Os
animais obtêm nitrogênio para a elaboração das proteínas essenciais à vida a
partir dos vegetais ou de outras proteínas animais presentes nos alimentos,
enquanto as plantas sintetizam suas proteínas a partir de compostos
nitrogenados inorgânicos que retiram do solo e, até certo ponto, do nitrogênio
livre na atmosfera.
O
nitrogênio é um ametal do grupo Va da tabela periódica, de símbolo químico N. É
o elemento mais abundante da atmosfera terrestre e está presente em todos os
seres vivos. Apresenta dois isótopos estáveis e forma o gás nitrogênio (N2),
insípido, inodoro e incolor. Por sua alta energia de ligação, o nitrogênio
molecular não reage facilmente com outras substâncias e, sob condições normais,
é relativamente inerte à maioria dos reagentes.
Atribui-se
a Daniel Rutherford a descoberta do nitrogênio em 1772, porque o cientista foi
o primeiro a publicar suas descobertas, mas, na Grã-Bretanha, os químicos
Joseph Priestley e Henry Cavendish e, na Suécia, Carl Wilhelm Scheele também
descobriram o elemento na mesma época. Lavoisier, o primeiro a reconhecer que
se tratava de um elemento químico independente e a identificá-lo em certos
compostos minerais, deu-lhe o nome de azoto (do grego a, "sem", e
zoe, "vida") em razão de sua incapacidade para manter a vida e
alimentar a combustão. O nome nitrogênio foi criado em 1790, por Jean-Antoine
Chaptal, após a descoberta de sua relação com o ácido nítrico.
Ocorrência.
Entre os elementos, o nitrogênio é o sexto em abundância no universo. Constitui
cerca de 78% do volume atmosférico. Encontra-se nitrogênio livre em muitos
meteoritos, nos gases de vulcões, minas e em algumas fontes minerais, no Sol,
em estrelas e nebulosas. Em combinação com outros elementos, ocorre nas
proteínas; no salitre-do-chile (nitrato de sódio, NaNO3), muito usado como
fertilizante; na atmosfera, na chuva, no solo e no guano (adubo natural formado
a partir da decomposição dos excrementos e cadáveres de aves marinhas), sob a
forma de amônia e sais de amônio; e na água do mar, como íons de amônio (NH4+),
nitrito (NO2-) e nitrato (NO3-).
Obtenção.
A produção comercial de nitrogênio se realiza por destilação fracionada do ar
líquido, mediante a qual se elimina o oxigênio da mistura. Esse processo é
possível graças à grande diferença entre os pontos de ebulição de ambos os
elementos. Em escala reduzida, o nitrogênio puro é obtido em laboratório por
inúmeras reações de oxidação da amônia e seus derivados ou por redução de
compostos oxigenados do nitrogênio. Entre os mais comuns, citam-se a decomposição
térmica do dicromato de amônio e do nitrito de amônio.
Aplicações.
Quase inerte, o nitrogênio gasoso se emprega na indústria química como
solvente, como protetor de outros produtos contra eventuais riscos de oxidação
ou deterioração ou como inibidor de possíveis combustões e explosões.
Na
indústria alimentícia, é utilizado em estado gasoso para prevenir a oxidação e
o aparecimento de mofo ou insetos. Em estado líquido, é usado nos sistemas de
refrigeração e como congelante seco. O baixo ponto de ebulição do nitrogênio
recomenda seu uso como agente criogênico para a maioria das substâncias
químicas e proporciona valiosos dados sobre o comportamento da matéria a baixas
temperaturas.
As
indústrias metalúrgica e elétrica recorrem ao nitrogênio para prevenir a
oxidação. O caráter estável e a baixa reatividade do nitrogênio gasoso
recomendam seu emprego no fabrico de espumas de borracha e plásticos, na
obtenção de aerossóis e na pressurização de propulsores líquidos para jatos de
reação. Na medicina, a substância também é largamente aproveitada, por seu
rápido congelamento, como conservante de sangue, sêmen, tecidos, bactérias etc.
Ciclo
do nitrogênio. O nitrogênio é um dos elementos indispensáveis à vida. Incapazes
de assimilar nitrogênio livre ou proveniente de compostos inorgânicos, os
animais retiram-no de outros animais ou de vegetais, estes sim capazes de
assimilar compostos nitrogenados inorgânicos extraídos do solo. O consumo do
nitrogênio do solo se compensa pela adição de fertilizantes ou por processos
naturais: o nitrogênio do ar pode ser fixado por meio de descarga elétrica na
atmosfera; forma-se ácido nítrico, que é conduzido pela chuva ao solo, onde
forma nitratos.
