquido
Como um líquido criogênico , o nitrogênio líquido pode ser perigoso por causar queimaduras de frio ao contato, embora o efeito Leidenfrost forneça proteção para exposição muito curta (cerca de um segundo). [108] A ingestão de nitrogênio líquido pode causar danos internos graves. Por exemplo, em 2012, uma jovem na Inglaterra teve que ter seu estômago removido após ingerir um coquetel feito com nitrogênio líquido. [109]
Como a taxa de expansão líquido-gás do nitrogênio é de 1:694 a 20 °C, uma quantidade tremenda de força pode ser gerada se o nitrogênio líquido for rapidamente vaporizado em um espaço fechado. Em um incidente em 12 de janeiro de 2006, na Texas A&M University , os dispositivos de alívio de pressão de um tanque de nitrogênio líquido estavam com defeito e posteriormente selados. Como resultado do acúmulo de pressão subsequente, o tanque falhou catastroficamente. A força da explosão foi suficiente para impulsionar o tanque através do teto imediatamente acima dele, quebrar uma viga de concreto armado imediatamente abaixo dele e explodir as paredes do laboratório 0,1–0,2 m de suas fundações. [110]
O nitrogênio líquido evapora facilmente para formar nitrogênio gasoso e, portanto, as precauções associadas ao nitrogênio gasoso também se aplicam ao nitrogênio líquido. [111] [112] [113] Por exemplo, sensores de oxigênio são às vezes usados como uma precaução de segurança ao trabalhar com nitrogênio líquido para alertar os trabalhadores sobre vazamentos de gás em um espaço confinado. [114]
Recipientes contendo nitrogênio líquido podem condensar oxigênio do ar. O líquido em tal recipiente torna-se cada vez mais enriquecido em oxigênio (ponto de ebulição −183 °C, mais alto que o do nitrogênio) à medida que o nitrogênio evapora, e pode causar oxidação violenta de material orgânico. [115]
Monitores de deficiência de oxigênio
Monitores de deficiência de oxigênio são usados para medir níveis de oxigênio em espaços confinados e qualquer lugar onde gás nitrogênio ou líquido são armazenados ou usados. No caso de um vazamento de nitrogênio e uma diminuição de oxigênio para um nível de alarme predefinido, um monitor de deficiência de oxigênio pode ser programado para disparar alarmes sonoros e visuais, fornecendo assim notificação do possível perigo iminente. Mais comumente, a faixa de oxigênio para alertar o pessoal é quando os níveis de oxigênio ficam abaixo de 19,5%. A OSHA especifica que uma atmosfera perigosa pode incluir uma onde a concentração de oxigênio está abaixo de 19,5% ou acima de 23,5%. [116] Os monitores de deficiência de oxigênio podem ser fixados, montados na parede e conectados à fonte de alimentação do edifício ou simplesmente conectados a uma tomada elétrica ou a um monitor portátil de mão ou vestível.
Veja também
Referências
- ^ "Pesos atômicos padrão: nitrogênio". CIAAW . 2009.
- ^ Prohaska, Thomas; Irrgeher, Johanna; Benefield, Jacqueline; Böhlke, John K.; Chesson, Lesley A.; Coplen, Tyler B.; Ding, Tiping; Dunn, Philip JH; Gröning, Manfred; Holden, Norman E.; Meijer, Harro AJ (2022-05-04). "Pesos atômicos padrão dos elementos 2021 (Relatório Técnico da IUPAC)". Química Pura e Aplicada . doi :10.1515/pac-2019-0603. ISSN 1365-3075.
- ^ abc Lide, David R. (1990–1991). CRC Handbook of Physics and Chemistry (71ª ed.). Boca Raton, Ann Arbor, Boston: CRC Press, inc. pp. 4-22 (uma página).
- ^ "Gases - Densidade". The Engineering Toolbox . Recuperado em 27 de janeiro de 2019 .
- ^ abcde Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1997). Química dos Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . p. 28. ISBN 978-0-08-037941-8.
- ^ Tetrazois contêm um par de átomos de nitrogênio duplamente ligados com estado de oxidação 0 no anel. Uma síntese do pai 1H-tetrazol, CH 2 N 4 (dois átomos N(0)) é dada em Henry, Ronald A.; Finnegan, William G. (1954). "Um procedimento aprimorado para a desaminação de 5-aminotetrazol". Journal of the American Chemical Society . 76 (1): 290–291. doi :10.1021/ja01630a086. ISSN 0002-7863.
