Nitrogênio e Amônia: Propriedades e Aplicações

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NITROGÊNIO (N2) 
 
I – OCORRÊNCIA 
 
a) Livre na atmosfera, contribuindo com 78% em volume. 
 
b) Em combinação com outros elementos, ocorre nas proteínas; no salitre do 
Chile (nitrato de sódio, NaNO3), muito usado como fertilizante ; sob a forma 
de amônia e sais de amônio; e na água do mar, como íons de amônio 
(NH4+), nitrito (NO2¯ ) e nitrato (NO3¯ ). 
 
O nitrogênio foi obtido por Rutherford em 1772 (ar flogisticado) Lavoisier 
chamou-o de ar mefitico e mais tarde azôto (impróprio para a vida) – 1823 em 
virtude de formas salitre recebeu o nome de nitrogênio 
 
 
 
 
CICLO DO NITROGÊNIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 01: Ciclo do Nitrogênio, Manahan (1997) 
 
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Antrosfera 
NH3, HNO3, NO, NO2 
Nitratos Inorgânicos e 
compostos 
organonitrogenado 
Biosfera 
Nitrogênio 
Biologicamente tal como 
(NH2) nitrogênio em 
proteínas 
Atmosfera 
N2, N2O traços de NO, NO2, 
HNO3, NH4NO3 
Hidrosfera e Geosfera 
NO3- , NH4+ Nitrogênio ligado 
organicamente com biomassa 
morta e fóssil 
II – PREPARO 
 
a) Laboratório: 
 
 NH4Cl + NaNO2 → NaCl + N2 + 2H2O 
 
 Aquecimento do dicromato de amônio 
 
 (NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + 4H2O + N2 
 ∆ 
b) Na indústria – é preparado simultaneamente com o oxigênio, a partir do ar. 
(compressão, resfriamento, ar líquido e destilação fracionada) 
 
III – PROPRIEDADES 
 
Depois dos gases nobres o N2 é o gás mais inerte. 
O gás nitrogênio (N2) é insípido, inodoro e incolor 
P.F. = -210oC 
P.E = -195,8oC 
d 20oC = 1,25g/L 
 
1) Reage com metais 3Mg + N2 → Mg3N2 
2) Com H2 com temperatura de 500oC, catalisador Fe. 
N2+ 3H2 → 2NH3 
3) Com Oxigênio N2 + O2 → 2NO 
 
IV – APLICAÇÕES 
 
1) obtenção de ácido nítrico (HNO3) 
2) Utilizado nos termômetros de mercúrio e lâmpadas elétricas 
3) Preparação de adubos, gás amoníaco (NH3) 
4) Óxidos nitroso N2O e NO2. 
5) Em estado líquido, é usado nos sistemas de refrigeração e como 
congelante seco; 
6) É empregado como conservante (congelamento) de sangue, sêmen, 
tecidos, bactérias etc. 
 
 
AMÔNIA OU GÁS AMONÍACO 
 
I – PREPARAÇÃO 
 
a) Laboratório 
 
1) Sal de amônio, tratado com base forte. 
Ex: NH4Cl + NaOH → NaCl + H2O + NH3 
 
2) Hidrólise de nitreto metálico 
Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3 
 
b) Na indústria 
Síntese da amônia: método sintético, que visa o aproveitamento do N2 do ar e 
do H2 de petróleo. 
 Síntese da amônia 
 
N2 + 3H2 2NH3 
 
 
 
Obtenção do H2 : CH4 + H2O CO + H2 
 
 
II - PROPRIEDADES QUÍMICAS 
 
1 – Com H2O 
 
NH3 + H2O NH4+ + OH- (NH3.H2O) 
 
2 – Com ácidos 
NH3 + HCl → NH4Cl 
2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 
 
3 – Oxidação catalítica 
 
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 
 
4 – Formação de complexos 
 
AgCl + 2NH3 → [Ag(NH3)2] Cl cloreto de diaminprata (I) 
Insolúvel solúvel 
 
[Cu(NH3)4] SO4 sulfato de tetramincobre(II) 
 
5 – Soluções de sais férricos ou alumínio tratado por água amoniacal, 
precipitam hidróxidos correspondentes. 
 
