Azoto

 Nota: Este artigo é sobre o elemento químico Nitrogênio. Para outros significados, veja Azoto (desambiguação).

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Azoto
Carbono ← Azoto → Oxigénio     7 N                                                                                                                                                                                                                                           ↑ N ↓ P Tabela completa • Tabela estendida
Aparência
gás, líquido ou sólido incolor Linhas espectrais do azoto.
Informações gerais
Nome, símbolo, número	Azoto, N, 7
Série química	Não metal
Grupo, período, bloco	15 (VA), 2, p
Densidade, dureza	1,2506 kg/m3, ?
Número CAS	7727-37-9
Número EINECS	231-783-9
Propriedade atómicas
Massa atómica	14,0067(2) u
Raio atómico (calculado)	65 pm
Raio covalente	75 pm
Raio de Van der Waals	155 pm
Configuração electrónica	[He] 2s2 2p3
Elétrons (por nível de energia)	2, 5 (ver imagem)
Estado(s) de oxidação	±3, 5, 4, 2 (ácido forte)
Óxido
Estrutura cristalina	hexagonal
Propriedades físicas
Estado da matéria	gasoso
Ponto de fusão	-210.01 °C [1] 63,15 K
Ponto de ebulição	-195.79 °C [1] 75,36 K
Entalpia de fusão	0,3604 kJ/mol
Entalpia de vaporização	2,7928 kJ/mol
Temperatura crítica	K
Pressão crítica	Pa
Volume molar	13,54×10-6 m3/mol
Pressão de vapor
Velocidade do som	334 m/s a 20 °C
Classe magnética	diamagnético
Susceptibilidade magnética
Permeabilidade magnética
Temperatura de Curie	K
Diversos
Eletronegatividade (Pauling)	3,04
Calor específico	1040 J/(kg·K)
Condutividade elétrica	S/m
Condutividade térmica	0,02598 W/(m·K)
1.º Potencial de ionização	1402,3 kJ/mol
2.º Potencial de ionização	2856 kJ/mol
3.º Potencial de ionização	4578,1 kJ/mol
4.º Potencial de ionização	7475 kJ/mol
5.º Potencial de ionização	9444,9 kJ/mol
6.º Potencial de ionização	53266,6 kJ/mol
7.º Potencial de ionização	64360 kJ/mol
8.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização8}}} kJ/mol
9.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização9}}} kJ/mol
10.º Potencial de ionização	{{{potencial_ionização10}}} kJ/mol
Isótopos mais estáveis
iso AN Meia-vida MD Ed PD MeV 13N sintético 9,965 min ε 2200 13C 14N 99,634% estável com 7 neutrões 15N 0,366% estável com 8 neutrões
Unidades do SI & CNTP, salvo indicação contrária.
v d e

O azoto, nitrogénio ^{(português europeu)} ou nitrogênio ^{(português brasileiro)} é um elemento químico com símbolo N, número atómico 7 e de massa atómica 14,00674 u (7 protões e 7 neutrões, com adição da pequena massa dos 7 eletrões), representado no grupo (ou família) 7 (antigo VO) da tabela periódica.^[2] Pertence à família dos pnicogénios. O nitrogénio foi descoberto pelo médico escocês Daniel Rutherford em 1772, como componente separável do ar. Em condições normais forma um gás diatómico (N₂), incolor, inodoro, insípido e principalmente inerte, não participando da combustão e nem da respiração. Condensa a aproximadamente 77 K (-196 °C) e solidifica a aproximadamente 63 K (-210 °C). que constitui 78,08% do volume do ar atmosférico.^[3] Embora o nitrogênio dentro dos solos e da vegetação terrestre seja amplamente considerado proveniente da atmosfera, rochas resistidas contribui com 6% a 17% da provisão total de nitrogênio terrestre, ou 11 a 18 teragramas de nitrogênio anualmente.^[4]

O nitrogénio é um elemento comum no Universo. Estima-se que seja o sétimo elemento mais abundante na Via Láctea e no Sistema Solar. É sintetizado pela fusão de carbono e hidrogénio nas supernovas. Devido à volatilidade do nitrogénio elementar e dos seus compostos mais usuais, o nitrogénio é muito menos comum nos planetas rochosos do sistema solar interior, para além de ser, no geral, um elemento relativamente raro na Terra. Contudo, da mesma forma que na Terra, o nitrogénio e os compostos do nitrogénio possuem uma grande presença na atmosfera dos planetas e satélites que o têm. O nitrogênio no manto provavelmente existe desde a formação inicial do planeta.^[5]

Muitos compostos de importância industrial, como amoníaco, o ácido nítrico, os nitratos orgânicos (propelentes e explosivos), bem como cianetos, contêm nitrogénio. A ligação extremamente forte de nitrogénio elementar domina a química do nitrogénio, tornando difícil tanto para os organismos como para a indústria transformar o N₂ em compostos úteis, libertando grandes quantidades de energia quando estes compostos são queimados ou se degradam em gás nitrogénio. O amoníaco e os nitratos produzidos sinteticamente são importantes fertilizantes industriais. Os nitratos fertilizantes são contaminantes que desempenham um papel significativo na eutrofização dos sistemas aquáticos.

Além de seus principais usos como fertilizantes e stocks de energia, o nitrogénio forma compostos orgânicos versáteis. O nitrogénio constitui parte de materiais tão diversos quanto o kevlar e a supercola de cianoacrilato. O nitrogénio é parte integrante das moléculas de todas as grandes classes de medicamentos, incluindo os antibióticos. Muitos medicamentos imitam ou são pró-fármacos de moléculas de sinalização que contêm nitrogénio. Por exemplo, nitroglicerina e nitroprussiato, ambos nitratos orgânicos, controlam a pressão sanguínea ao metabolizar-se em óxido nítrico natural. Os alcaloides vegetais (que são amiúde substâncias de defesa) contêm nitrogénio por definição. Portanto, muitos fármacos importantes que contêm nitrogénio, como a cafeína e a morfina, são ou alcaloides ou imitadores sintéticos que actuam (da mesma forma que muitos alcaloides vegetais) sobre os receptores dos neurotransmissores dos animais (por exemplo, as anfetaminas sintéticas).

O nitrogénio está presente em todos os seres vivos. É um elemento constituinte do aminoácidos e, portanto, das proteínas, bem como dos ácidos nucleicos (o ADN e o ARN). O corpo humano possui cerca de 3% do seu peso em nitrogénio. Trata-se do quarto elemento mais abundante no corpo depois do oxigénio, carbono e hidrogénio. O ciclo de nitrogénio descreve o movimento deste elemento desde a atmosfera para a biosfera e os compostos orgânicos e o retorno à atmosfera novamente.

Considera-se que foi descoberto formalmente por Daniel Rutherford em 1772 ao determinar algumas de suas propriedades. Entretanto, pela mesma época, também se dedicou ao seu estudo Scheele que o isolou.