- ^ Arblaster, John W. (2018). Valores selecionados das propriedades cristalográficas dos elementos . Materials Park, Ohio: ASM International. ISBN 978-1-62708-155-9.
- ^ Energias de ligação comuns (D) e comprimentos de ligação (r) arquivado em 2010-05-15 no Wayback Machine . wiredchemist.com
- ^ abc Greenwood e Earnshaw, pp. 406–07
- ^ Rutherford, Daniel (1772) "Dissertatio Inauguralis de aere fixo, aut mephitico Arquivado em 2020-08-06 no Wayback Machine " (Dissertação inaugural sobre o ar [chamado] fixo ou mefítico), dissertação de MD, Universidade de Edimburgo, Escócia. Tradução para o inglês: Dobbin, Leonard (1935). "Dissertação inaugural de Daniel Rutherford". Journal of Chemical Education . 12 (8): 370–75. Bibcode :1935JChEd..12..370D. doi :10.1021/ed012p370.
- ^ Weeks, Mary Elvira (1932). "A descoberta dos elementos. IV. Três gases importantes". Journal of Chemical Education . 9 (2): 215. Bibcode :1932JChEd...9..215W. doi :10.1021/ed009p215.
- ^ Ihde, Aaron J. (1964). O Desenvolvimento da Química Moderna . Nova Iorque: Harper & Row.
- ^ Carl Wilhelm Scheele, Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer [Tratado químico sobre ar e fogo] (Upsala, Suécia: Magnus Swederus, 1777; e Leipzig, (Alemanha): Siegfried Lebrecht Crusius, 1777). Na seção intitulada "Die Luft muß aus elastischen Flüßigkeiten von zweyerley Art, zusammengesetzet seyn." (O ar deve ser composto de dois tipos de fluidos elásticos), pp. 6–14, Scheele apresenta os resultados de oito experimentos nos quais o ar reagiu com várias substâncias. Ele concluiu (p. 13): "Então viel sehe ich aus angeführten Versuchen, daß die Luft aus 2 von einander unterschiedenen Flußigkeiten bestehe, von welchen die eine die Eigenschaft das Phlogiston anzuziehen gar nicht äussere, die andere aber zur solchen atração eigentlich aufgeleget ist und welche zwischen dem 3:ten und 4:ten Theil von der ganzen Luftmasse aus machet." (Portanto, vejo [isto] muito a partir dos experimentos [que foram] conduzidos: que o ar consiste em dois fluidos [que] diferem um do outro, dos quais um não expressa de forma alguma a propriedade de atrair o flogisto; o outro , porém, é capaz de tal atração e constitui entre 1/3 e 1/4 parte de toda a massa do ar.)
- ^ Priestley, Joseph (1772). "Observações sobre diferentes tipos de ar". Philosophical Transactions of the Royal Society of London . 62 : 147–256. doi :10.1098/rstl.1772.0021. S2CID 186210131. ; veja p. 225. Arquivado em 2016-09-03 no Wayback Machine
- ^ Priestley, Joseph (1772). "Observações sobre diferentes tipos de ar". Philosophical Transactions of the Royal Society of London . 62 : 147–256. doi :10.1098/rstl.1772.0021. S2CID 186210131. ; veja: "VII. Do ar infectado com os vapores do carvão em chamas." pp. 225–28. Arquivado em 2016-09-03 no Wayback Machine
- ^ Lavoisier, Antoine com Robert Kerr, trad., Elements of Chemistry , 4ª ed. (Edimburgo, Escócia: William Creech, 1799), pp. 85–86. [p. 85:] Arquivado em 2020-08-06 no Wayback Machine "Ao refletir sobre as circunstâncias deste experimento, percebemos prontamente; que o mercúrio, durante sua calcinação [ou seja, torrefação no ar], absorve a parte salubre e respirável do ar, ou, para falar mais estritamente, a base desta parte respirável; que o ar restante é uma espécie de mephitis [ou seja, um gás venenoso emitido da terra], incapaz de suportar combustão ou respiração; ... " [p. 86:] Arquivado em 2020-08-06 no Wayback Machine "Depois mostrarei que, pelo menos em nosso clima, o ar atmosférico é composto de ar respirável e mefítico, na proporção de 27 e 73; ... "
- ^ Lavoisier, Antoine com Robert Kerr, trad., Elements of Chemistry , 4ª ed. (Edimburgo, Escócia: William Creech, 1799), p. 101: "As propriedades químicas da parte nociva do ar atmosférico sendo até agora pouco conhecidas, ficamos satisfeitos em derivar o nome de sua base de sua qualidade conhecida de matar os animais que são forçados a respirá-la, dando-lhe o nome de azot , da partícula privativa grega α e ξωη, vita ; portanto, o nome da parte nociva do ar atmosférico é gás azótico ."
