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| Daniel Rutherford |
Daniel
Rutherford. Nasceu
em Edimburgo, a 3 de Novembro de 1749, e, faleceu a 15 de Novembro de
1819. Rutherford foi um médico e químico escocês. É conhecido por
ter descoberto e isolado o elemento químico nitrogênio,
descrevendo algumas de suas propriedades, em 1772. Também descreveu
o oxigênio,
que denominou de "ar
vital".
Vida
Formado
na Universidade de Edimburgo, Escócia, onde seu pai John
era professor de Medicina. Foi aluno de Joseph
Black (1728-1799)
e praticou a medicina em Edimburgo, e se tornou um membro da "Real
Colegio de Médicos", onde foi secretário e presidente. Foi
"regius Cátedra de Medicina e Botânica" em Edimburgo, e
também Curador da "Royal Botanic Garden", em 1786, depois
da morte do professor John Hope (1725-1786). Tio do poeta e novelista
Sir Walter Scott (1771-1832), morreu e Edimburgo. Cinco anos após o
descobrimento importante, Antoine
Lavoisier (1775-1776)
demostrou que o ar é uma mistura de 21% de oxigênio e 79% de
nitrogênio e o denominou de azoto,
que significa um gás impróprio para a vida (1777). Foi Jean-Antoine
Chaptal quem deu
o nome definitivo ao nitrogênio (1790). Foi o médico e industrial
francês Jean
Chaptal
(1756-1832) que lhe deu o nome
de nitrogênio
(1790), após descobrir a sua relação com o ácido nítrico. Seus
compostos, sem dúvida, são muito ativos, e também muito importante
na produção de alimentos, especialmente de origem agrícola. Fritz
Haber (1868-1934)
desenvolveu um processo para extrair o nitrogênio do ar e a produção
de amoníaco (NH3) a serem utilizados como fertilizantes do solo
(1908).
Nitrogênio
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| Nitrogênio líquido (imagem: Cory Doctorow). |
O
azoto
ou
nitrogênio
é
um elemento químico com símbolo N,
número atómico 7 e número de massa 14 (7 protões e 7 neutrões),
representado no grupo (ou família) 15 (antigo VA) da tabela
periódica. É o quinto elemento mais abundante no Universo. Nas
condições ambientes (25 °C e 1 atm) é encontrado no estado
gasoso, obrigatoriamente em sua forma molecular biatômica (N2),
formando cerca de 78% do volume do ar atmosférico. A mais importante
aplicação comercial do nitrogênio é na obtenção do gás
amoníaco pelo processo
Haber.
Considera-se que foi descoberto formalmente por Daniel
Rutherford
em 1772 ao determinar algumas de suas propriedades. Entretanto, pela
mesma época, também se dedicou ao seu estudo Carl
Wilhelm Scheele
que o isolou.
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| Nível eletrônico (imagem: Pumbaa, original work by Greg Robson). |
O
nitrogênio (do latim nitrogenium
e este do grego νίτρον = nitro, e -genio, da raiz grega γεν
= gerar) considera-se que foi descoberto formalmente por Daniel
Rutherford em 1772 ao determinar algumas de suas propriedades.
Entretanto, pela mesma época, também se dedicaram ao seu estudo
Carl
Wilhelm Scheele
que o isolou, Henry
Cavendish,
e Joseph
Priestley.
O nitrogênio é um gás tão inerte que Antoine
Lavoisier
se referia a ele como azoe,
que é uma palavra francesa que significa "impróprio para
manter a vida". Alguns anos depois, em 1790, foi chamado de
nitrogênio,
por Jean
Antoine Chaptal,
que significa “formador de salitre”. Foi classificado entre os
gases permanentes desde que Michael
Faraday
não conseguiu torná-lo líquido a 50 atm e -110 °C. Mais tarde, em
1877, Raoul
Pictet
e Louis
Paul Cailletet
conseguiram liquefazê-lo. Alguns compostos de nitrogênio já eram
conhecidos na Idade Média: os alquimistas chamavam de aqua
fortis
o ácido nítrico e aqua
regia
a mistura de ácido nítrico e clorídrico, conhecida pela sua
capacidade de dissolver o ouro.
Ocorre
como um gás inerte (N2),
não-metal, incolor, inodoro e insípido, constituindo cerca de 4/5
da composição do ar atmosférico, não participando da combustão e
nem da respiração. Como elemento (N) tem uma elevada
eletronegatividade (3 na escala
de Pauling)
e 5 eléctrons no nível mais externo (camada de valência),
comportando-se como ião trivalente na maioria dos compostos que
forma. Condensa a aproximadamente 77 K (-196 °C) e solidifica a
aproximadamente 63 K (-210 °C). O nitrogênio é o principal
componente da atmosfera terrestre. Este elemento chega ao solo
através de compostos orgânicos (restos vegetais e animais) e/ou
inorgânicos. Sua fixação pode ser biológica(simbiótica ou não)
ou por descargas elétricas. No solo o N se encontra na forma
orgânica ou inorgânica, podendo se mudar de forma (ou vice-versa)
pelo fenômeno da mineralização ou imobilização.
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Posição na Tabela Periódica
Símbolo: N
Número atômico: 7
Série química: não-metal (imagem:
Atanamir).
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- A mais importante aplicação comercial do nitrogênio é na obtenção do gás amoníaco pelo processo Haber. O amoníaco é usado, posteriormente, para a fabricação de fertilizantes e ácido nítrico.
- É usado, devido a sua baixa reatividade, como atmosfera inertizada em tanques de armazenamento de óleos vegetais e animais.5 Também é usado em tanques de líquidos explosivos, durante a fabricação de componentes eletrônicos (transistores, diodos, circuitos integrados, etc.) e na fabricação do aço inoxidável.
