Azot

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Azot
węgiel ← azot → tlen
Wygląd
bezbarwny i bezwonny gaz
ciekły azot
ciekły azot
Widmo emisyjne azotu
Widmo emisyjne azotu
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.

azot, N, 7

Grupa, okres, blok

15, 2, p

Stopień utlenienia

−III, −II, −I, −⅓, I, II, III, IV, V[3]

Właściwości metaliczne

niemetal

Właściwości tlenków

niższe: obojętne; wyższe: kwasowe

Masa atomowa

14,007 ± 0,001[4][a]

Stan skupienia

gazowy

Gęstość

1,250 g/l (gaz, 0 °C, 1013 mbar)
0,8085 kg/l (ciecz, −196 °C)[1]

Temperatura topnienia

−210,01 °C[1]

Temperatura wrzenia

−195,8 °C[1]

Numer CAS

7727-37-9

PubChem

947

Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)

Azot (N, łac. nitrogenium) – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 7, niemetal z grupy 15 (azotowców) układu okresowego. W warunkach normalnych jest bezbarwnym, bezzapachowym gazem. Został odkryty w 1772 roku przez Daniela Rutherforda[6].

Azot jest podstawowym składnikiem powietrza (78,09% objętości), a jego zawartość w litosferze Ziemi wynosi 50 ppm[7]. Wchodzi w skład wielu związków, takich jak: amoniak, kwas azotowy, azotyny oraz wielu ważnych związków organicznych (kwasy nukleinowe, białka, alkaloidy i wiele innych).

Stabilnymi izotopami azotu są 14N i 15N. W stanie wolnym występuje w postaci dwuatomowej cząsteczki N2. W cząsteczce te dwa atomy tego pierwiastka są połączone ze sobą wiązaniem potrójnym.

Historia[edytuj | edytuj kod]

Czysty azot otrzymał z powietrza Daniel Rutherford, usuwając z niego tlen przez spalanie substancji w zamkniętej przestrzeni. Powstały dwutlenek węgla usunął przez absorpcję w roztworze wodorotlenku potasu[8][9].

Łacińska nazwa powstała z połączenia łacińskiego nitrum (saletra) i greckiego genes (tworzący)[10]. Jako pierwszy polską nazwę – azot – zaproponował Filip Walter (1844)[11]. Używano też nazwy dusień[12] i saletroród[13].

Otrzymywanie[edytuj | edytuj kod]

Azot o wysokiej czystości można uzyskać poprzez termiczny rozkład azotynu amonu, jednak taki azot zawiera małe ilości tlenków azotu:

NH4NO2 → N2↑ + 2H2O

Najczystszy azot otrzymuje się przez rozkład termiczny w próżni azydku sodowego.

W laboratorium można otrzymać azot w wyniku łagodnego ogrzewania mieszaniny chlorku amonu (salmiaku) i azotynu sodu:

NH4Cl + NaNO2 → N2↑ + NaCl + 2H2O

W przemysłowej metodzie otrzymywania azotu skrapla się powietrze, stosując odpowiednie ciśnienie i temperaturę. W tych warunkach azot i wszystkie gazy znajdujące się nad nim na skali temperatur wrzenia skraplają się i są w otrzymanej cieczy. Trzy pierwiastki znajdujące się pod azotem: neon, wodór i hel pozostają w stanie gazowym i są przekazywane do oddzielnego procesu. Następny etap to frakcjonowanie poprzez podwyższenie temperatury (lub obniżenie ciśnienia), powodujące odparowanie ciekłego azotu. Odprowadzony azot jest powtórnie skraplany, przechowywany i transportowany w tzw. naczyniach Dewara lub w formie gazowej w temperaturze otoczenia w stalowych butlach.

Wybrane związki azotu[edytuj | edytuj kod]

Nieorganiczne:

Organiczne:

Właściwości[edytuj | edytuj kod]

W warunkach normalnych jest bezbarwnym i bezwonnym gazem[6]. W temperaturze −195,8 °C skrapla się pod normalnym ciśnieniem[1] dając również bezbarwny ciekły azot[14], a po dalszym schłodzeniu ,do −210,01 °C, zestala się[1].

