UNIVERSIDADE UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS DEPARTAMENTO DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I
AULA PRÁTICA 06: 06: NITROGÊNIO E SEUS COMPOSTOS
MANAUS 2012
UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
GEORGE NOGUEIRA DE OLIVEIRA – 21106614
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I
AULA PRÁTICA 06: NITROGÊNIO E SEUS COMPOSTOS
Trabalho apresentado à Profª. Ivoneide Barros como critério de avaliação parcial da disciplina de Química Inorgânica Experimental I, referente ao curso de Bacharelado em Química. Aula experimental realizada em 09 de maio de 2012.
MANAUS 2012 2
SUMÁRIO
1.
INTRODUÇÃO................................................................................................................ 4
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA .......................................................................................... 5 3. OBJETIVOS....................................................................................................................... 7 4. MATERIAIS E REAGENTES ............................................................................................. 8 5. PARTE EXPERIMENTAL .................................................................................................. 9 5.1. Nitrogênio: preparação de propriedades ......................................................................... 9 5.2. Compostos de nitrogênio: ............................................................................................... 9 5.2.1. Amônia: preparação de propriedades, estado de oxidação -3...................................... 9 5.2.2. Sais de amônio: hidrólise e decomposição .................................................................. 9 5.3. Poder oxidante relativo do ácido nítrico e nitratos ......................................................... 10 5.4. Redução de ácido nítrico com metais ........................................................................... 10 5.5. Ácido nítrico como um ácido ......................................................................................... 10 5.6. Ácido nitroso como oxidante e redutor .......................................................................... 10 6. RESULTADOS E DISCUSSÕES ..................................................................................... 11 7. CONCLUSÃO .................................................................................................................. 15 8. PÓS-LABORATÓRIO ...................................................................................................... 16 9. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ................................................................................. 18
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1. INTRODUÇÃO O nitrogênio ocorre em uma grande variedade de substâncias de interesse na área de pesquisa, na indústria e na agricultura. Os exemplos incluem os aminoácidos, proteínas, drogas sintéticas, fertilizantes, explosivos, solos, suprimento de água potável e corantes (SKOOG, 2006). Trata-se de um elemento pertencente ao grupo 15, no qual também estão presentes o fósforo (P), arsênio (As), antimônio (Sb) e bismuto (Bi). Seu nome provém do grego e significa “formador de nitron”, onde “nitron” se refere ao nitrato de potássio, KNO 3. Os sais
de amônio e os nitratos eram conhecidos desde os primeiros alquimistas, que também prepararam o que deveria ser o ácido nítrico (RUSSEL 1994). Apesar de o nitrogênio ser um dos principais constituintes da atmosfera (cerca de 78%), ele não é um elemento abundante na crosta terrestre, sendo o 33.º em ordem de abundância relativa. Todos os seus sais, na forma de nitratos, são solúveis em água, de modo que não são comuns na crosta terrestre, embora sejam encontrados depósitos em algumas regiões desérticas, como os que estão localizados ao longo do litoral norte do Chile Além destes sais, outros compostos são muito utilizados como fertilizantes e explosivos (LEE, 1999). O uso de adubos para melhorar o rendimentos das culturas é conhecido desde há muito tempo: emprego de excrementos animais e de matéria orgânica em decomposição. Contudo, essas técnica se tornaram ineficientes, em função da crescente população. Uma alternativa, encontrada no século XIX, foi a adição no solo de minerais contendo nitratos, especialmente o salitre. Porém, o salitre não é utilizado apenas para esse fim, ele é um dos compostos essenciais da pólvora. Muito além disso, poucos elementos são tão relevantes para a vida na terra como o nitrogênio (INDRIUNAS, 2007). Tendo em vista todos esses fatores, neste relatório, resultante de uma aula experimental, são abordadas algumas questões acerca deste elemento, tais como suas propriedades, reações em meios ácidos e básicos, formação de novos compostos, etc.