- ^ Chaptal, JA e Nicholson, William trad. (1800) Elements of Chemistry , 3ª ed. Londres, Inglaterra: CC e J. Robinson, vol. 1. pp. xxxv–xxxvi: "Para corrigir a Nomenclatura neste tópico [isto é, a este respeito], nada mais é necessário do que substituir [isto é, para] esta palavra uma denominação que é derivada do sistema geral utilizado; e presumi propor a de Gás Nitrogênio. Em primeiro lugar, é deduzido da propriedade característica e exclusiva deste gás, que forma o radical do ácido nítrico. Por este meio, preservaremos para as combinações [isto é, compostos] desta substância as denominações recebidas [isto é, predominantes], como as de Ácido Nítrico, Nitratos, Nitritos, &c."
- ^ nitrogen Arquivado em 2017-07-02 no Wayback Machine . Etymonline.com. Recuperado em 2011-10-26.
- ^ Strutt, RJ (1911) "Bakerian Lecture. Uma modificação quimicamente ativa do nitrogênio, produzida pela descarga elétrica", arquivado em 2016-12-20 no Wayback Machine Proceedings of the Royal Society A , 85 (577): 219–29.
- ^ Lord Rayleigh's Active Nitrogen Arquivado em 2012-11-01 no Wayback Machine . Lateralscience.co.uk. Recuperado em 2011-10-26.
- ^ Erisman, Jan Willem; Sutton, Mark A.; Galloway, James; Klimont, Zbigniew; Winiwarter, Wilfried (2008). "Como um século de síntese de amônia mudou o mundo". Nature Geoscience . 1 (10): 636. Bibcode :2008NatGe...1..636E. doi :10.1038/ngeo325. S2CID 94880859.
- ^ GB 190200698, Ostwald, Wilhelm , "Melhorias na fabricação de ácido nítrico e óxidos de nitrogênio", publicado em 1902-03-20
- ^ GB 190208300, Ostwald, Wilhelm , "Melhorias na e relacionadas à fabricação de ácido nítrico e óxidos de nitrogênio", publicado em 1903-02-26
- ^ abcde Greenwood e Earnshaw, pp. 411–12
- ^ Greenwood e Earnshaw, pág. 550
- ^ Kaupp, Martin (1 de dezembro de 2006). "O papel dos nós radiais de orbitais atômicos para ligação química e a tabela periódica". Journal of Computational Chemistry . 28 (1): 320–25. doi : 10.1002/jcc.20522 . PMID 17143872. S2CID 12677737.
- ^ abcdefghij Greenwood e Earnshaw, pp. 412–16
- ^ Miller, TS; Belen, A.; Suter, TM; Sella, A.; Corà, A.; McMillan, PF (2017). "Nitretos de carbono: síntese e caracterização de uma nova classe de materiais funcionais". Química Física Química . 19 (24): 15613–15638. Bibcode :2017PCCP...1915613M. doi : 10.1039/C7CP02711G . PMID 28594419.
- ^ House, JE; House, KA (2016). Química Inorgânica Descritiva . Amsterdã: Elsevier. pág. 198. ISBN 978-0-12-804697-5.
- ^ Roy, AK; Grigora, S.; Lie, GC (1994). "Poli(alquil/ariloxotiazenos), [N=S(O)R] n : Nova direção em polímeros inorgânicos". Em Wisian-Neilson, P.; Wynne, KJ (eds.). Polímeros inorgânicos e organometálicos II: materiais avançados e intermediários . Sociedade Química Americana. pp. 344–357. doi :10.1021/bk-1994-0572.ch026.
