Nitrogenio e Fosforo

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2 Ca3(PO4)2(s) + 6 SiO2(s) + 10 C(s) 1500°C 6 CaSiO3(l) + 10 CO(g) + P4(g)[pic 2]

A escória encontra-se fundida nestas temperaturas elevadas e assim pode ser facilmente removida do forno. O próprio fósforo vaporiza e condensa como um sólido, o qual é armazenado sob a água para protegê-lo da reação com o ar. A maior parte do fósforo produzido desta forma é queimada formar P4O10, o qual é então hidratado para produzir ácido fosfórico puro.

O nitrogênio é essencial para a produção industrial da amônia e do ácido nítrico; o principal uso do fósforo é na fabricação de fertilizantes.

O principal uso não-químico do nitrogênio gasoso é como atmosfera inerte no processamento de metais, no refino de petróleo e no processamento de alimentos. O nitrogênio gasoso é usado para prover atmosfera inerte no laboratório; o nitrogênio líquido (p.e. -196°C, 77 K) é um refrigerante muito prático tanto na indústria quanto no laboratório. O principal uso industrial do nitrogênio é na produção da amônia pelo processo Haber (necessita de alta temperatura e pressão para produzir a amônia) e na sua conversão em ácido nítrico pelo processo Ostwald. A amônia é uma rota para uma grande variedade de compostos nitrogenados, entre os quais fertilizantes, plásticos e explosivos. O nitrogênio tem um papel crucial na biologia como um constituinte dos aminoácidos, ácidos nucléicos e proteínas, o ciclo do nitrogênio é um dos mais importantes processos do ecossistema.

O fósforo é usado em pirotecnia, bombas de fumaça, fabricação de aço e ligas. O fósforo vermelho misturado com areia é usado na face de riscar das caixas de fósforo. O fosfato de sódio é usado como agente de limpeza, amaciante de água e para impedi a formação de depósitos nas caldeiras e tubulações. Fosfatos condensados são adicionados aos detergentes como reforçadores que melhoram a detergência. Na natureza, o fósforo está geralmente presente como íon fosfato. O fósforo (juntamente com o nitrogênio e o potássio) é um nutriente essencial para as plantas. Entretanto, devido à baixa solubilidade de muitos fosfatos metálicos, freqüentemente ele está esgotado no solo, e por isto os hidrogenofosfatos são componentes importantes dos fertilizantes balanceados. Aproximadamente 85% do ácido fosfórico produzido é consumido na fabricação de fertilizantes. O fósforo também é constituinte importante dos dentes e ossos (formados principalmente de fosfato de cálcio), membranas celulares (ésteres de fosfato de ácidos graxos) e ácidos nucléicos, inclusive ADN e ARN, e do trifosfato de adenosina (ATP), que é a unidade de transferência de energia nos seres vivos. As fosfinas, PX3, são muito usadas como ligantes.

O nitrogênio ocorre em muitos compostos, mas o N2 por si só é notavelmente não-reativo. Apenas uns poucos agentes redutores fortes conseguem transferir elétrons para a molécula de N2 à temperatura ambiente, levando a quebra da ligação N-N, mas geralmente a reação necessita de condições extremas. O exemplo típico disso é a reação lenta com o lítio metálico, à temperatura ambiente, formando Li3N. Similarmente, quando o magnésio (vizinho diagonal do lítio) queima ao ar, ele forma nitreto, juntamente com o óxido.

A lentidão das reações de N2 parece resultar de vários fatores. Um deles é à força de ligação N-N e, conseqüentemente, a alta energia de ativação para quebrá-la (A força desta ligação também explica a falta de alótropos de nitrogênio). Um outro fator é a separação relativamente grande entre o HOMO e LUMO no N2, o que torna a molécula resistente a um simples processo de oxirredução de transferência de elétrons. Um terceiro fator é a baixa polarizabilidade do N2, que não favorece a formação dos estados de transição altamente polares que freqüentemente estão envolvidos nas reações de deslocamento eletrofílico e nucleofílico.

Métodos baratos de ativação do nitrogênio são altamente desejáveis, pois eles podem ter um profundo efeito na economia em especial na agricultura de regiões mais pobres. No processo Haber para a produção de amônia, o H2 e o N2 combinam-se a temperatura e pressões elevadas sobre um catalisador de ferro. Grande parte das pesquisas recentes cujo objetivo é uma conversão mais econômica do N2 atmosférico em produtos químicos úteis tem se preocupado com a maneira pela qual as bactérias realizam esta transformação a temperatura ambiente. O processo dominante para a fixação do nitrogênio nos solos é a conversão catalítica do nitrogênio em NH4+ pela enzima nitrogenase, que ocorre nas bactérias fixadoras de nitrogênio nos nódulos das raízes das leguminosas.

- Parte Experimental

II.I Nitrogênio

- Preparação e propriedades

- Colocou-se no erlenmeyer do gerador de gás, 4g de cloreto de amônio, 5 g de nitrito de sódio e 30 mL de água. Aqueceu-se brandamente até iniciar a reação. Deixou-se borbulhar algum tempo em água, para eliminar o ar do aparelho e depois recolheu-se o gás, por deslocamento de água, em 2 tubos de ensaio.

- No primeiro tubo, colocou-se um fósforo aceso e observou-se que a chama se extinguiu.

- Inflamou-se um pedaço de fio de magnésio e introduziu-se no segundo tubo. Observou-se suave combustão. Terminada a reação, juntou-se 5mL de água e aqueceu-se. Identificou-se os vapores desprendidos com tornassol.

- Resultados e discussão

II.I Preparação e propriedade

- Percebemos que com o aquecimento, a solução no erlenmeyer do gerador de gás se tornou branca e turva devido à precipitação do nitrito de amônio segundo a reação:

NH4Cl(aq) + NaNO2(aq) ∆ NH4NO2(s) ↓ + NaCl(aq)[pic 3]

Continuando o aquecimento da solução, o nitrito foi decomposto em nitrogênio gasoso e água.

NH4NO2(s) ∆ N2(g) + H2O(l)[pic 4]

O gás nitrogênio foi recolhido, em 2 tubos de ensaio, por deslocamento de água.

- Ao colocar o fósforo aceso no tubo em que foi recolhido o gás o fósforo apagou, confirmando que o gás gerado na reação foi o nitrogênio. O nitrogênio