Todos os elementos possuem 5 elétrons na camada de valência

Estado de oxidação máximo é 5, no qual utilizam os 5 elétrons para formar ligações

Efeito do par inerte cresce ao longo do grupo: somente os elétrons p são utilizados na ligação, sendo a valência igual a 3

O nitrogênio exibe uma grande variedade de estados de oxidação: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5

O nitrogênio é um gás incolor, inodoro, insípido e diamagnético, sendo encontrado na forma de molécula diatômica

Os demais elementos são sólidos e possuem várias formas alotrópicas

Aumenta de cima pra baixo no grupo: N e P são não metais, As e Sb são metalóides, Bi é um metal

Os óxido metálicos são básicos e óxidos não-metálicos são fortemente ácidos. Logo, os óxidos de N e P são fortemente ácidos, os óxidos de As e Sb são anfóteros e o de Bi é essencialmente básico

Caráter metálico:

Usado como atmosfera inerte: limpeza das tubulações e reatores de craqueamento catalítico e reforma

Nitrogênio líquido: usado como refrigerante

(temperatura ambiente)

• Produção de amônia: reação dos nitretos com água

Ponto de ebulição menor que O2, saindo antes que o O2 na coluna de destilação

(NaN3)

Pode doar seu par de elétrons não ligante formando complexos estáveis.

Formação de sais de amônio (NH4+) e compostos de

coordenação com íons metálicos do bloco d

Todos os sais de amônio são solúveis em água e reagem com NaOH formando NH3. São utilizados como fertilizantes

Processo Haber

De onde vem os gases N2 e H2 para a produção da amônia?

1. Produção de hidrogênio a partir de hidrocarbonetos. Todos os compostos de S devem ser removidos

CH4 + 2H2O CO2 + 4 H2

CH4 + H2O CO + 3H2

2. Adiciona-se certa quantidade de ar a mistura de gases obtida. O oxigênio reage com parte do H2 até que a proporção correta dos reagentes N2 e H2 de 1:3 seja alcançada

(4N2 + O2) + 2H2 4N2 + 2H2O

ar

Processo Haber

3. Remoção do CO: veneno para o catalisador

CO + H2 CO2 + H2

4. Remoção de CO2 utilizando uma solução concentrada de carbonato de potássio ou de etanolamina

De onde vem os gases N2 e H2 para a produção da amônia?

O preço do hidrogênio é um dos principais fatores que influenciam o custo do processo

Usos da amônia

75 % da amônia são empregados como fertilizantes

Fabricação de HNO3, o qual pode ser usado na preparação de NH4NO3 (fertilizante) ou explosivos como o TNT

Preparação de hexametilenodiamina, empregada na fabricação de náilon

Empregada como líquido refrigerante

Limpeza: amônia em solução

Uréia

Largamente empregada como fertilizante nitrogenado

Muito solúvel e portanto de ação rápida, mas é também facilmente lixiviada pela água

Apresenta um teor bastante elevado de nitrogênio (46%)

2NH3 + CO2 NH2COONH4 NH2CONH2 + H2O200ºC

Altas P Carbamato de amônia Uréia

No solo, a uréia lentamente sofre hidrólise formando carbonato de amônio:

NH2CONH2 + 2H2O (NH4)2CO3

Óxido Nitroso (N2O)

Gás estável e pouco reativo

Óxido neutro e pode ser obtido pela decomposição térmica do nitrato de amônio

Principal uso: propelente em sorvete por ser inodoro, insípido e não tóxico

Usado como anestésico pelos dentistas. Conhecido como gás hilariante: inalação de pequenas quantidades provoca euforia

Óxido Nítrico (NO)

Gás incolor, sendo um importante intermediário na fabricação de ácido nítrico pela oxidação da amônia

Laboratório: preparado pela redução de HNO3 com Cu

Forma complexos estáveis com metais de transição

Dióxido de nitrogênio (NO2)

Gás tóxico castanho avermelhado, produzido em larga escala por oxidação do NO no processo de obtenção do HNO3

Laboratório: preparado aquecendo-se nitrato de chumbo

A mistura NO2 – N2O4 se comporta com um agente oxidante forte, sendo capaz de oxidar HCl a Cl2 e CO a CO2

Consequências do NOx na atmosfera

Ozônio estratosférico: gás essencial que protege a Terra contra a ação dos raios ultra-violetas

Ozônio troposférico: aquecimento global, diminuição na função respiratória, ataque a materiais como borrachas e pláticos.