- ^ Holman, Jack P. (2002). Transferência de calor (9ª ed.). Nova York, NY: McGraw-Hill Companies, Inc. pp. 600–606. ISBN 9780072406559. OCLC 46959719.
- ^ Incropera, Frank P.; Dewitt, David P.; Bergman, Theodore L.; Lavigne, Adrienne S. (2007). Fundamentos da transferência de calor e massa (6ª ed.). Hoboken, NJ: John Wiley and Sons, Inc. pp. 941–950. ISBN 9780471457282. OCLC 62532755.
- ^ Bethe, HA (1939). "Produção de energia em estrelas". Physical Review . 55 (5): 434–56. Bibcode :1939PhRv...55..434B. doi : 10.1103/PhysRev.55.434 . PMID 17835673.
- ^ CIAAW (2003). "Peso atômico do nitrogênio". ciaaw.org . CIAAW. Arquivado do original em 14 de outubro de 2016 . Recuperado em 13 de outubro de 2016 .
- ^ Flanagan, Lawrence B.; Ehleringer, James R.; Pataki, Diane E. (15 de dezembro de 2004). Isótopos estáveis e interações biosfera-atmosfera: processos e controles biológicos. Elsevier. pp. 74–75. ISBN 978-0-08-052528-0. Arquivado do original em 5 de fevereiro de 2016. Recuperado em 20 de dezembro de 2015 .
- ^ Greenwood e Earnshaw, pág. 408
- ^ "Evaluated Nuclear Data File (ENDF) Retrieval & Plotting". Centro Nacional de Dados Nucleares. Arquivado do original em 2020-08-09 . Recuperado em 2016-11-23 .
- ^ Arthur G Palmer (2007). Espectroscopia de RMN de proteína . Elsevier Academic Press. ISBN 978-0-12-164491-8.
- ^ Katzenberg, MA (2008). "Capítulo 13: Análise de Isótopos Estáveis: Uma Ferramenta para Estudar Dieta Passada, Demografia e História de Vida". Antropologia Biológica do Esqueleto Humano (2ª ed.). Wiley. ISBN 978-0-471-79372-4.
- ^ Cho, Adrian (25 de setembro de 2023). "Forma passageira de nitrogênio estende a teoria nuclear aos seus limites". science.org . Recuperado em 27 de setembro de 2023 .
- ^ abc Audi, Georges; Bersillon, Olivier; Blachot, Jean; Wapstra, Aaldert Hendrik (2003), "A avaliação NUBASE de propriedades nucleares e de decaimento", Física Nuclear A , 729 : 3–128, Bibcode :2003NuPhA.729....3A, doi :10.1016/j.nuclphysa.2003.11. 001
- ^ Carlson, Neil (22 de janeiro de 2012). Fisiologia do comportamento . Métodos e estratégias de pesquisa. Vol. 11ª edição. Pearson. p. 151. ISBN 978-0-205-23939-9.
- ^ abc Neeb, Karl Heinz (1997). A radioquímica de usinas nucleares com reatores de água leve. Berlim-Nova York: Walter de Gruyter. p. 227. ISBN 978-3-11-013242-7. Arquivado do original em 2016-02-05 . Recuperado em 2015-12-20 .
- ^ "Universal Industrial Gases, Inc...Propriedades, usos e aplicações do nitrogênio N2 - gás e líquido".
- ^ Lewars, Errol G. (2008). Modelagem de maravilhas: antecipação computacional de novas moléculas . Springer Science+Business Media . pp. 141–63. doi :10.1007/978-1-4020-6973-4. ISBN 978-1-4020-6972-7.
- ^ "Nitrogênio polimérico sintetizado". physorg.com. 5 de agosto de 2004. Arquivado do original em 2012-01-24 . Recuperado em 2009-06-22 .
- ^ Gray, Theodore (2009). Os Elementos: Uma Exploração Visual de Cada Átomo Conhecido no Universo . Nova York: Black Dog & Leventhal Publishers. ISBN 978-1-57912-814-2.
- ^ Schuch, AF; Mills, RL (1970). "Estruturas cristalinas das três modificações do nitrogênio 14 e do nitrogênio 15 em alta pressão". The Journal of Chemical Physics . 52 (12): 6000–08. Bibcode :1970JChPh..52.6000S. doi :10.1063/1.1672899.
