nitrogênio - Nitrogen


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Azoto,   7 N
Liquidnitrogen.jpg
Propriedades gerais
Aparência gás incolor, líquido ou sólido
Peso atómico Padrão ( A r, padrão ) [ 14,006 4314,007 28 ] convencional:  14,007
O azoto na tabela periódica
hidrogênio Hélio
Lítio Berílio Boro Carbono Azoto Oxigênio Flúor Néon
Sódio Magnésio Alumínio Silício Fósforo Enxofre Cloro argão
Potássio Cálcio Escândio Titânio Vanádio crômio Manganês Ferro Cobalto Níquel Cobre Zinco Gálio Germânio Arsênico Selênio Bromo criptônio
Rubídio Estrôncio Ítrio Zircônio Nióbio Molibdênio tecnécio Rutênio Ródio Paládio Prata Cádmio Indium Lata antimônio Telúrio Iodo xênon
Césio Bário Lantânio Cério Praseodímio neodímio Promécio Samário európio gadolínio Térbio disprósio Holmium Erbium Túlio Itérbio lutécio Háfnio Tântalo Tungstênio rênio Ósmio Iridium Platina Ouro Mercúrio (elemento) Tálio Conduzir Bismuto Polônio Astatine radão
francium Rádio Actínio Tório Protactínio Urânio Neptúnio Plutônio amerício curandeiro Berkelium californium Einsteinium fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium dubnium seaborgium Bohrium hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium fleróvio Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson
-

N

P
carbonoazotooxigénio
Número atómico ( Z ) 7
Grupo grupo 15 (grupo do nitrogênio)
Período período de 2
Quadra p-bloco
categoria de elemento   metalóide reactivo
configuração eletrônica [ Ele ] 2s 2 2p 3
Elétrons por shell
2, 5
Propriedades físicas
Fase em  STP gás
Ponto de fusão 63,15  K (-210,00 ° C, -346,00 ° F)
Ponto de ebulição 77,355 K (-195,795 ° C, -320,431 ° F)
Densidade (a PTN) 1,2504 g / L, a 0 ° C, 1,013 mbar
quando o líquido (em  pb ) 0,808 g / cm 3
Ponto Triplo 63,151 K, 12,52 kPa
Ponto crítico 126,192 K, 3,3958 MPa
Calor de fusão (N 2 ) 0,72  kJ / mol
Calor de vaporização (N 2 ) 5,56 kJ / mol
capacidade térmica molar (N 2 ) 29,124 J / (mol · K)
Pressão de vapor
P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
em  T  (K) 37 41 46 53 62 77
Propriedades atômicas
estados de oxidação -3 , -2, -1, 1, 2, 3 , 4, 5 (a fortemente ácida óxido)
Eletro-negatividade escala Pauling: 3,04
energias de ionização
  • 1: 1402,3 kJ / mol
  • 2: 2856 kJ / mol
  • 3: 4578,1 kJ / mol
  • ( Mais )
raio covalente 71 ± 1  pm
Van der Waals raio 155 pm
Linhas de cor em uma faixa espectral
Linhas espectrais de azoto
outras propriedades
Estrutura de cristal hexagonal
estrutura de cristal hexagonal para azoto
Velocidade do som 353 m / s (de gás, a 27 ° C)
Condutividade térmica 25,83 x 10 -3  W / (mK)
ordenamento magnético diamagnetic
Número CAS 17778-88-0
7727-37-9 (N 2 )
História
Descoberta Daniel Rutherford (1772)
nomeado pela Jean-Antoine Chaptal (1790)
Principais isótopos de azoto
Isótopo Abundância Meia-vida ( t 1/2 ) modo de decaimento produtos
13 N syn 9.965 min ε 13 C
14 N 99,6% estável
15 N 0,4% estável
| referências

O nitrogênio é um elemento químico com o símbolo N e número atômico 7. Ele foi descoberto e isolado por médico escocês primeira Daniel Rutherford em 1772. Embora Carl Wilhelm Scheele e Henry Cavendish tinha feito independentemente, de modo mais ou menos ao mesmo tempo, Rutherford é geralmente concedido o crédito porque seu trabalho foi publicado. O nome nitrogène foi sugerido pelo químico francês Jean-Claude Antoine-Chaptal em 1790, quando se verificou que estava presente de azoto em ácido nítrico e nitratos . Antoine Lavoisier sugeriu, em vez do nome azote , do άζωτικός grega "sem vida", uma vez que é um gás asfixiante ; este nome em vez disso é usado em muitos idiomas, como o francês , russo e turco , e aparece nos nomes ingleses de alguns compostos de azoto tal como hidrazina , azidas e compostos azo .

O azoto é o membro mais leve do grupo 15 da tabela periódica, muitas vezes chamado de grupo do nitrogênio. O nome vem do grego πνίγειν "sufocar", referenciando diretamente propriedades asfixiantes de nitrogênio. É um elemento comum no universo , estimada em cerca de sétimo na abundância total na Via Láctea e do Sistema Solar . No temperatura e pressão padrão , dois átomos do elemento de ligação para formar diazoto , uma incolor e inodoro diatómico gás com a fórmula N 2 . Formas dinitrogênio cerca de 78% da atmosfera da Terra , tornando-se o elemento uncombined mais abundante. Azoto ocorre em todos os organismos, principalmente em ácidos aminados (e, assim, proteínas ), no ácidos nucleicos ( ADN e ARN ) e na transferência de energia molécula de adenosina trifosfato . O corpo humano contém cerca de 3% de azoto, em massa, o quarto elemento mais abundante no corpo depois de oxigénio, carbono e hidrogénio. O ciclo de azoto descreve o movimento do elemento a partir do ar, para as biosfera compostos orgânicos e, em seguida, de volta para a atmosfera.

Muitos compostos industrialmente importantes, tais como amónia , ácido nítrico, nitratos orgânicos ( propulsores e explosivos ), e cianetos , contêm azoto. A extremamente forte ligação tripla em azoto elementar (N≡N), a ligação mais forte em qualquer segunda molécula diatómica depois de monóxido de carbono (CO), domina química azoto. Isto provoca dificuldade para ambos os organismos e indústria na conversão de N 2 em úteis compostos , mas, ao mesmo tempo que significa incêndio ou explosão, ou decomposição de compostos de azoto para formar gás de azoto liberta grandes quantidades de energia muitas vezes útil. Amónia e nitratos produzidos sinteticamente são chave industriais fertilizantes , adubos e nitratos são chave poluentes na eutrofização dos sistemas de água.

Para além da sua utilização em fertilizantes e energia-lojas, o azoto é um constituinte de compostos orgânicos tão diversas como o Kevlar utilizado em tecido de alta resistência e de cianoacrilato utilizado em supercola . O azoto é um constituinte de cada classe importante de drogas farmacológico, incluindo antibióticos . Muitas drogas são imita ou pró-fármacos de naturais contendo azoto moléculas de sinal : por exemplo, o nitrato orgânico nitroglicerina e nitroprussiato de controlo da pressão arterial , metabolizando em óxido nítrico . Muitas drogas contendo azoto notáveis, tais como o natural cafeína e morfina ou os sintéticos anfetaminas , actuam sobre os receptores de animais neurotransmissores .

História

Daniel Rutherford , descobridor de azoto

Compostos de azoto tem uma longa história, cloreto de amónio ter sido conhecida a Heródoto . Eles eram bem conhecidos pelos Idade Média. Alquimistas sabia ácido nítrico como do aqua fortis (água-forte), bem como outros compostos azotados, tais como amónio sais e nitrato de sais. A mistura de ácido nítrico e ácido clorídrico foi conhecida como água régia (água real), celebrado pela sua capacidade de dissolver o ouro , o rei de metais.