FeCl3 + NH4OH → Fe(OH)3 + 3NH4Cl 
Fe(OH)3 representado por Fe2O3 . x H2O 
 
Al(NO3)3 + 3NH4OH → Al(OH)3 + 3NH4Cl 
 
 
III – PROPRIEDADES FÍSICAS 
 
A amônia é um gás incolor, odor picante, irrita as mucosas. 
Apresenta as seguintes características físicas: 
1) ponto de fusão – 78oC 
2) ponto de ebulição – 33oC 
3) Solubilidade 0oC 1300 volumes 
4) Solubilidade 20oC 700 volumes em 1 volume de H2O 
250 –300 atm 
Cat. (Fe) 
500 ºC 
Cat. Ni /750ºC 
Cat. Pt / 700 ºC 
5) Calor de vaporização 330 cal/g 
 
IV – APLICAÇÃO 
 
1) Obtenção de HNO3 
2) Como gás refrigerante (obs: lg de NH3 que vaporiza congela 4g de H2O). 
3) Na obtenção de compostos de amônio 
 Ex: NH4Cl empregado nas pilhas secas, com fertilizante, indústria de 
correntes. NH4NO3 adubo e explosivo 
 
ÁCIDO NÍTRICO 
 
I – FÓRMULA HNO3 
 
 
 
II – PREPARAÇÃO INDUSTRIAL 
 
O processo Ostwald se baseia na oxidação catalítica da amônia a NO, seguida 
da oxidação do NO a NO2 e a reação deste último com água para formar o 
HNO3. 
 
a) Síntese da amônia de Haber 
 
N2 + 3H2 2NH3 
 
 
 
b) Combustão catalítica da amônia de Ostwald 
 
4NH3 + 5 O2 4NO + 6H2O 
 
c) Oxidação do óxido nítrico 
 2NO + O2 2NO2 
d) Reação de NO2 em água 
2 NO2 + H2O HNO3 + HNO2 
2HNO2 H2O + NO2 + NO 
3NO2 + H2O 3HNO3 + NO 
 
 
 
 
 
III – PROCESSO DE DESLOCAMENTO 
Cat. Pt / 700 ºC 
250 –300 atm 
500 ºC 
Cat. (Fe) 
 
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3 
2NaNO3 + H3SO4 → Na2SO4 + 2HNO3 
 
A partir do salitre do Chile por tratamento com ácido sulfúrico 
NaNO3 + H2SO4 → NaHSO4 + HNO3 
 
O subproduto é utilizado na preparação do sulfato de sódio para fabricação de 
vidro 
 NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O 
 
 
III – PROPRIEDADES 
 
1) Poderoso agente oxidante 
a) Oxidação de metais nobres – Há formação do nitrato do metal e 
desprendimento do NO ou NO2; 
 
Cu + 4HNO3 (conc.)→ Cu(NO3)2 + 2H2O +2NO2 
 
3Cu + 8HNO3( dil.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 
 
O HNO3 não ataca o ouro e a platina. 
 
b) Oxidação de zinco, ferro etc, com HNO3 muito diluído, resultando nitrato 
metálico, nitrato de amônio e água. 
 
4Zn + 10HNO3 muito diluído → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 
 
c) Oxidação de Compostos 
3SO2 + 2HNO3 + 2H2O dil →3H2SO4 + 2NO 
6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 dil → 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O 
3HCl + HNO3 conc.→ NOCl + Cl2 + 2H2O 
 
O ácido nítrico é um líquido incolor de odor irritante, fumegante, cuja densidade 
1,4g/cm3. 
PE = 86 oC. Em solução 68% de HNO3 = 120 oC 
PF = - 42 oC 
Solúvel em H2O em todas as proporções nos fornecendo ácido forte. 
 
iV- APLICAÇÕES 
 
1) Na indústria de explosivos, corantes, celulóides, perfumes e medicamentos. 
 Dentre os explosivos destacam-se: TNT (Trinitro Tolueno); 
 TNG (Trinitro-Glicerina). 
 Ex: nitroclicerina explosão → N2+ CO2 + H2O + O2 + energia 
 Queima da pólvora – negra 
 2KNO3 + 3C + S → K2S + N2 + 3CO2 + energia 
 
2) Obtenção de adubos, tais como: nitrato de cálcio, nitrato de sódio e nitrato 
de amônio. 
3) Obtenção de nitratos (todos solúveis) 
4) Como agente oxidante 
5) 4HNO3 luz→ 2H2O + 4NO2 + O2