- ^ Iancu, CV; Wright, ER; Heymann, JB; Jensen, GJ (2006). "Uma comparação de nitrogênio líquido e hélio líquido como criogênios para criotomografia eletrônica". Journal of Structural Biology . 153 (3): 231–40. doi :10.1016/j.jsb.2005.12.004. PMID 16427786.
- ^ "Geleiras de gelo de nitrogênio fluindo vistas na superfície de Plutão após sobrevoo da New Horizons". ABC News . 25 de julho de 2015. Arquivado do original em 29 de setembro de 2015. Recuperado em 6 de outubro de 2015 .
- ^ McKinnon, William B.; Kirk, Randolph L. (2014). "Tritão". Em Spohn, Tilman; Breuer, Doris; Johnson, Torrence (eds.). Enciclopédia do Sistema Solar (3ª ed.). Amsterdã; Boston: Elsevier . pp. 861–82. ISBN 978-0-12-416034-7. Arquivado do original em 2016-09-03 . Recuperado em 2016-04-30 .
- ^ "Netuno: Luas: Tritão". NASA . Arquivado do original em 15 de outubro de 2011 . Recuperado em 21 de setembro de 2007 .
- ^ Fryzuk, MD & Johnson, SA (2000). "A história contínua da ativação do dinitrogênio". Coordination Chemistry Reviews . 200–202: 379. doi :10.1016/S0010-8545(00)00264-2.
- ^ Schrock, RR (2005). "Redução catalítica de dinitrogênio para amônia em um único centro de molibdênio". Acc. Chem. Res. 38 (12): 955–62. doi :10.1021/ar0501121. PMC 2551323 . PMID 16359167.
- ^ abcde Greenwood e Earnshaw, pp. 417–20
- ^ Greenwood e Earnshaw, págs. 434–38
- ^ Greenwood e Earnshaw, pp. 420–26
- ^ abcd Greenwood e Earnshaw, pp. 426–33
- ^ Vieira, R.; N. Keller; MJ Ledoux (2002). "Novo composto de feltro de nanofibra de carbono/grafite para uso como catalisador para decomposição catalítica de hidrazina". Chemical Communications (9): 954–55. doi :10.1039/b202032g. PMID 12123065.
- ^ abcd Greenwood e Earnshaw, págs. 438–42
- ^ Bowden, FP (1958). "Iniciação de explosão por nêutrons, partículas α e produtos de fissão". Anais da Royal Society of London A . 246 (1245): 216–19. Bibcode :1958RSPSA.246..216B. doi :10.1098/rspa.1958.0123. S2CID 137728239.
- ^ Ford, LA; Grundmeier, EW (1993). Magia Química . Dover. pág. 76. ISBN 978-0-486-67628-9.
- ^ Frierson, WJ; Browne, AW (1943). "Azida de cloro, ClN 3 . I". Jornal da Sociedade Química Americana . 65 (9): 1696–1698. doi :10.1021/ja01249a012.
- ^ Lyhs, Benjamim; Bläser, Dieter; Wölper, Christoph; Schulz, Stephan; Jansen, Georg (20 de fevereiro de 2012). "Estrutura de estado sólido da azida de bromo" (PDF) . Angewandte Chemie Edição Internacional . 51 (8): 1970–1974. doi :10.1002/anie.201108092. PMID 22250068. Arquivado (PDF) do original em 25 de agosto de 2021 . Recuperado em 25 de agosto de 2021 .
- ^ abcdef Greenwood e Earnshaw, págs. 443–58
- ^ Rahm, Martin; Dvinskikh, Sergey V.; Furó, István; Brinck, Tore (23 de dezembro de 2010). "Detecção Experimental de Trinitramida, N(NO 2 ) 3 ". Angewandte Chemie Edição Internacional . 50 (5): 1145–48. doi :10.1002/anie.201007047. PMID 21268214. S2CID 32952729.
- ^ Hou, YC; Janczuk, A.; Wang, PG (1999). "Tendências atuais no desenvolvimento de doadores de óxido nítrico". Current Pharmaceutical Design . 5 (6): 417–41. doi :10.2174/138161280506230110111042. PMID 10390607.