A descoberta de azoto é atribuída ao médico escocês Daniel Rutherford em 1772, que o denominou ar nocivo . Embora ele não reconhecê-lo como uma substância química completamente diferente, ele claramente distingue-o de Joseph Black "ar fixo" , ou dióxido de carbono. O fato de que havia um componente do ar que não suporta a combustão ficou claro para Rutherford, embora ele não estava ciente de que era um elemento. O nitrogênio também foi estudada em aproximadamente o mesmo tempo por Carl Wilhelm Scheele , Henry Cavendish , e Joseph Priestley , que se referiu a ele como ar queimado ou ar phlogisticated . Azoto gasoso foi inerte o suficiente para que Antoine Lavoisier referido como " ar mefítico " ou azoto , a partir do grego palavra άζωτικός (azotikos), "não vida". Em uma atmosfera de azoto puro, animais morreram e chamas foram extintas. Nome do embora Lavoisier não foi aceito em Inglês, uma vez que foi apontado que quase todos os gases (com efeito, com a única exceção de oxigênio) são mephitic, ele é usado em muitas línguas (Francês, Italiano, Português, polonês, russo, albanês, turco, etc .; o Alemão Stickstoff semelhante refere-se à mesma característica, viz. sticken "a sufocar-se") e ainda permanece em Inglês nos nomes comuns de diversos compostos de azoto, tais como a hidrazina e os compostos da azida iónica. Finalmente, levou ao nome " grupo do nitrogênio " para o grupo liderado por nitrogênio, do πνίγειν grega "engasgar".

O nitrogênio Inglês palavra (1794) entrou na língua do francês nitrogène , cunhado em 1790 pelo químico francês Jean-Antoine Chaptal (1756-1832), do francês salitre ( nitrato de potássio , também chamado salitre ) eo sufixo francês genet , "produzindo", do grego -γενής (-genes, "gerado"). Significado de Chaptal era que o azoto é parte essencial do ácido nítrico , que por sua vez foi produzido a partir de nitro. Em épocas anteriores, niter tinha sido confundido com "natron" egípcia ( carbonato de sódio ) - chamado νίτρον (nitron) em grego - que, apesar do nome, não continha nitrato.

O mais antigo militar, industrial e aplicações agrícolas de compostos azotados utilizados salitre ( nitrato de sódio ou nitrato de potássio), mais notavelmente em pólvora , e mais tarde como fertilizante . Em 1910, Lord Rayleigh descoberto que uma descarga eléctrica no gás de azoto produzido "azoto activo", um monatomic alótropo de azoto. A "nuvem rodopiante de luz amarela brilhante" produzido por seu aparelho feito reagir com mercúrio para produzir explosivo nitreto de mercúrio .

Durante muito tempo, as fontes de compostos de azoto eram limitadas. Originado de fontes naturais quer da biologia ou depósitos de nitratos produzidos por reacções atmosféricas. A fixação de azoto por meio de processos industriais, como o processo de Frank-Caro (1895-1899) e processo de Haber-Bosch (1908-1913) diminuiu esta falta de compostos de azoto, na medida em que a metade de mundial de produção de alimentos (ver Aplicações) agora depende sintético fertilizantes azotados. Ao mesmo tempo, a utilização do processo de Ostwald (1902) para produzir nitratos de fixação de azoto industrial permitiu a produção industrial em grande escala de nitratos como matéria-prima no fabrico de explosivos na Guerra Mundial do século 20.

propriedades

atômico

As formas dos cinco orbitais ocupada em azoto. As duas cores mostram a fase ou sinal da função de onda em cada região. Da esquerda para a direita: 1s, 2s (em corte para mostrar a estrutura interna), 2p x , 2p y , 2p z .

Um átomo de azoto tem sete electrões. No estado fundamental, que estão dispostas nas 1s configuração de electrões 2
2s 2
2p 1
x
2p 1
y
2p 1
z
. É, por conseguinte, tem cinco electrões de valência dos 2s e orbitais 2p, três dos quais (o P-electrões) são desemparelhado. Tem uma das mais altas eletronegatividades entre os elementos (3,04 na escala de Pauling), ultrapassado apenas pelo cloro (3,16), oxigénio (3,44), e de flúor (3,98). Seguindo propriedades periódicas, sua uma ligação simples raio covalente de 71 pm é menor do que os de boro (84 pm) e de carbono (76 horas), ao mesmo tempo que é maior do que os de oxigénio (66 pm) e de flúor (57 pm). O nitreto de aniões, N 3- , é muito maior a 146 pm, semelhante ao do óxido de (S 2- : 140 pm) e fluoreto (F - : 133 pm) aniões. Os três primeiros energias de ionização de azoto são 1,402, 2,856, e 4,577 MJ · mol -1 , e a soma da quarta e quinta é 16,920 MJ · mol -1 . Devido a estes valores muito elevados, o azoto não tem química catiónico simples.

A falta de nódulos radiais na subcamada 2p é directamente responsável por muitas das propriedades anormais da primeira linha do bloco p , especialmente em azoto, oxigénio e flúor. A subcamada 2p é muito pequena e tem um raio muito semelhante ao do invólucro 2s, facilitando hibridização . Também resulta em muito grandes forças electrostáticas de atracção entre o núcleo e os electrões de valência dos 2s e 2p conchas, o que resulta em muito altas eletronegatividades. Hypervalency é quase desconhecido nas 2p elementos, pela mesma razão, porque a electronegatividade elevada faz com que seja difícil para uma pequena átomo de azoto ser um átomo central num rico em electrões de três centro de ligação de quatro electrões , uma vez que tende a atrair os electrões fortemente para si. Assim, apesar da posição do azoto na cabeça do grupo 15 da tabela periódica, a sua química mostra grandes diferenças em relação ao da sua congéneres mais pesados fósforo , arsénio , antimónio e bismuto .

Azoto pode ser utilmente comparado com a sua posição horizontal de carbono e oxigénio vizinhos, bem como os seus vizinhos verticais na coluna (grupo do nitrogênio fósforo, arsénio, antimónio, bismuto e). Apesar de cada período de 2 elemento de lítio de azoto mostra algumas semelhanças com o elemento período de 3 no seguinte grupo de magnésio de enxofre (conhecido como as relações diagonais ), o seu grau cai abruptamente passado o par de boro-silício, de modo que as semelhanças de azoto ao enxofre são principalmente limitados a compostos de anel de nitreto de enxofre quando ambos os elementos são os únicos presentes. De azoto se assemelha muito mais oxigénio do que o faz de carbono com a sua elevada electronegatividade e capacidade concomitante para a ligação de hidrogénio e a capacidade de formar complexos de coordenação , doando seus pares isolados de electrões. Ele não partilha propensão de carbono para encadeamento , com a cadeia mais longa de azoto ainda descoberto sendo composta de apenas oito átomos de azoto (PhN = N-N (Ph) -N = N-N (Ph) -N = NPh). Um azoto propriedade faz partes com os seus dois vizinhos horizontal é a sua preferencialmente formando ligações múltiplas, tipicamente com átomos de carbono, azoto, oxigénio, ou por meio de p π -p ¸ interacções; assim, por exemplo, azoto ocorre como moléculas diatómicas e, portanto, tem muito mais baixa de fusão (-210 ° C) e pontos de ebulição (-196 ° C) do que o resto do seu grupo, como as N 2 moléculas só são mantidos juntos por fraco van der Waals e existem muito poucos electrões disponíveis para criar dipolos instantâneos significativas. Isso não é possível para os seus vizinhos verticais; Assim, os óxidos de azoto , nitritos , nitratos , nitro , nitroso -, azo -, e diazo -compostos, azidas , cianatos , tiocianatos , e imino -derivatives encontrar nenhuma eco com fósforo, arsénio, antimónio, bismuto ou. Pela mesma razão, no entanto, a complexidade dos oxoácidos de fósforo encontra nenhuma eco com azoto.

isótopos

Tabela de nuclídeos (gráfico Segrè) de carbono ao flúor (incluindo azoto). Laranja indica emissão de prótons (nuclídeos fora da linha de gotejamento de protões); rosa para emissão de positrões (inverso decaimento beta); preto para estáveis nuclídeos; azul para a emissão de electrões (decaimento beta); e violeta para emissão de nêutrons (nuclídeos fora da linha de gotejamento de nêutrons). Número de prótons aumenta indo para cima do eixo e nêutrons número vertical, indo para a direita no eixo horizontal.

