Nitrogênio
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.