- ^ Talawar, MB; et al. (2005). "Estabelecimento de tecnologia de processo para a fabricação de pentóxido de dinitrogênio e sua utilidade para a síntese do explosivo mais poderoso da atualidade – CL-20". Journal of Hazardous Materials . 124 (1–3): 153–64. Bibcode :2005JHzM..124..153T. doi :10.1016/j.jhazmat.2005.04.021. PMID 15979786.
- ^ abcdefghi Greenwood e Earnshaw, págs. 459–72
- ^ ab March, Jerry (1985), Química Orgânica Avançada: Reações, Mecanismos e Estrutura, 3ª edição, Nova York: Wiley, ISBN 9780471854722, OCLC 642506595
- ^ Rédei, George P (2008). "Método Kjeldahl". Enciclopédia de Genética, Genômica, Proteômica e Informática . p. 1063. doi :10.1007/978-1-4020-6754-9_9066. ISBN 978-1-4020-6753-2.
- ^ Dependendo da espessura média que está entre 10 e 30 km, a massa da crosta terrestre está entre15 × 10 18 e45 × 10 18 toneladas.
- ^ ab Greenwood e Earnshaw, pp. 407–09
- ^ Nielsen, MK; Jørgensen, BM (junho de 2004). "Relação quantitativa entre a atividade da aldolase do óxido de trimetilamina e o acúmulo de formaldeído no músculo branco de peixes gadiformes durante o armazenamento congelado". Journal of Agricultural and Food Chemistry . 52 (12): 3814–22. doi :10.1021/jf035169l. PMID 15186102.
- ^ Knox, GA (2007). Biologia do Oceano Antártico. CRC Press. p. 392. ISBN 978-0-8493-3394-1. Arquivado do original em 2021-10-01 . Recuperado em 2020-08-24 .
- ^ Vickerstaff Joneja; Janice M. (2004). Digestão, dieta e doença: síndrome do intestino irritável e função gastrointestinal. Rutgers University Press. pág. 121. ISBN 978-0-8135-3387-2. Arquivado do original em 2021-10-01 . Recuperado em 2020-08-24 .
- ^ Froehlich, Peter (maio de 2013). "Uma abordagem sustentável para o fornecimento de nitrogênio". www.parker.com . Parker Hannifin Corporation. Arquivado do original em 16 de março de 2016 . Recuperado em 24 de novembro de 2016 .
- ^ Reich, Murray; Kapenekas, Harry (1957). "Purificação de nitrogênio. Remoção de oxigênio em planta piloto". Química Industrial e de Engenharia . 49 (5): 869–73. doi :10.1021/ie50569a032.
- ^ abcde Greenwood e Earnshaw, pp. 409–11
- ^ ab Bartlett, JK (1967). "Análise de nitrito por evolução de nitrogênio: Um experimento de laboratório de química geral". Journal of Chemical Education . 44 (8): 475. Bibcode :1967JChEd..44..475B. doi :10.1021/ed044p475.
- ^ Mahieu, B.; Capron, PC (1971). "Decomposição térmica do dicromato de amônio". Revista de Química Inorgânica e Nuclear . 33 (9). Elsevier BV: 2857–2866. doi :10.1016/0022-1902(71)80047-7. ISSN 0022-1902.
- ^ Eremets, MI; Popov, MY; Trojan, IA; Denisov, VN; Boehler, R.; Hemley, RJ (2004). "Polimerização de nitrogênio em azida de sódio". The Journal of Chemical Physics . 120 (22): 10618–23. Bibcode :2004JChPh.12010618E. doi :10.1063/1.1718250. PMID 15268087.
- ^ Ministros, Conselho Nórdico de (2002). Aditivos alimentares na Europa 2000. Conselho Nórdico de Ministros. p. 591. ISBN 978-92-893-0829-8. Arquivado do original em 2016-02-05 . Recuperado em 2015-12-20 .
- ^ Harding, Charlie, ed. (2002). Elementos do bloco p. Cambridge: Royal Society of Chemistry. ISBN 978-0-85404-690-4. Arquivado do original em 2021-10-01 . Recuperado em 2020-08-24 .
- ^ Gavriliuk, VG; Berns, Hans (1999). Aços de alto nitrogênio: estrutura, propriedades, fabricação, aplicações. Springer. ISBN 978-3-540-66411-6. Arquivado do original em 2021-10-01 . Recuperado em 2020-08-24 .