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2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA O nitrogênio é um gás incolor, inodoro e sem sabor, composto de moléculas de N 2. Seu ponto de fusão é -210 °C e seu ponto de ebulição normal é -196 °C. A molécula de N 2 é muito pouco reativa por causa da forte ligação tripla entre os átomos de nitrogênio (a entalpia da ligação N ≡N é 941 kJ.mol-1, aproximadamente duas vezes aquela para a ligação em O2). Exemplo disso é quando as substâncias se queimam no ar, normalmente reagem com O2, mas não reagem com N 2 (BROWN, 2005). Por conta disso, nitrogênio em sua forma gasosa é usado em grandes quantidades como atmosfera inerte. Já o nitrogênio líquido é usado como agente refrigerante. Ele é obtido em escala industrial por meio da liquefação do ar e posterior destilação fracionada do mesmo. O N2 tem ponto de ebulição menor que o O 2, saindo antes deste último da coluna de destilação (LEE, 1999). Dentre os seus diversos compostos, um que se destaca é a amônia, cuja produção mundial foi de 110 milhões de toneladas em 1992. A maior parte foi produzida a partir de H 2 e N2 (LEE, 1999). Fritz-Haber, um químico alemão, no início do século XX, conseguiu sintetizar amônia submetendo o ar a temperaturas e pressões apropriadas. Surgiu, então, um método viável com o apoio de Carl Bosch, pelo qual conseguiram a produção em escala industrial. Esse método ficou conhecido como processo Haber-Bosch e é amplamente utilizado, com pequenas adaptações, até os dias de hoje (INDRIUNAS, 2007): 3
⇌ 2
Em seus compostos o nitrogênio mostra todos os estados de oxidação negativos e positivos desde -3 até +5. Na maioria destes compostos o nitrogênio compartilha elétrons com outros átomos. Apenas com metais fortemente eletropositivos, como lítio e sódio, o nitrogênio forma íons nitreto, N3- (RUSSEL, 1994).
Figura 1. Estrutura da amônia
O nitrogênio é bastante inerte, tanto que por conta disso, acumulou-se em tão grandes quantidades na atmosfera. Como os demais elementos pertencentes à mesma família, ele forma hidretos voláteis de fórmula MH 3. Todos eles são gases tóxicos de cheiro desagradável, tais como a amônia, NH 3. Outro compostos interessantes são os sais de amônia, que são muito solúveis em água. Podem reagir com o NaOH, liberando NH 3. Outros compostos de interesse para a indústria são: 5
Hidrazina, N2H4: um líquido covalente, fumegante quando exposto ao ar,que queima
facilmente liberando uma grande quantidade de calor. A maior parte deste composto é utilizada como combustível de foguetes.
Ureia, NH2CONH2: é largamente empregada como fertilizante nitrogenado. Tem um
conteúdo muito elevado de nitrogênio (46%). É obtida a partir da amônio.
Azotetos: o azoteto de hidrogênio é um líquido incolor com ponto de ebulição igual a
37 °C, altamente tóxico e de odor irritante. Tanto o líquido como o gás explodem quando aquecidos ou sob forte impacto. Por conta disso, muito azotetos são usados como detonadores de explosivos de elevada potência.
Óxido nitroso, N2O: é um gás estável e pouco reativo. É obtido pela cuidadosa
decomposição térmica de nitrato de amônio fundido, pois explode quando aquecido fortemente. Seu principal uso é como propelente em sorvetes, também é utilizado como anestésico, principalmente por dentistas.
Ácido nitroso, HNO2: só é estável em soluções diluídas. Pode ser facilmente obtido
acidificando-se a solução de um nitrito. A base formada, nitrito (NO 2-), reage formando outros sais que por sua vez são utilizados para produção de outros compostos. Pode ser usado ainda como aditivo de alimentos, tais como: carnes industrializadas, salsichas, bacon e congêneres.
Ácido nítrico, HNO3: é o oxiácido de nitrogênio mais importante. É um excelente
oxidante, principalmente quando concentrado e quente. Ele dissolve metais insolúveis em HCl, como o cobre e a prata. Possui diversas aplicações, como formação de nitrocompostos, que são explosivos, por exemplo: nitroglicerina, nitrocelulose, trinitrotolueno (TNT).
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3. OBJETIVOS
Preparar Nitrogênio e verificar suas propriedades.
Preparar e identificar amônia através de suas propriedades.