Outra
forma de fixação do nitrogênio pode ser observada em dois tipos de bactérias:
(1) as do gênero Rhizobium, que se alojam nos nódulos das raízes das
leguminosas e sintetizam, com o nitrogênio do ar, compostos orgânicos
nitrogenados utilizados pela planta na síntese das proteínas; (2) as saprófitas
(Azotobacter e Clostridium), que combinam o nitrogênio atmosférico com
carboidratos. Na decomposição de restos animais e vegetais, o nitrogênio dos
mesmos se transforma principalmente em amônia (amonificação), por ação das
bactérias amonificantes. A amônia formada pode ser atacada pelas bactérias
nitrificantes, para produzir nitrito. Este, sob a ação das Nitrobacter, passa a
nitrato. As bactérias desnitrificantes podem reduzir nitratos novamente a
nitrogênio, que retorna à atmosfera.
Fixação
do nitrogênio. Como as jazidas de salitre-do-chile têm capacidade limitada,
tornou-se necessário utilizar o nitrogênio atmosférico, que é praticamente
inesgotável. Esse aproveitamento exige a fixação do nitrogênio, isto é, sua
combinação com outros elementos.
Método
da descarga elétrica. A passagem de uma descarga elétrica através do ar provoca
a combinação do nitrogênio com o oxigênio para formar NO, que passa depois a
NO2. O NO2 dissolvido em água produz ácido nítrico. Em água de cal produz
nitrato de cálcio.
Método
da cianamida cálcica. Submetido a temperatura elevada, o nitrogênio produz, com
carbureto de cálcio, a cianamida cálcica: CaC2 + N2-> CaCN2 + C. O carbureto
de cálcio se obtém por aquecimento da cal em forno elétrico. O nitrogênio, que
deve ter a pureza de pelo menos 99,8%, é obtido do ar líquido. A hidrólise da
cianamida produz amoníaco: CaCN2 + 3H2O -> 2NH3 + CaCO3.
Método
de cianeto de sódio. Quando se passa nitrogênio sobre uma mistura de carbono e
carbonato de sódio aquecida ao rubro, obtém-se cianeto de sódio, segundo a
equação: Na2CO3 + 4C + N2 -> 2NaCN + 3CO. O ferro age como catalisador. As
tentativas de aplicação industrial não obtiveram sucesso.
Método
da síntese direta do amoníaco. O nitrogênio combina-se com o hidrogênio, no
principal processo de obtenção de NH3, segundo a reação: 2N2 + 3H2 -> 2NH3.
Compostos
nitrogenados. O amoníaco (NH3), conhecido pelo odor característico e irritante,
é um gás incolor resultante da combinação direta do nitrogênio com o hidrogênio
sob temperatura elevada, comercializado normalmente como solução aquosa. Se
emprega como fertilizante e como fonte de vários compostos nitrogenados
comercialmente importantes. O principal método comercial de síntese de amoníaco
é o processo de Haber-Bosch.
Outro
composto nitrogenado, o ácido nítrico (HNO3) é um ácido forte, também de larga
aplicação científica e industrial. O caráter oxidante, comparável ao do ácido
sulfúrico, justifica seu uso nos processos de oxidação-redução de metais para
produzir sais (nitratos). Prata, mercúrio e cobre reagem com o ácido concentrado
para produzir NO2 e com ácido diluído para dar origem a NO. Ouro, platina,
irídio, ródio, lantânio e titânio não são atacados. Misturado ao ácido
clorídrico na proporção de um para três, é chamado água-régia, pois ataca os
metais nobres, inclusive o ouro.
De
menor ação corrosiva, o ácido nitroso não existe em estado puro, mas só em
solução resultante da decomposição à temperatura ambiente em óxido, ácido
nítrico e água. Os nitritos e nitratos, sais respectivamente derivados dos
ácidos nitroso e nítrico, são habitualmente usados em fertilizantes.
Os óxidos nitroso e nítrico são substâncias de alta
reatividade, enquanto o dióxido de nitrogênio apresenta maior estabilidade
interna. Juntamente com o óxido nítrico, o dióxido de nitrogênio se encontra em
pequena proporção na atmosfera. Oriundo de resíduos industriais da indústria
química, é um poderoso agente de contaminação ambiental.
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