- ^ Meka, SR; Chauhan, A.; Steiner, T.; Bischoff, E.; Ghosh, PK; Mittemeijer, EJ (2015). "Gerando microestruturas duplex por nitretação; nitretação de liga Fe–Mn à base de ferro". Ciência e Tecnologia de Materiais . 32 (9): 1743284715Y.000. doi : 10.1179/1743284715Y.0000000098 .
- ^ "Por que eles não usam ar normal em pneus de carros de corrida?". Howstuffworks. 2001-03-16. Arquivado do original em 2011-07-12 . Recuperado em 2006-07-22 .
- ^ Kemmochi, Y; Tsutsumi, K.; Arikawa, A.; Nakazawa, H. (2002). "Concentrador centrífugo para a substituição da microconcentração de nitrogênio blow-down na preparação de amostra de dioxina/bifenil policlorado". Journal of Chromatography A . 943 (2): 295–97. doi :10.1016/S0021-9673(01)01466-2. PMID 11833649.
- ^ Baxter, E. Denise; Hughes, Paul S. (2001). Cerveja: Qualidade, Segurança e Aspectos Nutricionais. Royal Society of Chemistry. pág. 22. ISBN 978-0-85404-588-4. Arquivado do original em 21/03/2020 . Recuperado em 20/06/2015 .
- ^ "Como funciona o widget em uma lata de cerveja?". Howstuffworks. 2000-08-16. Arquivado do original em 2007-11-02 . Recuperado em 2008-07-30 .
- ^ Denny, Mark (1 de novembro de 2009). Espuma!: A ciência da cerveja. Johns Hopkins University Press+ORM. pág. 131. ISBN 978-0-8018-9569-2. Arquivado do original em 5 de fevereiro de 2016. Recuperado em 20 de dezembro de 2015 .
- ^ Kennett, Andrew J. (2008). Design of a pneumatically assisted shifting system for Formula SAE racing applications (Tese). Dept. de Engenharia Mecânica, Instituto de Tecnologia de Massachusetts. hdl :1721.1/45820.
- ^ Betterton, EA (2003). "Destino ambiental da azida de sódio derivada de airbags de automóveis". Críticas críticas em ciência e tecnologia ambiental . 33 (4): 423–58. Bibcode : 2003CREST..33..423B. doi : 10.1080/10643380390245002. S2CID 96404307.
- ^ Sanburn, Josh (2015-04-10). "The Dawn of a New Form of Capital Punishment". Tempo . Arquivado do original em 2015-04-11 . Recuperado em 2015-04-11 .
- ^ Sexton, Mike (18 de dezembro de 2012). "Euthanasia campaigner under scrutiny" (Ativista da eutanásia sob escrutínio). ABC . Arquivado do original em 7 de julho de 2013 . Recuperado em 6 de maio de 2013 .
- ^ Berman, Mark (17 de abril de 2015). "Oklahoma diz que agora usará gás nitrogênio como seu método de execução de backup". The Washington Post . Arquivado do original em 23 de junho de 2019 . Recuperado em 22 de junho de 2019 .
- ^ "Kenneth Eugene Smith executado por hipóxia de nitrogênio no Alabama, marcando a primeira vez para a pena de morte". CBS News . 26 de janeiro de 2024.
- ^ Kaganer, MG; Kozheurov, V. & Levina, Zh. L. (1967). "Vasos para armazenamento e transporte de oxigênio e nitrogênio líquidos". Engenharia Química e de Petróleo . 3 (12): 918–22. Bibcode : 1967CPE.....3..918K. doi : 10.1007/BF01136404. S2CID 96762552.
- ^ Ahmed I; Agarwal S; Ilchyshyn A; Charles-Holmes S; Berth-Jones J (maio de 2001). "Crioterapia com nitrogênio líquido de verrugas comuns: crio-spray vs. cotonete". Br. J. Dermatol . 144 (5): 1006–09. doi :10.1046/j.1365-2133.2001.04190.x. PMID 11359389. S2CID 221325640.
- ^ "Biology Safety – Cryogenic materials. The risks posed by them". Universidade de Bath. Arquivado do original em 6 de fevereiro de 2007. Recuperado em 2007-01-03 .