Analisar a hidrólise/decomposição térmica de diferentes sais de amônio.
Verificar propriedades do ácido nítrico.
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4. MATERIAIS E REAGENTES
Bico de Bunsen;
Indicador fenolftaleína;
Espátula;
Papel indicador;
Papel filtro;
Pinça metálica;
Rolha;
Tubo de ensaio grande;
Vidro de relógio;
Solução saturada de NH4Cl;
Solução saturada de NaNO 2;
Solução de Ba(OH)2;
NH4Cl (s);
Solução de KOH 1N;
NH4CH3COO (s);
(NH4)2Cr 2O7 (s);
Ácido nítrico concentrado;
Ácido nítrico 0,5 mol.L-1;
Solução de nitrato de potássio;
Solução de iodeto de potássio;
Magnésio, zinco, cobre e ferro;
Solução de nitrito de potássio;
Ácido acético diluído;
Solução de permanganato de potássio;
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5. PARTE EXPERIMENTAL 5.1. Nitrogênio: preparação de propriedades - A um tubo de ensaio adicionou-se 2,0 mL de solução saturada de NH 4Cl e 2,0 mL de solução saturada de NaNO 2. Colocou-se o tubo de desprendimento e aqueceu-se. Em seguida, adicionou-se o gás que se desprendei a um béquer contendo água destilada e testou-se o pH. Repetiu-se o procedimento anterior, porém em uma solução de Ba(OH) 2. - Aproximou-se um palito de fósforo aceso do gás desprendido. Observou-se e tomou-se nota dos resultados.
5.2. Compostos de nitrogênio: 5.2.1. Amônia: preparação de propriedades, estado de oxidação -3 - A um tubo de ensaio adicionou-se aproximadamente 0,5g de NH 4Cl e 1mL de solução de KOH 1N. Aqueceu-se e inalou-se o odor do gás desprendido umedecendo um pedaço de papel de filtro com água destilada e aproximando-o do tubo de ensaio. - Cheirou-se o papel de filtro cuidadosamente! - Posterioromente, colocou-se um pedaço de papel indicador umedecido e o sobrepôs ao tudo que estava sob aquecimento.
5.2.2. Sais de amônio: hidrólise e decomposição - Numerou-se quatro tubos de ensaio, conforme sistema abaixo: Tubo 1
Tubo 2
Tubo 3
Tubo 4
0,5g de NH 4Cl e 5 mL de água destilada
0,5 g de NH4CH3COO e 5 mL de água destilada
0,5 g de NH4Cl e aquecimento
0,5 g de (NH 4)2Cr 2O7 e aquecimento
Tabela 1. Sistema para observar hidrólise e decomposição de sais de amônio.
- Aqueceu-se os dois últimos tubos de ensaio e procurou-se sentir o odor dos gases que se desprendiam. 9
5.3. Poder oxidante relativo do ácido nítrico e nitratos - Adicionou-se a diferentes tubos de ensaio solução de HNO 3 e KNO3 em diferentes concentrações. Utilizou-se solução de iodeto de potássio como indicador e verificou-se o poder oxidante relativo do HNO 3 e do KNO 3.
5.4. Redução de ácido nítrico com metais - Colocou-se pedaços de zinco, cobre e ferro em pó, separadamente em três tubos de ensaio, afim de compor o seguinte sistema: Zinco (Zn)
Cobre (Cu)
Ferro (Fe)
A
B
A
B
A
B
HNO3 (concentrado)
HNO3 (diluído)
HNO3 (concentrado)
HNO3 (diluído)
HNO3 (concentrado)
HNO3 (diluído)
Tabela 2. Sistema para verificar redução de HNO3 com metais.
5.5. Ácido nítrico como um ácido - Na capela, adicionou-se cerca de 1 mL de HNO 3, 0,5 mol.L-1 a pequenos pedaços de Mg. Colocou-se uma pequena porção de algodão na boca do tubo e posteriormente deixou-se o mesmo em banho de água morna. - Depois de haver evolução de gás, tirou-se o algodão e testou-se o gás com um fósforo aceso na boca do tudo. Tomou-se nota dos resultados obtidos.