Azoto tem duas estáveis isótopos : 14 N e 15 N. O primeiro é muito mais comum, fazendo-se 99,634% de azoto naturais, e o segundo (o que é ligeiramente mais pesado) torna-se o restante 0,366%. Isto leva a um peso atômico de cerca de 14,007 u. Ambos estes isótopos estáveis são produzidos no ciclo CNO em estrelas , mas 14 N é mais comum como a sua captura de neutrões é o passo limitante da velocidade. 14 N é um dos cinco estáveis nuclídeos ímpares-impar (um nuclídeo tendo um número ímpar de protões e neutrões); os outros quatro são 2 H , 6 Li, 10 B, e 180m Ta.

A abundância relativa de 14 N e 15 N é praticamente constante no ambiente, mas pode variar em outra parte, devido a fraccionamento isotópica natural de biológicos redox reacções e a evaporação dos recursos naturais de amoníaco ou ácido nítrico . Reacções mediadas biologicamente (por exemplo, assimilação , nitrificação e desnitrificação ) controlar fortemente dinâmica de azoto no solo. Estas reacções resultam tipicamente em 15 N enriquecimento do substrato e do esgotamento do produto .

O isótopo pesado 15 N foi descoberto pela primeira vez por SM Naudé em 1929, logo depois de isótopos pesados dos elementos vizinhos de oxigénio e de carbono foram descobertos. Ele apresenta uma das mais baixas de nêutrons térmicos de captura de secções transversais de todos os isótopos. Ele é frequentemente utilizado em ressonância magnética nuclear de espectroscopia (RMN) para determinar a estrutura das moléculas contendo azoto, devido à sua fraccionada spin nuclear de um-meio, que oferece vantagens para NMR, tais como largura de linha estreita. 14 N, embora teoricamente também utilizável, tem um spin nuclear de um número inteiro e, assim, tem um momento de quadrupolo que leva a espectros mais larga e menos útil. 15 N, no entanto, tem RMN complicações não encontrados na mais 1 H e 13 C RMN espectroscopia. A baixa abundância natural de 15 N (0,36%) reduz significativamente a sensibilidade, um problema que só é exacerbado pelo seu baixo rácio giromagnético , (apenas 10,14% a de 1 H). Como resultado, a relação sinal-para-ruído de um H é cerca de 300 vezes mais do que que para 15 N na mesma intensidade de campo magnético. Isto pode ser um pouco aliviadas por enriquecimento isotópico de 15 N por troca química ou destilação fraccionada. 15 compostos N-enriquecidos têm a vantagem de que, sob condições padrão, eles não sofrem troca química dos seus átomos de azoto com azoto atmosférico, ao contrário de compostos com rotulados hidrogénio isótopos, carbono, oxigénio e que devem ser mantidos longe da atmosfera. A 15 N: 14 N ratio é comumente utilizada na análise de isótopos estáveis nos campos de Geochemistry , hidrologia , paleoclimatology e Paleoceanography , onde é chamado δ 15 N .

Dos outros dez isótopos produzidos sinteticamente, que variam de 12 N a 23 N, 13 N tem uma meia-vida de dez minutos, e os isótopos restantes têm semi-vidas da ordem de segundos ( 16 N e 17 N) ou mesmo milissegundos. Há outros isótopos de nitrogênio são possíveis como eles cairia fora das linhas de gotejamento nucleares , vazando um próton ou nêutron. Dada a diferença de meia-vida, 13 N é o radioisótopo azoto mais importante, de ser relativamente longa duração suficiente para usar em tomografia de emissão de positrões (PET), embora a sua meia-vida é ainda curto e, portanto, tem de ser produzido no local de o PET, por exemplo, num ciclotrão via bombardeamento com protões de 16 ó produzindo 13 N e uma partícula alfa .

O radioisótopo 16 N é o dominante radionuclídeo no líquido de arrefecimento dos reactores de água pressurizada ou destila reactores de água durante a operação normal, e, portanto, é um indicador sensível e imediata de fugas do sistema de arrefecimento primário para o ciclo de vapor secundário, e é o meio primário de detecção para tais fugas. É produzido a partir de 16 S (em água) por meio de um (n, p) reacção em que o 16 átomo de O capta um neutrão e expele um protão. Tem uma curta meia-vida de cerca de 7,1 s, mas durante o seu decaimento de volta para 16 ó produz de alta energia de radiação gama (5 a 7 MeV). Devido a isso, acesso à tubagem refrigerante primário num reactor de água à pressão deve ser restringido durante reactor de funcionamento da alimentação.

Química e compostos

allotropes

Diagrama de orbital molecular da molécula de diazoto, N 2 . Existem cinco orbitais de ligação e dois orbitais antibonding (marcados com um asterisco; orbitais envolvendo os 1s interiores electrões não mostrados), dando uma ordem total ligação de três.

Azoto Atómica, também conhecido como azoto activa, é altamente reactivo, sendo um triradical com três electrões desemparelhados. Átomos de azoto livres reagem facilmente com a maioria dos elementos para formar nitretos, e mesmo quando dois átomos de azoto livre colidem para produzir um animado N 2 molécula, que podem libertar tanta energia em colisão com ainda tais moléculas estáveis como dióxido de carbono e água para provocar cisão homolítica em radicais tais como o CO e o ou OH e azoto H. Atómica é preparado pela passagem de uma descarga eléctrica através de azoto gasoso a 0,1-2 mmHg, o que produz azoto atómico juntamente com uma emissão de pêssego-amarelo que se desvanece-se lentamente como uma pós-luminescência durante vários minutos mesmo após a descarga termina.

Dada a grande reactividade do azoto atómico, azoto elementar geralmente ocorre como N molecular 2 , diazoto. Esta molécula é um líquido incolor, inodoro, insípido e diamagnético gás nas condições normais: que funde a -210 ° C e entra em ebulição a 196 ° C. Diazoto é principalmente não reactiva à temperatura ambiente, mas, não obstante, reagir com lítio metálico e alguns metais de transição complexos. Isto é devido à sua ligação, que é único entre os elementos diatómicas em condições normais, no que ele tem um N≡N ligação tripla . Ligações triplas têm comprimentos curtos de títulos (neste caso, 109,76 pm) e as energias de dissociação elevada (neste caso, 945,41 kJ / mol), e são, portanto, muito forte, explicando inércia química de diazoto.

Existem algumas indicações teóricas que outras azoto oligómeros e polímeros podem ser possível. Se eles poderiam ser sintetizados, eles podem ter aplicações potenciais como os materiais com uma densidade de energia muito elevada, que possam ser utilizados como agentes propulsores e explosivos poderosos. Isto porque todos eles devem decompor-se para diazoto, cuja N≡N ligação tripla (energia de ligação 946 kJ⋅mol -1 ) é muito mais forte do que os do N = ligação dupla N (418 kJ⋅mol -1 ) ou a N- N ligação simples (160 kJ⋅mol -1 ): de fato, a ligação tripla tem mais do que três vezes a energia da ligação simples. (O oposto é verdadeiro para os grupo do nitrogênio mais pesados, que preferem allotropes poliatómicos.) A grande desvantagem é que a maioria polynitrogens neutros não são esperados para ter uma grande barreira para a decomposição, e que as poucas exceções seria ainda mais difícil de sintetizar do que a longa -Procuramos, mas ainda desconhecido tetrahedrane . Isto está em contraste com o catiónico bem caracterizada e polynitrogens aniónico azida ( N -
3
), pentazenium ( N +
5
), e pentazolide (cíclico aromático N -
5
). Sob pressões extremamente elevadas (1,1 milhões  atm ) e temperaturas elevadas (2000 K), como produzidos numa bigorna de diamante , polimeriza azoto no ligado por ligação simples desajeitada cúbico estrutura cristalina. Esta estrutura é semelhante à do diamante , e ambos têm extremamente fortes ligações covalentes , resultando na sua alcunha "diamante azoto".