- ^ "Space Shuttle Columbia Fast Facts". CNN. 30 de setembro de 2013. Arquivado do original em 2 de fevereiro de 2016. Recuperado em 20 de janeiro de 2016 .
- ^ Fowler, B.; Porlier, G. (1985). "Efeitos da narcose por gás inerte no comportamento – uma revisão crítica". Undersea Biomed. Res . 12 (4): 369–402. PMID 4082343. Arquivado do original em 25/12/2010 . Recuperado em 21/09/2008 .
{{cite journal}}
: CS1 manutenção: URL imprópria ( link ) - ^ Rogers, WH; Moeller, G. (1989). "Efeito de exposições hiperbáricas breves e repetidas na suscetibilidade à narcose por nitrogênio". Undersea Biomed. Res . 16 (3): 227–32. OCLC 2068005. PMID 2741255. Arquivado do original em 2009-09-01 . Recuperado em 2008-09-21 .
{{cite journal}}
: CS1 manutenção: URL imprópria ( link ) - ^ Acott, C. (1999). "Uma breve história do mergulho e da doença descompressiva". South Pacific Underwater Medicine Society Journal . 29 (2). OCLC 16986801. Arquivado do original em 2011-09-05 . Recuperado em 2008-09-21 .
{{cite journal}}
: CS1 manutenção: URL imprópria ( link ) - ^ Kindwall, EP; Seireg, A. (1975). "Eliminação de nitrogênio no homem durante a descompressão". Undersea Biomed. Res . 2 (4): 285–97. OCLC 2068005. PMID 1226586. Arquivado do original em 27/07/2011 . Recuperado em 21/09/2008 .
{{cite journal}}
: CS1 manutenção: URL imprópria ( link ) - ^ US Navy Diving Manual, 6ª revisão. Estados Unidos: US Naval Sea Systems Command. 2006. Arquivado do original em 2008-05-02 . Recuperado em 2008-04-24 .
- ^ Walker, Jearl. "Ebulição e o Efeito Leidenfrost" (PDF) . Fundamentos da Física : 1–4. Arquivado (PDF) do original em 13 de dezembro de 2019 . Recuperado em 11 de outubro de 2014 .
- ^ "Coquetel de nitrogênio líquido deixa adolescente no hospital". BBC News. 2012-10-08. Arquivado do original em 2017-04-12.
- ^ Mattox, Brent S. "Investigative Report on Chemistry 301A Cylinder Explosion" (PDF) . Texas A&M University. Arquivado do original (reimpressão) em 2014-04-30.
- ^ British Compressed Gases Association (2000) BCGA Code of Practice CP30. "O uso seguro de Dewars de nitrogênio líquido até 50 litros". ISSN 0260-4809. Arquivado do original em 2007-07-18..
- ^ "Entrada em Espaço Confinado – Trabalhador e Futuro Socorrista Asfixiados" (PDF) . Estudo de Caso de Incidente de Asfixia na Refinaria Valero. Arquivado do original (PDF) em 2015-09-22.
- ^ "Inquérito após homem morrer em vazamento químico". BBC News. 1999-10-25. Arquivado do original em 2017-01-07.
- ^ Liquid Nitrogen – Code of practice for handling (Nitrogênio líquido – Código de prática para manuseio). Reino Unido: Birkbeck, University of London. 2007. Arquivado do original em 2018-06-12 . Recuperado em 2012-02-08 .
- ^ Levey, Christopher G. "Liquid Nitrogen Safety". Thayer School of Engineering em Dartmouth. Arquivado do original em 2016-03-05 . Recuperado em 2016-11-23 .
- ^ National Institutes of Health. Protocol for Use and Maintenance of Oxygen Monitoring Devices. Fevereiro de 2014, às 1:35 UTC. Disponível em: https://www.ors.od.nih.gov/sr/dohs/documents/protocoloxygenmonitoring.pdf Arquivado em 2020-12-05 no Wayback Machine . Acessado em 23 de junho de 2020
Bibliografia
- Greenwood, Norman N. ; Earnshaw, Alan (1997). Química dos Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
Links externos
- Etimologia do nitrogênio
- Nitrogênio na Tabela Periódica de Vídeos (Universidade de Nottingham)
- Podcast sobre nitrogênio do Chemistry World da Royal Society of Chemistry