Jest bierny chemicznie, co spowodowane jest bardzo wysoką energią wiązania potrójnego w cząsteczce N2, wynosi ona 945,33 ± 0,59 kJ·mol−1[15]. Stopień dysocjacji w temperaturze 4000 K wynosi niecałe 3%. W podwyższonej temperaturze reaguje z metalami dając azotki, a także z innymi pierwiastkami, np. z wodorem tworzy amoniak, a z tlenem tlenki azotu, np.[16]:

N2 + 3H2 ⇌ 2NH3      ΔG −22,0 kcal (0 °C)
N2 + O2 ⇌ 2NO      ΔG 43,2 kcal

Procesy te (współcześnie zwłaszcza synteza amoniaku) wykorzystywane są przemysłowo do wiązania azotu atmosferycznego w celu produkcji licznych związków azotu. Innym wysokotemperaturowym procesem przemysłowym wiązania azotu jest reakcja azotu z karbidem prowadząca do cyjanamidu wapnia[16]:

CaC2 + N2 → CaCN2 + C

Naturalnie azot wiązany jest głównie przez bakterie azotowe w brodawkach roślin motylkowych oraz w trakcie wyładowań atmosferycznych[17].

Odmiany alotropowe[edytuj | edytuj kod]

W fazie stałej występuje w trzech odmianach alotropowych. Dwie pierwsze to α o regularnej strukturze krystalicznej, która w –237,5 °C przechodzi w heksagonalną formę β[14]. Ponadto w 2020 r. uzyskano nową, wysokociśnieniową i wysokotemperaturową odmianę alotropową, której nadano nazwę azot czarny. Powstaje on pod ciśnieniem 1,4 mln atm. i w temp. ok. 4000 °C (dla uzyskania takiego ciśnienia stosuje się prasę wyposażoną w diamentowe kowadła, natomiast odpowiednio wysoką temperaturę zapewnia wiązka lasera). W warunkach tych otrzymano monokryształy tej formy pierwiastka i zbadano je za pomocą synchrotronowej rentgenografii strukturalnej oraz spektroskopii Ramana. Azot czarny ma strukturę polimeryczną, analogiczną do struktury fosforu czarnego. Atomy azotu tworzą pofałdowane warstwy, w których odległości międzyatomowe wynoszą 1,34 i 1,43 Å (dla porównania, odległość między atomami diazotu NN wynosi 1,10 Å[18], natomiast wiązanie NN w hydrazynie ma 1,45 Å[19]), natomiast minimalna odległość między atomami sąsiednich warstw to 2,33 Å, co wyklucza powstawanie wiązań kowalencyjnych między warstwami[20][21].

Znaczenie biologiczne azotu[edytuj | edytuj kod]

 Osobny artykuł: Obieg azotu w przyrodzie.

Należy do pierwiastków o bardzo dużym znaczeniu biologicznym. Wchodzi w skład wielu biocząsteczek, takich jak aminokwasy i białka, nukleotydy i kwasy nukleinowe. Większość organizmów nie jest zdolna do przyswajania azotu pierwiastkowego, z wyjątkiem bakterii azotowych wiążących wolny azot z powietrza, żyjących swobodnie w glebie lub symbiotycznych z roślinami bobowatymi (daw. motylkowatymi) bakterii brodawkowych. Dopiero w związkach, takich jak azotany, azotyny lub sole amonowe, jest przyswajalny przez rośliny.

Wpływ azotu na organizm[edytuj | edytuj kod]

Azot atmosferyczny[edytuj | edytuj kod]

Azot pod normalnym ciśnieniem jest obojętny dla organizmów żywych. Może jednak wywołać objawy zatrucia u osób przebywających w powietrzu o zwiększonym ciśnieniu. W takich warunkach azot lepiej rozpuszcza się w płynach ustrojowych i tkankach bogatych w lipidy (np. w mózgu), co prowadzi do pojawienia się objawów zatrucia, takich jak[potrzebny przypis]:

  • przy ciśnieniu 4 atm
    • euforia, skłonność do śmiechu, gadulstwo
    • spowolnienie reakcji na bodźce
  • przy ciśnieniu 10 atm
    • ostre zaburzenia pracy mięśni, koordynacji ruchów
    • zawroty głowy
    • zaburzenia świadomości
  • przy ciśnieniu powyżej 10 atm
    • po kilku minutach następuje utrata świadomości i śpiączka

Jeszcze bardziej niebezpieczne od rozpuszczania się azotu w tkankach jest jego wydzielanie się w postaci pęcherzyków gazu podczas zmniejszania ciśnienia. Prowadzić to może do groźnej dla zdrowia i życia choroby dekompresyjnej (kesonowej).[potrzebny przypis]