Consequências do NOx na atmosfera

Consequências do NOx na atmosfera

Representação esquemática do conversor catalítico de três vias com leito duplo. A redução de NO para N2 ocorre na primeira câmara, e a oxidação de substâncias contendo carbono para CO2 ocorre na segunda.

NO: oxidado com O2 para produzir NO2. A oxidação direta de N2 para NO2 é termodinamicamente desfavorável

Ácido Nítrico: excelente oxidante, principalmente quando concentrado. Os íons NO3

– são mais oxidantes que íons H+

Metais insolúveis em HCl, como Cu e Ag, dissolvem-se em HNO3

Alguns metais, como o ouro, são insolúveis mesmo em ácido nítrico, mas se dissolvem em água régia: 25% HNO3 + 75% HCl

Poder oxidante do ácido nítrico associado ao poder do íon cloreto de complexar íons metálicos

Ácido forte: totalmente dissociado em íons e forma um grande número de sais muito solúveis em água: nitratos

Fotodecomposição: 4HNO3 4NO2 + O2 + 2H2O

Ácido puro é um líquido incolor, mas quando exposto a luz adquire coloração castanha:

Indústria química: processos nitrificação de composto orgânicos, na fabricação de explosuvos, fertilizantes, vernizes, celuloses, trinitrotolueno (TNT), nitroclicerina (dinamite), seda artificial, ácido benzoico, fibras sintéticas, entre outros.

Indústria metalúrgica: refinação de ouro e prata

Ácido Nitroso (HNO2)

Ácido fraco e não estável

Pode ser facilmente obtido acidificando-se a solução de um nitrito

Os nitritos do Grupo 1 podem ser obtidos aquecendo-se os nitratos correspondentes, diretamente ou na presença de Pb

2 NaNO3 2NaNO2 + O2

NaNO3 + Pb NaNO2 + PbO

calor

calor

O ácido nitroso e os nitritos são agentes oxidantes fracos, mas são capazes de oxidar Fe2+ a Fe3+

O nitrito de sódio é usado como aditivo de alimentos, como carne industrializadas, salsichas, bacons

NH4+

Há uma grande quantidade de gás N2 na atmosfera, mas as plantas são incapazes de utilizá-lo

O solo fértil contém nitrogênio combinado principalmente na forma de nitratos, nitritos, sais de amônio ou uréia

Fixação do nitrogênio: por bactérias e processos químicos (Processo Haber – Bosch)

Esses compostos são absorvidos da água do solo pelas raízes das plantas, reduzindo a fertilidade do solo. Embora boa parte do nitrogênio acabe retornando ao solo.

Há uma troca contínua de nitrogênio entre a atmosfera, o solo, os oceanos e os organismos vivos:

1. As plantas absorvem compostos de nitrogênio do solo, e podem servir de alimento para outros animais

2. Os animais excretam compostos nitrogenados: uréia ou ácido úrico, que são devolvidos ao solo

3. Bactérias desnitrificantes convertem nitratos nos gases N2 ou NH3 que escapam para atmosfera

Nitratos Nitritos NO2 N2 NH3

Há uma troca contínua de nitrogênio entre a atmosfera, o solo, os oceanos e os organismos vivos:

4. NH3 é devolvido ao solo pela primeira chuva

5. Há uma pequena perda de NO e NO2 para a atmosfera na combustão de plantas e carvão, o mesmo ocorrendo nos gases de escape de carros.