Azoto sólido nas planícies do Sputnik Planitia em Plutão lado de montanhas de gelo de água

Na pressão atmosférica , de azoto moleculares condensa ( liquefaz ) a 77  K (-195,79 ° C ) e congela a 63 K (-210,01 ° C) para o beta hexagonal compacta-fim cristal alotrópica forma. Abaixo de 35,4 K (-237,6 ° C) o azoto assume cúbico forma cristalina alotrópica (chamada a fase alfa). O nitrogénio líquido , um gás incolor água semelhante a fluido em aparência, mas com 80,8% da densidade (densidade de azoto líquido no seu ponto de ebulição é de 0,808 g / mL), é um comum de criogénio . Azoto sólido tem muitas modificações cristalinas. Ele forma uma cobertura superficial dinâmica significativo sobre Plutão e luas exteriores do sistema solar, tais como Triton . Mesmo nas baixas temperaturas de azoto sólido é bastante volátil e pode sublimar para formar uma atmosfera, ou de volta para condensar geada azoto. É muito fraco e flui na forma de geleiras e em Triton gêiseres de gás de azoto provenientes da região calote polar.

complexos de diazoto

Estrutura de [Ru (NH 3 ) 5 (N 2 )] 2+ ( penta-amina (diazoto) ruténio (II) ), o primeiro complexo de diazoto para ser descoberto

O primeiro exemplo de um complexo de diazoto a ser descoberto foi [Ru (NH 3 ) 5 (N 2 )] 2+ (ver figura à direita), e logo muitos outros tais complexos foram descobertos. Estes complexos , na qual uma molécula de azoto doa, pelo menos, um par de electrões a um catião metálico central, ilustram como N 2 pode ligar-se ao metal (s) no nitrogenase e o catalisador para o processo de Haber : estes processos que envolvem a activação de diazoto são vitalmente importante na biologia e na produção de fertilizantes.

Dinitrogênio é capaz de coordenar a metais em cinco maneiras diferentes. As formas mais bem caracterizados são o fim-em M ← N≡N ( η 1 ) e M ← N≡N → M ( μ , bis- η 1 ), em que os pares isolados sobre os átomos de azoto são doados para o catião de metal. As formas menos bem caracterizados envolvem diazoto doar pares de electrões a partir da ligação tripla, quer como um ligando de ligação para dois catiões de metal ( μ , bis- η 2 ) ou de apenas um ( η 2 ). O método envolve quinto e única tripla-coordenação de um ligando de ligação, doando todos os três pares de electrões da ligação tripla ( μ 3 -N 2 ). Alguns complexos apresentam várias N 2 ligandos e alguma característica N 2 ligado de várias maneiras. Desde N 2 é isoeletrônica com monóxido de carbono (CO) e acetileno (C 2 H 2 ), a ligação em complexos de diazoto está intimamente ligada àquele em carbonilo compostos, embora N 2 é uma mais fraca σ -donor e π -acceptor de CO. estudos teóricos mostram que σ doação é um factor mais importante que permite a formação da ligação de H-N do que π back-doação, que na sua maioria só enfraquece a ligação N-N, e extremidade-a ( η 1 ) doação é mais facilmente conseguida de lado-a ( η 2 ) doação.

Hoje, complexos dinitrogênio são conhecidos por quase todos os metais de transição, sendo responsável por várias centenas de compostos. Eles são normalmente preparadas por três métodos:

  1. Substituindo ligandos lábeis, tais como H 2 O , H - , ou CO directamente por azoto: estes são muitas vezes reacções reversíveis que procedem em condições suaves.
  2. Reduzindo complexos metálicos na presença de um coligand adequado em excesso sob gás de azoto. Uma escolha comum incluem a substituição de cloreto por ligandos dimethylphenylphosphine (PMe 2 Ph) para compensar o menor número de ligandos de azoto ligado do que os ligandos de cloro originais.
  3. A conversão de um ligando com ligações N-N, tais como hidrazina ou azida, directamente para um ligando de diazoto.

Ocasionalmente, a ligação N≡N pode ser formado directamente dentro de um complexo de metal, por exemplo, fazendo reagir directamente coordenada amoníaco (NH 3 ) com ácido nitroso (HNO 2 ), mas esta não é geralmente aplicável. A maioria dos complexos de diazoto ter as cores dentro da gama branco-amarelo-laranja-vermelho-castanho; algumas excepções são conhecidas, tais como o azul [{Ti ( η 5 -C 5 H 5 ) 2 } 2 - (N 2 )].

Nitretos, azidas, e complexos de nitrido

Ligações de azoto para quase todos os elementos da tabela periódica, com excepção dos três primeiros gases nobres , hélio , néon , e árgon , e alguns dos elementos de vida muito curta após bismuto , criando uma imensa variedade de compostos binários com diferentes propriedades e aplicações. Muitos compostos binários são conhecidos: com a excepção dos hidretos de azoto, óxidos, e fluoretos, estes são normalmente chamados nitretos . Muitas fases estequiométricas são geralmente presente 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 "sal-like" (na maior parte iónico), covalente, "semelhante a diamante", e metálico (ou intersticial ), embora esta classificação tem limitações geralmente decorrentes da continuidade de tipos de ligação, em vez dos tipos discretas e separadas o que isso implica. Eles são normalmente preparadas fazendo reagir directamente um metal com azoto ou amoníaco (por vezes, depois de aquecimento), ou por decomposição térmica de amidas de metal:

3 Ca + N 2 → Ca 3 N 2
3 Mg + 2 NH 3 → Mg 3 N 2 + 3H 2 (a 900 ° C)
3 Zn (NH 2 ) 2 → Zn 3 N 2 + 4 NH 3

Muitas variantes sobre estes processos são possible.The mais iónico destes nitretos são aqueles dos metais alcalinos e metais alcalino-terrosos , Li 3 N (Na, K, Rb, Cs e não formam nitretos estáveis para razões estéricas) e H 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). Estes podem ser formalmente considerado como sais do N 3 ânion, embora separação de carga não é realmente completo, mesmo para esses elementos altamente eletropositivos. No entanto, os metais alcalinos azidas de NaN 3 e KN 3 , que caracterizam o linear N -
3
anião, são bem conhecidos, como são Sr (N 3 ) 2 e Ba (N 3 ) 2 . As azidas de metais B-subgrupo (aqueles em grupos de 11 por 16 ) são muito menos iónico, têm estruturas mais complicadas, e detonar prontamente quando chocam.

Estruturas mesomérico de borazina, (-BH-NH-) 3

Muitos nitretos binários covalentes são conhecidos. Exemplos incluem o cianogénio ((CN) 2 ), triphosphorus pentanitride (P 3 N 5 ), disulfur dinitride (S 2 N 2 ), e tetrasulfur tetranitride (S 4 N 4 ). O essencialmente covalente de nitreto de silício (Si 3 N 4 ) e o nitreto de germânio (Ge 3 N 4 ) também são conhecidos: nitreto de silício, em particular, faria um promissor cerâmico , se não para a dificuldade de trabalhar com ele e sinterização. Em particular, os grupos 13 nitretos, a maioria dos quais são promissores semicondutores , são isoeletrônica com grafite, diamante, e carboneto de silício e têm estruturas semelhantes: as suas mudanças de ligação de covalente a parcialmente iónico para metálico como o grupo é descendente. Em particular, uma vez que a unidade B-N é isoeletrônica a C-C, e de carbono é essencialmente intermédia em tamanho entre boro e azoto, tanto de química orgânica encontra eco na química de boro-azoto, tal como em borazina ( "inorgânico benzeno " ). No entanto, a analogia não é exacta, devido à facilidade de nucleofílica ataque em boro, devido à sua deficiência em electrões, o qual não é possível num anel totalmente contendo carbono.

