3.  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

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

6. Caráter metálico:
 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

8.  Usado como atmosfera inerte: limpeza das
tubulações e reatores de craqueamento catalítico e
reforma
 Nitrogênio líquido: usado como refrigerante

10. (temperatura ambiente)
• Produção de amônia: reação dos nitretos com água

12. Ponto de ebulição menor que O2, saindo antes que o O2
na coluna de destilação
(NaN3)

18. 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

20. 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
ar
4N2 + 2H2O

21. Processo Haber
De onde vem os gases N2 e H2 para a produção da amônia?
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
O preço do hidrogênio é um dos principais fatores que
influenciam o custo do processo

23. 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,
fabricação de náilon
 Empregada como líquido refrigerante
 Limpeza: amônia em solução
empregada
na

24. 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
200ºC
Altas P
NH2COONH4
Carbamato
de amônia
NH2CONH2 + H2O
Uréia
No solo, a uréia lentamente sofre hidrólise formando carbonato
de amônio:
NH2CONH2 + 2H2O
(NH4)2CO3

27. 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

28. 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

29. Dióxido de nitrogênio (NO2)
 Gás tóxico castanho avermelhado, produzido em larga
escala por oxidação do NO no processo de obtenção do HNO 3
 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

31. 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.

32. Consequências do NOx na atmosfera

33. 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.

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

38. 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

39. Ácido forte: totalmente dissociado em íons e forma um grande número de
sais muito solúveis em água: nitratos
Ácido puro é um líquido incolor, mas quando exposto a luz adquire
coloração castanha:
Fotodecomposição: 4HNO3
4NO2 + O2 + 2H2O
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

40. 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
NaNO3 + Pb
calor
calor
2NaNO2 + O2
NaNO2 + PbO
 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

44. NH4+

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

48. O solo fértil contém nitrogênio combinado principalmente na
forma de nitratos, nitritos, sais de amônio ou uréia
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.
Fixação do nitrogênio: por bactérias e processos químicos
(Processo Haber – Bosch)

49. 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

50. 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.