- O nitrogênio líquido, obtido pela destilação do ar líquido, se usa em criogenia, já que na pressão atmosférica condensa a -196°C.
- É usado como fator refrigerante, para o congelamento e transporte de alimentos, conservação de corpos e células reprodutivas sexuais, masculinas e femininas ou quaisquer outras amostras biológicas.
Entre
os sais do ácido nítrico estão incluídos importantes compostos
como o nitrato de potássio (nitro ou salitre empregado na fabricação
de pólvora) e o nitrato de amônio como fertilizante. Os compostos
orgânicos de nitrogênio como a nitroglicerina e o Trinitrotolueno
(TNT) são muito explosivos. A hidrazina e seus derivados são usados
como combustível em foguetes. Na medicina nuclear, o 13N
(lê-se nitrogênio 13), radioativo com emissão de positrão, é
usado no exame PET. Na indústria automobilística é utilizado para
inflar pneus de alto desempenho.
O
nitrogênio é o elemento que as plantas necessitam em maior
quantidade. É um macronutriente primário ou nobre. No entanto,
devido à multiplicidade de reações químicas e biológicas, à
dependência das condições ambientais e ao seu efeito no rendimento
das culturas, o nitrogênio é também o elemento que apresenta
maiores dificuldades de manejo na produção agrícola mesmo em
propriedades tecnicamente orientadas. As formas preferenciais de
absorção de Nitrogênio pelas plantas são a amônia (NH4+) e o
nitrato (NO3-). Compostos nitrogenados simples, como uréia e alguns
aminoácidos, também podem ser absorvidos, mas são poucos
encontrados na forma livre no solo. Mas, apesar de ser o nutriente
mais abundante da atmosfera terrestre, o N não figura como
constituinte de qualquer rocha terrestre. Talvez, seja por este
motivo ele é o elemento mais caro dos fertilizantes, pois, para sua
formação são necessárias diversas reações químicas, as quais
necessitam de muita energia. Tal afirmação e justificada pelo fato
da difícil síntese e alto custo energético da formação do NH3.
As formas em que o N se apresenta nos adubo nitrogenados são:
Nítricas (Ex. Nitrato de Cálcio), amoniacal (Ou ambas como e o caso
do Nitrato de Amônia), orgânica e amídica (Uréia). A concentração
de N nos adubos podem variar desde 82% na amônia anidra até alguns
décimo de 1% nos adubos orgânicos.
O
nitrogênio é o componente principal da atmosfera terrestre (78,1%
em volume). É obtido, para usos industriais, pela destilação do ar
líquido ou pelo enriquecimento através de filtros moleculares. O
elemento está presente na composição de substâncias excretadas
pelos animais, usualmente na forma de ureia e ácido úrico. Tem-se
observado compostos que contém nitrogênio no espaço exterior. O
isótopo 14N
se cria nos processos de fusão nuclear das estrelas.
Com
o hidrogênio forma o amoníaco ( NH3
) e a hidrazina ( N2H4
). O amoníaco líquido — anfótero como a água — atua como uma
base em solução aquosa formando íons amônio ( NH4+
). O mesmo amoníaco comporta-se como um ácido em ausência de água,
cedendo um próton a uma base, dando lugar ao ânion amida (NH2-).
Também se conhece largas cadeias e compostos cíclicos de
nitrogênio, porém, são muito instáveis. Com o oxigênio forma
vários óxidos como o óxido nitroso ( N2O)
ou gás hilariante, o óxido nítrico (NO) e o dióxido de nitrogênio
( NO2
), estes dois últimos são representados genericamente por NOx
e são produtos de processos de combustão, contribuindo para o
aparecimento de contaminantes (smog fotoquímico). Outros óxidos são
o trióxido de dinitrogênio ( N2O3
) e o pentóxido de dinitrogênio (N2O5),
ambos muito instáveis e explosivos, cujos respectivos ácidos são o
ácido nitroso (HNO2)
e o ácido nítrico (HNO3)
que, por sua vez, formam os sais nitritos e nitratos.
O
azoto é o componente essencial dos aminoácidos e dos ácidos
nucleicos, vitais para os seres vivos. As leguminosas são capazes de
desenvolver simbiose com certas bactérias do solo chamadas de
rizóbios, estas bactérias absorvem o azoto diretamente do ar, sendo
este transformado em amoníaco que logo é absorvido pela planta. Na
planta o amoníaco é reduzido a nitrito pela enzima nitrito redutase
e logo em seguida é reduzido a nitrato pela enzima nitrato redutase.
O nitrato é posteriormente utilizado pela planta para formar o grupo
amino dos aminoácidos das proteínas que, finalmente, se incorporam
à cadeia trófica. Um bom exemplo deste processo é observado na
soja, sendo esta uma cultura que dispensa adubação nitrogenada.
(veja: ciclo do nitrogênio).
Há
dois isótopos estáveis do azoto: 14N
e 15N.
O mais comum é o 14N,
com uma abundância relativa de 99,634%, sendo o restante preenchido
pelo 15N.
No universo, o 14N
é produzida pelo ciclo carbono-azoto das estrelas. Dos dez isótopos
artificiais do nitrogênio (sintetizados em laboratório), o 13N
tem uma vida média de nove minutos enquanto que os demais isótopos,
da ordem de segundos ou menos. As reações biológicas de
nitrificação e desnitrificação contribuem, de maneira
determinante, na dinâmica do azoto no solo, quase sempre produzindo
um enriquecimento em 15N
do substrato.
Os
fertilizantes azotados são uma poderosa fonte de contaminação do
solo e das águas. Os compostos que contêm íons cianeto formam sais
extremadamente tóxicos e são mortais para numerosos animais, entre
os quais os mamíferos.
Referências