A maior categoria de nitretos são os nitretos intersticiais de fórmulas MN, H 2 N, e M 4 N (embora composição variável é perfeitamente possível), onde os pequenos átomos de azoto estão posicionados nas lacunas em uma metálico cúbico ou hexagonal bem compactada treliça . Eles são opacas, muito duro, e quimicamente inerte, o qual funde-se apenas com temperaturas muito elevadas (geralmente mais de 2500 ° C). Eles têm um brilho metálico e conduzir eletricidade assim como os metais. Eles hidrolisam muito lentamente para dar amoníaco ou azoto.

O anião nitreto (N 3- ) é o mais forte π doador conhecido entre os ligandos (o segundo mais forte é O 2- ). Complexos de nitrido são geralmente feitos por decomposição térmica de azidas ou por desprotonação de amónia, e que geralmente envolvem um terminal {≡N} 3- grupo. O anião linear azida ( N -
3
), sendo isoeletrônica com óxido nitroso , dióxido de carbono , e cianato , forma muitas complexos de coordenação. Além disso encadeamento é raro, apesar de N 4-
4
(isoeletrônica com carbonato e nitrato ) é conhecido.

hidretos

potenciais padrão de redução de espécies contendo azoto. Diagrama superior mostra potenciais a pH 0; diagrama inferior mostra potenciais a pH 14.

Industrialmente, amonco (NH 3 ) é o composto mais importante de azoto e é preparado em quantidades maiores do que qualquer outro composto, porque contribui de forma significativa para as necessidades nutricionais dos organismos terrestres, servindo como um precursor para alimentos e fertilizantes. É um gás incolor com um alcalino forte cheiro característico. A presença de ligações de hidrogénio tem efeitos muito significativos sobre amoníaco, conferindo-lhe o seu elevado ponto de fusão (78 ° C) e de ebulição (-33 ° C) pontos. Tal como um líquido, é um solvente muito bom com um elevado calor de vaporização (permitindo-lhe ser utilizado em garrafas de vácuo), que também tem uma viscosidade baixa e alta condutividade eléctrica e constante dielétrica , e é menos denso do que a água. No entanto, a ligação de hidrogénio em NH 3 é mais fraca do que em H 2 O, devido à electronegatividade inferior de azoto em relação ao oxigénio e a presença de apenas um par solitário de NH 3 em vez de dois em H 2 O. É uma base fraca em solução aquosa ( p K b 4,74); o seu ácido conjugado é de amónio , NH +
4
. Ele também pode agir como um ácido extremamente fraca, perda de um protão para produzir o anião amida, NH -
2
. Submete-se assim a auto-dissociao, semelhante à da água, para a produção de amónio e amida. Amoníaco queima em ar ou oxigénio, embora não prontamente, para produzir gás de azoto; que se queima em flúor com uma chama amarelo-esverdeado para dar trifluoreto de azoto . As reacções com os outros não-metais são muito complexas e tendem a conduzir a uma mistura de produtos. O amoníaco reage sobre aquecimento com metais para dar nitretos.

Muitos outros hidretos de azoto binário são conhecidos, mas os mais importantes são a hidrazina (N 2 H 4 ) e azida de hidrogénio (HN 3 ). Embora não seja um hidreto de azoto, hidroxilamina (NH 2 OH) é semelhante em estrutura e propriedades a amónia e hidrazina bem. A hidrazina é uma fumegante, líquido incolor com cheiro semelhante a amónia. As suas propriedades físicas são muito semelhantes aos de água (ponto de fusão 2,0 ° C, ponto de ebulição de 113,5 ° C, densidade 1,00 g / cm 3 ). Apesar de ser um composto endotérmica, é cineticamente estável. Queima-se rápida e completamente no ar muito exotermicamente a dar azoto e vapor de água. É um agente redutor muito útil e versátil e é uma base mais fraca do que a amónia. Também é comumente utilizado como combustível de foguete.

A hidrazina é geralmente feito por reacção de amoníaco com alcalino hipoclorito de sódio na presença de gelatina ou cola:

NH 3 + OCl - → NH 2 Cl + OH -
NH 2 Cl + NH 3N
2
H +
5
+ Cl-(lento)
N
2
H +
5
+ OH-→ N2H4+ H2O (rápido)

(Os ataques de hidróxido de amónia e pode ser invertida, passando assim através do intermediário NHCl - . Vez) A razão para a adição de gelatina é que ele remove os iões de metal, tais como Cu 2+ que catalisa a destruição de hidrazina por reacção com cloramina (NH 2 Cl) para a produção de cloreto de amónio e azoto.

Azida de hidrogénio (HN 3 ) foi produzido pela primeira vez em 1890 pela oxidação de hidrazina aquosa de ácido nitroso. É muito explosivo e até mesmo soluções diluídas pode ser perigoso. Tem um cheiro desagradável e irritante e é um veneno potencialmente letal (mas não cumulativo). Pode considerar-se o ácido conjugado do anião de azida, e é semelhante análoga aos ácidos hidro-halogenados .

Halogenetos e oxohalides

Todos os quatro tri-halogenetos de azoto simples são conhecidos. Algumas halogenetos mistos e hidrohaletos são conhecidos, mas são na maior parte instável e desinteressante: exemplos incluem NCLF 2 , NCl 2 F, NBRF 2 , NF 2 H, NCI 2 H, e NClH 2 .

Cinco fluoretos de azoto são conhecidos. Trifluoreto de azoto (NF 3 , preparada pela primeira vez em 1928) é um gás incolor e inodoro que é termodinamicamente estável e mais prontamente produzida por electrólise de fundido de fluoreto de amónio dissolvido em anidro fluoreto de hidrogénio . Como o tetrafluoreto de carbono , que não é de todo reactivo e é estável em água ou ácidos diluídos aquosos ou alcalinos. Apenas quando aquecida ela age como um agente de fluoração, e que reage com o cobre , o arsénico, antimónio, bismuto e em contacto a altas temperaturas para dar tetrafluorohydrazine (N 2 F 4 ). O catiões NF +
4
e N
2
F +
3
são também conhecidos (o último a partir de reacção de tetrafluorohydrazine com fortes flúor-aceitadores tais comopentafluoreto de arsénio), como é ONF3, que tem despertado o interesse devido à curta distância N-O implicando ligação dupla parcial e altamente polar e longo ligação N-F. Tetrafluorohydrazine, ao contrário do próprio hidrazina, pode dissociar-se à temperatura ambiente e acima, para dar o radical NF2•. Flúor azida(FN3) é muito explosivo e termicamente instável. Difluoreto de diazoto(N2F2) existe como termicamente interconvertíveiscisetransisómeros, e foi encontrado pela primeira vez como um produto de decomposição térmica do FN3.

Tricloreto de azoto (NCI 3 ) é um líquido denso, volátil, e explosivo cujas propriedades físicas são semelhantes aos de tetracloreto de carbono , apesar de uma diferença é que NCl 3 é facilmente hidrolisada pela água enquanto CCl 4 não é. Foi sintetizado pela primeira vez em 1811 por Pierre Louis Dulong , que perdeu três dedos e um olho para suas tendências explosivos. Como um gás diluído é menos perigoso e é, portanto, utilizada industrialmente para esterilizar água sanitária e farinha. Tribrometo de azoto (NBr 3 ), preparada pela primeira vez em 1975, é um vermelho escuro, sensível à temperatura, sólidos voláteis que é explosivo mesmo a -100 ° C. Triiodeto de azoto (NI 3 ) ainda é mais instável e só foi preparado em 1990. O seu aducto com amoníaco, o que era conhecido anteriormente, é muito sensível ao choque: ele pode ser compensado pelo toque de uma pluma, deslocando correntes de ar, ou mesmo partículas alfa . Por esta razão, pequenas quantidades de triiodide nitrogênio às vezes são sintetizadas como uma demonstração para estudantes de química do ensino médio ou como um ato de "magia química". Azida de cloro (ClN 3 ) e azida de bromo (BrN 3 ) são extremamente sensíveis e explosivo.