5.6. Ácido nitroso como oxidante e redutor - Testou-se o poder oxidante do HNO 2 adicionando a uma solução de KNO 2 algumas gotas de ácido acético diluído e gotejou-se uma solução de KI ao sistema. - Testou-se o poder redutor do HNO 2 adicionando a uma solução de KNO 2 algumas gotas de ácido acético e por último acrescentou-se uma solução de permanganato de potássio. 10
6. RESULTADOS E DISCUSSÕES Nitrogênio: preparação e propriedades - Ao se adicionar 2,0 mL de solução saturada de NH 4Cl e 2,0 mL de solução saturada de NaNO2 em tubo de ensaio e levá-lo sob aquecimento, observou-se o desprendimento de um gás acompanhado de bolhas. Isso ocorre em função da formação de gás nitrogênio N 2, que pode ser descrita por meio da seguinte reação:
⟶ →
2
- Quando o gás desprendido foi borbulhado em água, observou-se que com a adição de fenolftaleína a solução adquiriu tonalidade rósea. A fenolftaleína colore apenas soluções básicas, logo deduz-se que o pH da solução estava acima de 7,0. Porém, não é o nitrogênio quem reage com a água para formar bases, mas o seu sal antecessor o NH 4NO2. - Com a adição do gás à solução de Ba(OH) 2, observa-se o desprendimento de um gás característico. Isso ocorre em função da f ormação de amônia, por meio da seguinte reação: 2 2()
⟶ 2 2 3
Vale ressaltar que a amônia é um gás incolor de odor pungente, bastante tóxico e que se dissolve totalmente em meio aquoso liberando calor (J. D. LEE, 1997).
Compostos de nitrogênio Amônia – Preparação e propriedades, estados de oxidação -3. - Quando adicionamos 0,5 g de NH 4Cl e 1mL de solução KOH 1N, ocorre na qual há formação de um sal, a amônia e água, conforma a reação abaixo:
⟶
Ao longo do aquecimento houve a formação da amônia, após umedecer um papel de filtro e aproximá-lo do tudo de ensaio pôde-se sentir o odor do gás que estava sendo formado. É desta forma que obtemos o NH 3 em laboratório, aquecendo o sal de amônio com uma base forte. Esse é o teste padrão para detectar compostos de NH 4+ no laboratório. Esse odor característico lembra muito o de amoníaco comercial.
Sais de amônio: hidrólise e decomposição - Após a numeração dos quatro tubos de ensaio e a realização de todos os procedimentos, obteve-se os seguintes resultados: 11
Tubo 1
Com a adição de 0,5 g de NH 4Cl e água destilada, observa-se que a solução permanece incolor quando é gotejada uma alíquota de fenolftaleína. Há uma explicação para esse comportamento: Todos os sais de amônia são muito solúveis em água, logo temos que o NH4Cl → NH4+ + Cl-, outra característica interessante é que o sais de amônio são fracamente ácidos se tiverem sido formados de ácidos fortes, uma vez que o NH 4OH é uma base fraca.
Tubo 2
Neste caso foram adicionados 0,5 g de acetato de amônia e água à este tubo de ensaio, verificou-se que solução permaneceu incolor na presença de indicador fenolftaleína. Porém, ao solubilizar o sal, houve a formação de um precipitado com aspecto viscoso. Este sal é composto íon acetato é proveniente de um ácido fraco, logo é uma base forte pela teoria de Brönsted e de uma base forte, logo um ácido fraco. Como há uma quantidade muito grande desse sal em uma quantidade relativamente baixa de água, espera-se que o pH seja ácido uma vez que a contribuição de íons H + é relativamente superior ao que vem do sal. Logo, a fenolftaleína não é capaz de colorir soluções ácidas.
Tubo 3
Ao ser adicionado o NH4Cl a este tudo de ensaio e submetê-lo à condição de aquecimento, observa-se o desprendimento de amônia, como relatado nos experimentos anteriores. Isso decorre da decomposição deste sal em meio aquoso, formando a amônia e o ácido clorídrico:
→
Em função do ponto de ebulição da amônia ser bem menos inferior ao do HCl, esta é liberada primeiro. Tubo 4
Ao se aquecer o (NH 4)2Cr 2O7, observa-se uma mudança de cor na solução, acompanhada pela formação de um sólido. Observa-se que neste caso específico, o ânion Cr 2O72- é mais oxidante que o ânion Cl - e por conta disso, ele oxida o NH 4+ a N2, conforme a reação a seguir:
( ) 7 →
4
Tabela 3. Hidrólise e decomposição de sais amônio.
