O nitrogênio é o quinto elemento mais abundante no universo observável (depois do hidrogênio, hélio, oxigênio e carbono) e desempenha um papel importante na evolução química das galáxias. Ao contrário dos elementos primordiais, o nitrogênio é inteiramente produzido por nucleossíntese estelar.
A principal via de produção de nitrogênio nas estrelas é o ciclo CNO (carbono-nitrogênio-oxigênio), onde o nitrogênio aparece como intermediário catalítico na fusão do hidrogênio em hélio. Em estrelas massivas, este ciclo domina a produção de energia. O nitrogênio-14 é produzido principalmente em estrelas de massa intermediária (2-8 massas solares) durante a fase AGB (ramo assintótico das gigantes), onde é sintetizado a partir do carbono via ciclo CN. Essas estrelas enriquecem então o meio interestelar com nitrogênio através de seus poderosos ventos estelares.
No meio interestelar, o nitrogênio existe em várias formas: atômica (N, N⁺), molecular (N₂, CN, HCN, NH₃ e muitas outras moléculas complexas de nitrogênio). As moléculas contendo nitrogênio são traçadores importantes das condições físicas e químicas em nuvens moleculares densas onde as estrelas se formam. O dinitrogênio (N₂) é difícil de detectar diretamente no espaço devido à ausência de um momento dipolar permanente, mas sua abundância pode ser deduzida indiretamente através de outras espécies nitrogenadas.
A razão isotópica ¹⁴N/¹⁵N varia consideravelmente no universo e fornece informações valiosas sobre os processos de nucleossíntese e mistura nas estrelas. Esta razão, medida em meteoritos, cometas, atmosferas planetárias e no meio interestelar, revela a história complexa do reciclagem da matéria em nossa galáxia. O sistema solar tem uma razão ¹⁴N/¹⁵N de cerca de 272, mas esta razão pode variar significativamente dependendo das fontes e objetos observados.
Nas atmosferas planetárias, o nitrogênio desempenha um papel importante. Na Terra, constitui 78% da atmosfera e é essencial para a vida. Em Titã (lua de Saturno), a atmosfera é composta por 98% de nitrogênio. O estudo do nitrogênio atmosférico e seu ciclo químico em diferentes corpos do sistema solar e em exoplanetas potencialmente habitáveis é crucial para entender a evolução planetária e a busca por vida extraterrestre.
O nitrogênio foi descoberto independentemente por vários químicos no final do século XVIII. Em 1772, o médico e químico escocês Daniel Rutherford (1749-1819) isolou este gás removendo o oxigênio e o dióxido de carbono do ar, deixando um resíduo gasoso que ele chamou de "ar viciado" ou "ar flogisticado". Na mesma época, Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) na Suécia, Henry Cavendish (1731-1810) na Inglaterra e Joseph Priestley (1733-1804) realizaram experimentos semelhantes. Em 1790, o químico francês Jean-Antoine Chaptal (1756-1832) propôs o nome azote (do grego a = sem e zoe = vida), enfatizando que este gás não podia sustentar a vida ou a combustão. O nome inglês "nitrogen" (gerador de nitro) foi introduzido em 1790 por Chaptal, em referência ao salitre (nitrato de potássio).
N.B.:
O processo Haber-Bosch (início do século XX) permite a fixação industrial do nitrogênio atmosférico em amônia. Permitiu a produção massiva de fertilizantes, apoiando a segurança alimentar global: mais da metade do nitrogênio em nossas proteínas vem dele. No entanto, essa fixação artificial (∼150 Mt/ano) agora excede a fixação natural, causando poluição da água (nitratos), emissões de N₂O (gás de efeito estufa) e uma grande perturbação do ciclo natural do nitrogênio. O desafio atual é conciliar a produção de alimentos com a restauração de um ciclo de nitrogênio sustentável.
O nitrogênio (símbolo N, número atômico 7) é um não metal do grupo 15 (pnicogênios) da tabela periódica, composto por sete prótons, geralmente sete nêutrons (para o isótopo mais comum) e sete elétrons. Os dois isótopos estáveis são o nitrogênio-14 \(\,^{14}\mathrm{N}\) (≈ 99,636%) e o nitrogênio-15 \(\,^{15}\mathrm{N}\) (≈ 0,364%).
À temperatura ambiente, o nitrogênio existe como um gás diatômico (N₂), incolor, inodoro e relativamente inerte quimicamente. A molécula N₂ possui uma tripla ligação muito forte (N≡N), tornando-a particularmente estável e pouco reativa em condições normais. Esta estabilidade explica por que o nitrogênio gasoso constitui cerca de 78% da atmosfera terrestre em volume. O gás N₂ tem uma densidade de aproximadamente 1,251 g/L em temperatura e pressão padrão. A temperatura na qual os estados líquido e sólido podem coexistir (ponto de fusão): 63,15 K (−210,00 °C). A temperatura a partir da qual passa do estado líquido para o estado gasoso (ponto de ebulição): 77,355 K (−195,795 °C).