Duas séries de oxohalides de azoto são conhecidos: os halogenetos de nitrosilo (XNO) e os halogenetos de nitrilo (XNO 2 ). O primeiro são os gases muito reactivas que podem ser feitas por halogenação directa de óxido nitroso. Nitrosilo fluoreto (NOF) é incolor e um agente de fluoração vigorosa. Cloreto de nitrosilo (NOCl) comporta-se da mesma maneira e tem sido frequentemente utilizado como um solvente ionizante. Brometo de nitrosilo (NOBr) é vermelha. As reacções dos halogenetos de nitrilo são principalmente semelhante: fluoreto de nitrilo (FNO 2 ) e cloreto de nitrilo (ClNO 2 ) são igualmente gases reactivos e agentes de halogenação vigorosas.

óxidos

O dióxido de azoto a -196 ° C, 0 ° C, 23 ° C, 35 ° C, e 50 ° C. NÃO
2
convertidos ao tetróxido de diazoto incolor (N
2
ó
4
) a baixas temperaturas, e reverte aNENHUM
2
a temperaturas mais elevadas.

Azoto constitui nove óxidos moleculares, algumas das quais foram os primeiros gases a serem identificados: N 2 O ( óxido nitroso ), NO ( óxido nítrico ), N 2 O 3 ( diazoto trióxido ), NO 2 ( dióxido de azoto ), N 2 S 4 ( tetróxido de diazoto ), N 2 O 5 ( diazoto pentóxido ), N 4 O ( nitrosylazide ), e N (NO 2 ) 3 ( trinitramide ). Todos são termicamente instável no sentido de decomposição para seus elementos. Um outro óxido possível que ainda não foi sintetizado é oxatetrazole (N 4 O), um anel aromático.

O óxido nitroso (N 2 O), mais conhecido como gás hilariante, é feita por decomposição térmica de fundido de nitrato de amónio a 250 ° C. Esta é uma reacção redox e óxido nítrico e, portanto, também de azoto são produzidos como subprodutos. É principalmente utilizado como um agente propulsor e agente de arejamento para pulverizado chantilly enlatado , e foi anteriormente utilizada como anestésico. Apesar das aparências, que não pode ser considerado para ser o anidrido de ácido hyponitrous (H 2 N 2 O 2 ), pois que o ácido não é produzida pela dissolução de óxido nitroso em água. É bastante não reactivo (não reagindo com os halogéneos, os metais alcalinos, ou ozono , à temperatura ambiente, embora a reactividade aumenta por aquecimento) e tem a estrutura assimétrica de N-N-O (N≡N + S -- N = N + = o): acima de 600 ° C, ele dissocia-se por quebrar a ligao N-o mais fraca.

O óxido nítrico (NO) é o mais simples molécula estável com um número ímpar de electrões. Em mamíferos, incluindo os seres humanos, é um importante celular molécula de sinalização envolvidos em muitos processos fisiológicos e patológicos. É formada pela oxidação catalítica de amoníaco. É um gás paramagnético incolor que, sendo termodinamicamente instável, se decompõe em azoto e oxigénio gasoso a 1100-1200 ° C. A sua ligação é semelhante àquele em azoto, mas um electrão extra é adicionada a uma π * antibonding orbital e, portanto, a ordem de ligação foi reduzida para cerca de 2,5; portanto, dimerização, para O = N-N = O é desfavorável excepto abaixo do ponto de ebulição (em que o cis- isómero é mais estável), porque não realmente aumentar a ordem de ligação total, porque o electrão não emparelhado se deslocalizadas ao longo da molécula de NO, concedendo-lhe estabilidade. Também há evidência para a assimétrica dímero vermelho O = N-O = N quando o óxido nítrico é condensado com moléculas polares. Ele reage com oxigénio para se obter dióxido de azoto castanho e com halogéneos para dar os halogenetos de nitrosilo. É também reage com compostos de metal de transição para dar complexos de nitrosilo, a maioria dos quais são profundamente coloridas.

Triido de diazoto azul (N 2 O 3 ) só está disponível como um sólido, porque ele dissocia-se rapidamente acima de seu ponto de fusão para dar óxido nítrico, dióxido de azoto (NO 2 ), e tetróxido de diazoto (N 2 O 4 ). Os dois últimos compostos são um tanto difícil de estudar individualmente por causa do equilíbrio entre elas. embora, por vezes, tetróxido de diazoto pode reagir por fissão heterolítica de nitrosónio e nitrato num meio com elevada constante dieléctrica. O dióxido de azoto é um gás castanho acre, corrosivo. Ambos os compostos podem ser facilmente preparados por decomposição de um nitrato de metal seco. Ambos reagem com água para formar ácido nítrico . Dinitrogênio tetróxido é muito útil para a preparação de nitratos de metais anidro e complexos de nitrato, e tornou-se o oxidante armazenável de escolha para muitos foguetes, tanto nos Estados Unidos e URSS por fim dos anos 1950. Isto é porque é um par hipergólico em combinação com uma hidrazina baseados combustível de foguete e pode ser facilmente armazenado, uma vez que é líquido à temperatura ambiente.

O pentóxido de diazoto termicamente instável e muito reactivo (N 2 O 5 ) é o anidrido de ácido nítrico , e pode ser feita a partir dele por desidratação com pentóxido de fósforo . É de interesse para a preparação de explosivos. É um deliquescente , sólido cristalino incolor que é sensível à luz. No estado sólido é iónico com a estrutura [NO 2 ] + [NO 3 ] - ; como gás e em solução é O molecular 2 NO-NO 2 . A hidratação de ácido nítrico vem facilmente, como o faz de reacção análoga com peróxido de hidrogénioo ácido peroxonitric (HOONO 2 ). Ele é um agente oxidante violento. Gasoso pentóxido de diazoto decompõe-se da seguinte forma:

N 2 O 5 ⇌ NO 2 + NO 3 → NO 2 + O 2 + NO
N 2 O 5 + NO ⇌ 3 NO 2

Oxoácidos, oxoanions, e sais de oxoácido

Muitos azoto oxoácidos são conhecidos, embora a maioria deles são instáveis como compostos puros e são conhecidas apenas como solução aquosa ou na forma de sais. Ácido Hyponitrous (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 estável, mas acima de pH 4 a decomposição catalisada por base ocorre através [Honno] - ao óxido nitroso e o anião hidróxido. Hyponitrites (envolvendo a N
2
O 2-
2
anião) são estáveis a agentes redutores e mais geralmente actuam como agentes próprios redutor. Eles são um passo intermediário na oxidação da amónia em nitrito, que ocorre nociclo de azoto. Hyponitrite pode actuar como uma ponte ou quelante ligando bidentado.

Ácido nitroso (HNO 2 ) não é conhecida como um composto puro, mas é um componente comum em equilíbrio gasoso e é um reagente aquoso importante: as suas soluções aquosas podem ser feitas a partir de acidificação aquosa fria de nitrito ( NO -
2
, dobradas) soluções, embora já à temperatura ambiente a desproporcionação nitrato e óxido nítrico é significativa. É um ácido fraco com p K uma 3,35 a 18 ° C. Eles podem ser titulação analisados pela sua oxidação a nitrato por permanganato . Eles são facilmente reduzidos para o óxido nitroso e de óxido nítrico por dióxido de enxofre , para ácido hyponitrous com estanho (II), e a amónia com sulfureto de hidrogénio . Sais de hidrazínio N
2
H +
5
reagem com o ácido nitroso para produzir azidas que reagem mais para dar o óxido nitroso e o azoto. O nitrito de sódioé levemente tóxico em concentrações superiores a 100 mg / kg, mas pequenas quantidades são muitas vezes utilizados para curar carne e como um conservante para evitar a deterioração bacteriana. Também é utilizado-o para sintetizar hidroxilamina e a diazotise aminas aromáticas primárias, como segue:

ArNH 2 + HNO 2 → [ArNN] Cl 2 + H 2 O

Nitrito é também um ligante comum que possa coordenar de cinco maneiras. O nitro mais comuns são (ligado através do azoto) e nitrito (ligado de um átomo de oxigénio). Nitro-nitrito isomerismo é comum, em que a forma de nitrito é geralmente menos estável.