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Na última reação, pode-se verificar que o NH 4+ é um redutor forte, pois ele foi capaz de diminuir o Nox do oxigênio, enquanto aumentou o do N.
Poder oxidante relativo do ácido nítrico e nitratos Antes de argumentar sobre os resultados obtidos neste experimento, vale ressaltar quais era o seu objetivo: estudar o poder oxidante relativo do ácido nítrico e de nitrato de potássio em diferentes concentrações, tendo como indicador uma solução de KI (iodeto de potássio). Os resultados obtidos estão mostrados na tabela abaixo: HNO3 (0,5 mol.L-1)
HNO3 (6 mol.L-1)
Com a adição de KI ao
Ao ser adicionado KI à
tubo de ensaio não houve solução presente neste tubo não mudança
aparente
coloração da solução.
KNO3 (0,1 mol.L-1)
Neste
última
houve
caso,
mudança
na de ensaio, observou-se que aparente de cor. a
solução
adquiriu
tonalidade amarela. Tabela 4. Poder oxidante do HNO3 e do NO3-.
O ácido nítrico é um ácido forte e se encontra totalmente dissociado nos íons H 3O+ e NO3- quando em solução aquosa diluída. Ele é um excelente oxidante, principalmente quando concentrado e quente. Como se pôde ver à solução contida no segundo tubo de ensaio apresentou coloração maior que a primeira, tal fato pode ser explicado pela oxidação do I- do KI para formar I2.
Redução do ácido nítrico com metais - Após realizar os procedimentos experimentais, obteve-se os seguintes resultados das reações provenientes das interações do metal juntamente com o HNO 3. - Ao ser adicionado HNO 3 concentrado a um tudo contendo pedaços de zinco (Zn), observou-se uma reação com liberação de calor (exotérmica), acompanhada pelo desprendimento de gás. Isso ocorre pelo fato de o Zn ser um forte agente redutor, que
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provoca a redução de uma substancial proporção de HNO 3 diluído, levando-o até o estado de oxidação -3. - No tubo contendo cobre (Cu), após a adição do ácido nítrico, não houve reação espontânea em função da concentração do ácido não estar concentrada. Porém, o que esperava-se observar era que com o ácido diluído, o estado de oxidação +2 é favorecido, pelo fato de Cu ser um agente redutor mais fraco’, e haveria formação de NO gasoso.
- Com a adição de ácido nítrico ao último tubo de ensaio, no qual estavam contidos quantidades de ferro (Fe), observou-se o desprendimento de gás, acompanhado de bolhas e uma solução com tonalidade verde. Na verdade, ocorreu a formação de nitrato de ferro, reação pela qual houve redução de nitrogênio de 1- para 2-. As reações do ácido nítrico para cada um dos metais estão descritas abaixo: + + ⟶ +() 3 () 4 () 1) () () 9 () + + ⟶ 2 () 3 () 4 () 2) () () 8 ()
3) 6 () 2 () ⟶ 2 ( ) 3 ↑
Ácido nítrico como um ácido - Ao se adicionar ácido nítrico, na concentração de 0,5 mol.L -1 a pequenos pedaços de magnésio, observou-se que houve o desprendimento de um gás de coloração branca e ao se aproximar o palito de fósforo aceso do tudo de ensaio, observou-se que a fumaça se tornou mais intensa. Isso decorre da redução de nitratos em meio ácido, que acaba fornecendo NO 2 ou NO, conforme equação mostrada a seguir: á í,<1
3 8 →
2 3( ) 4
O NO2 produzido é fortemente ácido quando úmido, sendo um gás tóxico pode formar tanto o ácido nítrico, quanto o ácido nitroso quando em contato com a água.
Ácido nitroso como oxidante e redutor Este experimento não pôde ser realizado em função da ausência de um dos reagentes que seria utilizados.