| Isótopo / Notação | Prótons (Z) | Nêutrons (N) | Massa atômica (u) | Abundância natural | Meia-vida / Estabilidade | Decaimento / Observações |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Nitrogênio-13 — \(\,^{13}\mathrm{N}\,\) | 7 | 6 | 13.005739 u | Não natural | 9,965 minutos | Radioativo β\(^+\) dando \(\,^{13}\mathrm{C}\) ; usado em tomografia por emissão de pósitrons (PET). |
| Nitrogênio-14 — \(\,^{14}\mathrm{N}\,\) | 7 | 7 | 14.003074 u | ≈ 99,636% | Estável | Isótopo majoritário; base de todas as proteínas e ácidos nucleicos da vida terrestre. |
| Nitrogênio-15 — \(\,^{15}\mathrm{N}\,\) | 7 | 8 | 15.000109 u | ≈ 0,364% | Estável | Usado em espectroscopia de RMN, como traçador em biologia e para estudar o ciclo do nitrogênio. |
| Nitrogênio-16 — \(\,^{16}\mathrm{N}\,\) | 7 | 9 | 16.006102 u | Não natural | 7,13 s | Radioativo β\(^-\) dando \(\,^{16}\mathrm{O}\) ; produzido em reatores nucleares. |
| Nitrogênio-17 — \(\,^{17}\mathrm{N}\,\) | 7 | 10 | 17.008450 u | Não natural | 4,173 s | Radioativo β\(^-\) ; usado em pesquisa nuclear. |
| Outros isótopos — \(\,^{10}\mathrm{N}-\,^{12}\mathrm{N},\,^{18}\mathrm{N}-\,^{25}\mathrm{N}\) | 7 | 3-5, 11-18 | — (ressonâncias) | Não naturais | \(10^{-22}\) — 0,63 s | Estados muito instáveis observados em física nuclear; decaimento por emissão de partículas ou radioatividade β. |
N.B.:
As camadas eletrônicas: Como os elétrons se organizam ao redor do núcleo.
O nitrogênio tem 7 elétrons distribuídos em duas camadas eletrônicas. Sua configuração eletrônica completa é: 1s² 2s² 2p³, ou simplificada: [He] 2s² 2p³. Esta configuração também pode ser escrita como: K(2) L(5).
Camada K (n=1): contém 2 elétrons na subcamada 1s. Esta camada interna está completa e é muito estável.
Camada L (n=2): contém 5 elétrons distribuídos em 2s² 2p³. As orbitais 2s estão completas, enquanto as orbitais 2p contêm apenas 3 elétrons dos 6 possíveis, com um elétron em cada uma das três orbitais 2p de acordo com a regra de Hund. Portanto, faltam 3 elétrons para atingir a configuração estável do neônio com 8 elétrons (octeto).
O nitrogênio, do grupo 15 (pnicogênios), possui 5 elétrons de valência (2s² 2p³). Esta configuração explica sua versatilidade: forma três ligações covalentes (estado -3 como em NH₃), mas também pode atingir estados de oxidação positivos de até +5 (HNO₃). A molécula N₂, com sua tripla ligação excepcionalmente estável, corresponde ao estado 0.
O dinitrogênio (N₂) constitui 78% da atmosfera terrestre. Sua inércia à temperatura ambiente o torna útil para atmosferas inertes. No entanto, uma vez ativado, o nitrogênio se torna um elemento chave da vida (proteínas, DNA), agricultura (fertilizantes via processo Haber-Bosch) e indústria (explosivos, ácido nítrico). Sua liquefação também permite aplicações criogênicas.
O nitrogênio possui cinco elétrons de valência e tipicamente forma três ligações covalentes (estado de oxidação −3 na amônia NH₃) ou pode perder seus elétrons para atingir vários estados de oxidação de −3 a +5. A tripla ligação N≡N na molécula diatômica N₂ é uma das ligações químicas mais fortes conhecidas (energia de dissociação ≈ 945 kJ/mol), tornando o nitrogênio molecular muito pouco reativo à temperatura ambiente. Esta inércia é explorada industrialmente para criar atmosferas protetoras inertes.
No entanto, uma vez que a tripla ligação é quebrada (requerendo alta temperatura, alta pressão ou catalisadores), o nitrogênio se torna muito reativo. Forma compostos com quase todos os elementos, especialmente com hidrogênio (amônia NH₃, hidrazina N₂H₄), oxigênio (óxidos de nitrogênio: NO, NO₂, N₂O, N₂O₃, N₂O₅), halogênios (tri-haletos de nitrogênio) e muitos metais (nitretos). Os compostos nitrogenados apresentam uma gama extraordinária de propriedades, desde fertilizantes essenciais (nitratos, amônia) até explosivos poderosos (TNT, nitroglicerina), passando por proteínas e ácidos nucleicos da vida.
O ciclo do nitrogênio é um dos ciclos biogeoquímicos mais importantes na Terra. Embora o N₂ seja abundante na atmosfera, a maioria dos organismos não pode utilizá-lo diretamente. A fixação biológica do nitrogênio por certas bactérias (simbióticas ou livres) converte o N₂ em amônia, que pode então ser assimilada pelas plantas. Outras bactérias realizam a nitrificação (conversão em nitritos e depois nitratos) e a desnitrificação (retorno do nitrogênio à atmosfera). A humanidade perturbou profundamente este ciclo natural com a produção industrial massiva de fertilizantes nitrogenados (processo Haber-Bosch).
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