Ácido nítrico fumante contaminado com dióxido de azoto amarelo

Ácido nítrico (HNO 3 ) é de longe o mais importante e o mais estável dos oxoácidos de azoto. É um dos três ácidos mais usadas (sendo os outros dois de ácido sulfúrico e ácido clorídrico ) e foi descoberto pela primeira vez pelos alquimistas no século 13 . É feito por oxidação catalítica de amoníaco a óxido nítrico, o qual é oxidado a dióxido de azoto, e, em seguida, dissolvido em água para dar ácido nítrico concentrado. No Estados Unidos da América , mais de sete milhões de toneladas de ácido nítrico são produzidas a cada ano, a maioria dos quais é usado para a produção de nitrato de fertilizantes e explosivos, entre outros usos. Ácido nítrico anidro pode ser feito por destilação de ácido nítrico concentrado, com pentóxido de fósforo a baixa pressão em aparelho de vidro no escuro. Isso só pode ser feito no estado sólido, porque por fusão que se decompõe espontaneamente para o dióxido de azoto, e ácido nítrico líquido sofre auto-ionização para uma extensão maior do que qualquer outro líquido covalente como se segue:

2 HNO 3H
2
N +
3
+NO -
3
⇌ H2O + [NO2]++ [NO3]-

Dois hidratos, HNO 3 .H 2 O e HNO 3 · 3H 2 O, são conhecidos que podem ser cristalizado. É um ácido forte e de soluções concentradas são agentes oxidantes fortes, embora ouro , platina , ródio , e irídio são imunes ao ataque. Uma mistura 3: 1 de ácido clorídrico concentrado e ácido nítrico, chamado água régia , é ainda mais forte e com sucesso dissolve ouro e platina, porque o cloro livre e de cloreto de nitrosilo são formadas e aniões cloreto podem formar complexos fortes. Em ácido sulfúrico concentrado, ácido nítrico é protonado para formar nitrónio , que pode actuar como um electrófilo por nitração aromática:

HNO 3 + 2 H 2 SO 4NO +
2
+ H 3 O + + 2 HSO -
4

As estabilidades térmicas de nitratos (que envolvem a planar trigonal NÃO -
3
anião) depende da basicidade do metal, e por isso, os produtos de decomposição (a termólise), que podem variar entre a nitrito (por exemplo, sódio), o óxido de ( de potássio e de chumbo ), ou até mesmo o próprio (de metal de prata ) de acordo com as suas estabilidades relativas. O nitrato é também um ligante comum com muitos modos de coordenação.

Finalmente, embora o ácido orthonitric (H 3 N 4 ), o que seria análogo ao ácido ortofosfórico , não existe, a tetraédrica orthonitrate anião NÃO 3-
4
é conhecida nos seus sais de sódio e de potássio:

Estes sais cristalinos brancos são muito sensíveis ao vapor de água e dióxido de carbono no ar:

Na 3 NO 4 + H 2 O + CO 2 → NaNO 3 + NaOH + NaHCO 3

Apesar da sua química limitada, o anião orthonitrate é interessante a partir de um ponto de vista estrutural, devido à sua forma tetraédrica regular, sendo os comprimentos de ligação curtos N-O, o que implica carácter polar significativa para a ligação.

compostos de azoto orgânicos

O azoto é um dos elementos mais importantes em química orgânica . Muitos orgânicos grupos funcionais envolvem uma ligação carbono-azoto , tais como amidas (RCONR 2 ), aminas (R 3 N), iminas (RC (= NR) R), imidas (RCO) 2 NR, azidas (RN 3 ), azo compostos (RN 2 R), cianatos e isocianatos (ROCN ou RCNO), nitratos (RONO 2 ), nitrilos e isonitrilo (RCN ou RNC), nitritos (RONO), compostos nitro (RNO 2 ), compostos nitroso (RNO), oximas (RCR = NOH), e piridina derivados. Ligações C-N são fortemente polarizada no sentido de azoto. Nestes compostos, o azoto é geralmente trivalente (embora possa ser tetravalente em sais de amónio quaternário , R 4 N + ), com um par solitário que pode conferir basicidade sobre o composto por ser coordenado com um protão. Isto pode ser compensado por outros factores: por exemplo, amidas não são básicos porque o par solitário é deslocalizada numa ligação dupla (embora possam actuar como ácidos a pH muito baixo, ser protonado no oxigénio), e pirrole não é ácida, porque o par solitário é deslocalizada como parte de um aromático de anel. A quantidade de azoto num substância química pode ser determinado pelo método de Kjeldahl . Em particular, o azoto é um componente essencial de ácidos nucleicos , aminoácidos e, portanto, as proteínas , e a molécula transportadora de energia trifosfato de adenosina e é, portanto, essencial para toda a vida na Terra.

Ocorrência

Representação esquemática do fluxo de compostos de azoto por meio de um ambiente de terra

O azoto é o elemento puro mais comum na terra, fazendo-se 78,1% de todo o volume da atmosfera. Apesar disso, é não muito abundante na crosta terrestre, tornando-se apenas 19  partes por milhão deste, a par com nióbio , gálio e lítio . As únicas minerais de azoto são importantes salitre ( nitrato de potássio , nitrato de potássio) e sodanitre ( nitrato de sódio , nitrato de potássio do Chile). No entanto, estes não têm sido uma importante fonte de nitratos desde a década de 1920, quando a síntese industrial de ácido nítrico o amoníaco e tornou-se comum.

Compostos nitrogenados em constante intercâmbio entre a atmosfera e os organismos vivos. Azoto deve primeiro ser processado, ou " fixado ", em uma forma de planta-utilizável, normalmente amónia. Alguns fixação de azoto é feita por raios que produzem os óxidos de azoto, mas a maioria é feito por diazotrófica bactérias através de enzimas conhecidas como nitrogenase (embora fixação hoje azoto industrial para amoníaco também é significativa). Quando a amônia é absorvido pelas plantas, ele é usado para sintetizar proteínas. Estas plantas são então digerido por animais que utilizam os compostos azotados para sintetizar as suas próprias proteínas e excretar os resíduos portadores de azoto. Finalmente, estes organismos morrer e se decompor, a sofrer oxidação e bacteriana e ambiental desnitrificação , retornando diazoto livre para a atmosfera. Fixação de azoto industrial pelo processo de Haber é principalmente utilizado como fertilizante, embora resíduos contendo azoto em excesso, quando lixiviado, leva à eutrofização de água doce e a criação de marinhos zonas mortas , como o crescimento bacteriano-driven azoto esgota oxigénio da água a tal ponto que todos organismos superiores morrer. Além disso, o óxido nitroso, que é produzido durante a desnitrificação, ataca a atmosférica camada de ozono .

Muitos peixes de água salgada fabricar grandes quantidades de óxido de trimetilamina a protegê-los contra os elevados osmóticos efeitos do seu ambiente; conversão deste composto para a dimetilamina é responsável pelo odor cedo em peixes de água salgada unfresh. Em animais, radical livre de óxido nítrico (derivado de um aminoácido ), serve como uma importante molécula reguladora para a circulação.

Reacção rápida de óxido nítrico com água em animais resulta na produção do seu metabolito nitrito . Animal metabolismo do azoto em proteínas, em geral, resulta numa excreção de ureia , enquanto o metabolismo animal de ácidos nucleicos resulta na excreção de ureia e ácido úrico . O odor característico de carne de animais decaimento é causada pela criação de cadeia longa, contendo azoto, aminas , tais como putrescina e cadaverina , que são produtos de degradação dos aminoácidos ornitina e lisina , respectivamente, em decomposição de proteínas.