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7. CONCLUSÃO Realizados todos os procedimentos experimentais, concluiu-se que o nitrogênio apresenta diferentes propriedades, dependendo do seu estado de oxidação e portanto apresenta características distintas do outros elementos constituintes do grupo 15. Tal fato pôde ser comprovado, experimentalmente, com o que é encontrado na literatura à respeito das propriedades gerais deste elemento: um gás incolor, insípido e que adquire aspecto fumegante à medida que se formam compostos como a NH 3. Isso foi constatado quando, por exemplo, obteve-se nitrogênio com a mistura de dois de seus compostos: NH4Cl e NaNO2, respectivamente. Pode-se concluir ainda, que os compostos de NH4+, apresentam diferentes características dependendo do meio em que se encontram, ora comportando-se como ácidos, ora como bases. É digno de nota o caráter oxidante dos oxiácidos de N, como HNO 3, frente a diversos metais e também o caráter ácido de um destes, que apresentam poder de acidez maior ou menor dependendo de sua concentração.
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8. PÓS-LABORATÓRIO a) Escrever a equação da reação de preparação do N2. Mostrar a sua identificação. O N2 é obtido em escala industrial, liquefazendo-se o ar e então realizando a destilação fracionada do mesmo. Ele também é obtido na oxidação da amônia, segue-se abaixo algumas reações para a obtenção de N 2:
⟶ →
4 3()
2
⟶ 2 3 6
8 3
⟶ 6
00 °
2 →
3 2
b) Escrever a equação da reação de preparação de NH3 e descrever as propriedades. O processo industrial para a obtenção da amônia é denominada Haber-Bosch, no qual são combinado diretamente N 2 e H2 3 ⇌ 2
No laboratório a amônia é preparada aquecendo um sal de amônio com NaOH, que é um teste padrão para detectar compostos de NH 4+ no laboratório: ⟶
O NH3 é um gás incolor de odor pungente. O gás é bastante tóxico e se dissolve facilmente em água liberando calor.
c) Que conclusões você pode tirar sobre a decomposição dos sais de amônio? Com base nos experimentos realizados, pode-se concluir que todos os sais de amônio são muito solúveis em água. E que todos eles reagem com uma base forte para liberação de NH 3.
d) Explicar o porque do pH das soluções de NH4Cl e NH4CH3COO. Por ser um sal muitos solúvel em água, o NH 4Cl, quando dissolvido em meio aquoso se apresenta da seguinte forma: á
() →
− +() ()
Os íons Cl- não participam da reação de hidrólise, já os íons NH 4+ sim, capturando OH- da água e liberado H +. Portanto o meio se torna ácido. Já no caso de acetato de amônia, ambos os íons CH 3COO- e NH4+ participam da reação de hidrólise; como consequência, o pH dependerá das constantes de ionização da base fraca Kb e do ácido fraco K a.
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e) Equacionar reações do HNO3 frente a metais, não-metais, e compostos. - > Frente a metais: á í,<1
3 8 →
2 3( ) 4
- > Frente a não-metais: 6 4
⟶ 6 ↗ 2 ⟶ 4 ↗ 2
- > Frente a compostos:
⟶ + −
As suas reações com compostos como os cianetos, carbetos e pós metálicos podem ser explosivas.
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9. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, T. L.; et. al.: Química - A Ciência Central, 1ª Reimpressão – São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
INDRIUNAS, A.; "HowStuffWorks - Como funciona o ciclo do nitrogênio" . Publicado em 04
de
dezembro
de
2007
(atualizado
em
14
de
julho
de
2008)
http://ciencia.hsw.uol.com.br/ciclo-nitrogenio.htm (23 de setembro de 2012).
LEE, J. D.; Química Inorgânica Não Tão Concisa; Tradução da 5ª edição inglesa – São Paulo: Blucher, 1999
RUSSEL, J. B.; Química Geral, Vol. 2; São Paulo: Editora Pearson – 1994.
SKOOG, D. A.; et. al: Fundamentos de Química Analítica; Tradução da 8ª edição norteamerica – São Paulo: Cengage Learning, 2006.
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