Produção

Gás de azoto é um gás industrial produzido pela destilação fraccionada de ar líquido , ou por meios mecânicos, utilizando ar gasoso (reverso pressurizado membrana de osmose ou de adsorção com oscilação de pressão ). Geradores de gás azoto, utilizando membranas ou adsorção com modulação de pressão (PSA) são tipicamente mais custos e eficiente em termos energéticos do que o azoto grandes quantidades entregues. Azoto comercial é muitas vezes um subproduto do ar de processamento para a concentração industrial de oxigénio para produção de aço e outros fins. Quando fornecida comprimido em cilindros é frequentemente chamado OFN (azoto isenta de oxigénio). Azoto de grau comercial já contém, no máximo, 20 ppm de oxigénio, e os graus especialmente purificados contendo, no máximo, 2 ppm de oxigénio e 10 ppm de árgon , também estão disponíveis.

Em um laboratório químico, é preparado por tratamento de uma solução aquosa de cloreto de amónio com nitrito de sódio .

NH 4 Cl + NaNO 2 → N 2 + 2 NaCl + H 2 O

Pequenas quantidades de impurezas de NO e HNO 3 também são formados nesta reacção. As impurezas podem ser removidas fazendo passar o gás através do ácido sulfúrico aquoso contendo dicromato de potássio . Muito azoto puro pode ser preparado por decomposição térmica de azida de bário ou de azida de sódio .

2 NaN 3 → 2 Na + 3 N 2

aplicações

Gás

As aplicações dos compostos de azoto estão naturalmente extremamente variado amplamente devido ao grande tamanho desta classe: assim, apenas as aplicações de azoto puro em si serão aqui consideradas. Dois terços de azoto produzidos pela indústria é vendido como o gás e o terço restante como o líquido. O gás é utilizado principalmente como uma atmosfera inerte sempre que o oxigénio no ar constituiria um incêndio, explosão, perigo ou oxidante. Alguns exemplos incluem:

O azoto é frequentemente utilizado durante a preparação da amostra em análise química . Ela é utilizada para concentrar e reduzir o volume de amostras líquidas. Dirigir um fluxo pressurizado de gás azoto perpendicular à superfície do líquido faz com que o solvente se evapore, deixando o soluto (s) e un-evaporou-se solvente para trás.

Azoto pode ser utilizado como um substituto ou em combinação com, o dióxido de carbono para pressurizar barris de algumas cervejas , em particular cervejas de malte e British cervejas , devido às pequenas bolhas que ele produz, o que torna a cerveja distribuída mais suave e headier . Uma cápsula de azoto sensível à pressão, vulgarmente conhecido como um " widget de " permite cervejas carregada com azoto a ser embalado em latas e garrafas . Tanques de azoto são também substituir o dióxido de carbono como principal fonte de energia para armas de paintball . Azoto deve ser mantido a uma pressão mais elevada do que o CO 2 , que faz N 2 tanques mais pesado e mais caro. Gás nitrogênio tornou-se o gás inerte de escolha para asfixia gás inerte , e está sob consideração como um substituto para a injeção letal em Oklahoma . Azoto gasoso, formado a partir da decomposição da azida de sódio , é usado para a inflação de airbags .

Líquido

balão de ar submerso em azoto líquido

O nitrogénio líquido é um líquido criogénico . Quando isolados em recipientes apropriados, tais como frascos de Dewar , ele pode ser transportado sem muita perda por evaporação .

Um veículo contentor com azoto líquido.

Como gelo seco , a principal utilização de azoto líquido é como um refrigerante . Entre outras coisas, é usado na criopreservação de sangue, células reprodutivas ( esperma e ovos ), e outras amostras biológicas e materiais. Ele é usado na prática clínica em crioterapia para remover cistos e verrugas na pele. Ela é usada em armadilhas frias para certos equipamentos de laboratório e para esfriar detectores infravermelhos ou detectores de raios-X . Ele também tem sido usado para arrefecer as unidades de processamento central e outros dispositivos em computadores que são overclock , e que produzir mais calor do que durante o funcionamento normal. Outros usos incluem freeze-moagem e processamento de materiais que são moles ou tipo borracha à temperatura ambiente, encolher-montagem e a montagem de componentes de engenharia, e mais geralmente para atingir temperaturas muito baixas quando necessário (cerca de -200 ° C). Devido ao seu baixo custo, o azoto líquido é também utilizado frequentemente quando tais temperaturas baixas não são estritamente necessárias, tais como a refrigeração de alimentos, congelar-marcar gado, congelação tubos para deter o fluxo quando as válvulas não estão presentes, e consolidar o solo instável por congelação sempre escavação está acontecendo por baixo.

Segurança

Gás

Apesar de azoto é não-tóxico, quando libertado para um espaço fechado que pode deslocar o oxigénio, e, por conseguinte, apresenta uma asfixia perigo. Isto pode acontecer com alguns sintomas de aviso, uma vez que o humano corpo carótida é um sistema de detecção relativamente pobre e lenta de baixo oxigénio (hipoxia). Um exemplo ocorreu pouco antes do lançamento da primeira missão espacial em 1981, quando dois técnicos morreram de asfixia depois que andou em um espaço localizado no Shuttle Mobile Platform Lançador que foi pressurizado com nitrogênio puro, como precaução contra incêndio.

Quando inaladas a altas pressões parciais (mais do que cerca de 4 bar, encontradas em profundidades abaixo de cerca de 30 m de mergulho ), o azoto é um agente anestésico, causando narcose de azoto , um estado de deficiência mental temporária semelhante ao óxido nitroso intoxicação.

O nitrogênio se dissolve no sangue gorduras e corporais. Descompressão rápida (como quando mergulhadores subir demasiado rapidamente ou astronautas descomprimir muito rapidamente a partir da pressão da cabina a pressão espacial) pode levar a uma condição chamada potencialmente fatal doença de descompressão (anteriormente conhecida como doença da ensecadeira ou as curvaturas ), quando as bolhas de azoto formam-se na corrente sanguínea, nervos, articulações e outras áreas sensíveis ou vitais. Bolhas de outros gases inertes "" (outras que o dióxido de carbono e oxigénio gases) provocar os mesmos efeitos, de modo que a substituição de azoto em estufa de respiração pode impedir narcose de azoto, mas não impede a doença de descompressão.

Líquido

Como criogénico líquido, de azoto líquido pode ser perigoso por causar queimaduras de frio em contacto, apesar do efeito Leidenfrost fornece protecção para muito curta exposição (cerca de um segundo). Ingestão de azoto líquido pode causar dano grave interno. Por exemplo, em 2012, uma jovem mulher na Inglaterra teve que ter seu estômago removido após a ingestão de um coquetel feito com nitrogênio líquido.

Uma vez que o líquido-gás razão de expansão de azoto é de 1: 694 a 20 ° C, uma quantidade enorme de força pode ser gerado se o azoto líquido é rapidamente vaporizada num espaço fechado. Em um incidente em 12 de Janeiro de 2006, no Texas A & M University , os dispositivos de descompressão de um tanque de nitrogênio líquido foram avaria e depois selado. Como um resultado do aumento de pressão subsequente, o tanque de falha catastroficamente. A força da explosão foi suficiente para impulsionar o tanque através do teto imediatamente acima dela, quebrar uma viga de betão reforçado imediatamente abaixo dela, e soprar as paredes do laboratório 0,1-0,2 m de suas fundações.

De azoto líquido evapora-se facilmente para formar azoto gasoso, e, portanto, as precauções associadas com azoto gasoso também aplicar-se a azoto líquido. Por exemplo, sensores de oxigénio são por vezes utilizados como uma precaução de segurança quando se trabalha com azoto líquido para alertar os trabalhadores dos derrames de gás para um espaço confinado.

Vasos contendo azoto líquido pode condensar oxigénio a partir de ar. O líquido em um tal recipiente torna-se cada vez mais enriquecido em oxigénio (ponto de ebulição -183 ° C, mais elevada do que a de azoto) como o azoto se evapora, e pode provocar a oxidação violenta do material orgânico.

Veja também

Referências

Bibliografia

links externos