Związki azotu w pożywieniu i wodzie pitnej[edytuj | edytuj kod]

Woda zawierająca więcej niż 45 ppm związków azotu jest uznawana za szkodliwą dla dzieci. Szczególnie toksyczne są azotyny.[potrzebny przypis] Ich obecność w glebie i wodzie pitnej jest jednak znikoma. Dość niebezpieczne dla środowiska jest składowanie związku azotu np. nawozów w zbiornikach z blachy ocynkowanej ze strony wewnętrznej, gdyż związki azotu wchodzą w reakcje ze związkami cynku i żelaza, a po zastosowaniu takiego nawozu powstałe związki przedostają się do wód gruntowych[22].

Azot w glebie[edytuj | edytuj kod]

Azot wolny z atmosfery nie jest przyjmowany przez rośliny, ponieważ wymagają one związków, dodatkowo 99% azotu glebowego pozostaje w związkach organicznych o zbyt złożonej budowie, by mogła je przyjąć większość gatunków roślin. Azotu, który może zostać przyjęty przez roślinny wyższe, jest przeciętnie mniej niż 34 kg/ha, a azotu w związkach – około 3385 kg/ha. Ilość azotu przyjmowanego może wynieść nawet do 112,5 kg/ha[22].

Wpływ azotu na wzrost roślin[edytuj | edytuj kod]

Azot jest potrzebny roślinom głównie w fazie wzrostu, ze względu na możliwość akumulacji azotu przez roślinę, przy wysokim stężeniu azotu w glebie, absorpcja tego pierwiastka jest znacznie szybsza niż wzrost rośliny[22].

Przy niedoborze azotu rośliny rosną wolno, są słabe, bledsze oraz następuje zahamowanie kwitnienia[23]. Kolor ten jest związany z deficytem chlorofilu, który bierze udział w procesie fotosyntezy. Skrajny niedobór azotu może powodować żółtawobrązowe zabarwienie fragmentów liści[22]. Niedobór azotu w glebie może zostać uzupełniony przez nawożenie nawozami azotowymi lub poprzez zmianę uprawy na potrzebującą mniej azotu.

Nadmiar azotu nie jest w zasadzie szkodliwy dla rośliny, gdyż rośliny mogą sobie go akumulować, jednakże nadmiar związków azotu może powodować nadmierny wzrost rośliny i brak możliwości przyjmowania innych pierwiastków niezbędnych roślinie. Groźny jest za to nadmiar azotu połączony z niedoborem fosforu, potasu lub wody. Nadmiar azotu może szkodzić jakości i wielkości plonów. Nadmiar azotu jest szkodliwy dla drzew w przypadku mrozów. Rośliny mające za dużo azotu są ciemnozielone, wyglądają aż nazbyt dorodnie. Gleba posiadająca za dużo azotu powinna być nawożona nawozami zawierającymi potas i fosfor[22].

Objawy niedoboru azotu u zwierząt i człowieka[edytuj | edytuj kod]

Zaburzenie bilansu azotowego może powodować utratę masy ciała oraz obrzęki. W przypadku długotrwałego niedoboru może występować martwica lub marskość wątroby[23].

Zastosowanie azotu[edytuj | edytuj kod]

Ciekły azot jest stosowany jako środek chłodzący do uzyskiwania temperatur poniżej −100 °C. W postaci gazowej azot wykorzystywany jest jako najtańsza z dostępnych atmosfer ochronnych w wielu procesach przemysłowych, a także jako gaz roboczy w niektórych układach pneumatycznych.

Z azotu otrzymuje się amoniak oraz tlenki azotu wykorzystywane w produkcji kwasu azotowego, związki o dużym znaczeniu przemysłowym. Ponadto szeroko wykorzystuje się azotany, azotyny, hydrazynę, hydroksyloaminę i in. związki zawierające azot[24].

Zobacz też[edytuj | edytuj kod]

Uwagi[edytuj | edytuj kod]

  1. Podana wartość stanowi przybliżoną standardową względną masę atomową (ang. abridged standard atomic weight) publikowaną wraz ze standardową względną masą atomową, która wynosi [14,00643; 14,00728]. Z uwagi na zmienność abundancji izotopów pierwiastka w naturze, wartości w nawiasach klamrowych stanowią zakres wartości względnej masy atomowej dla naturalnych źródeł tego pierwiastka. W dostępnych komercyjnie produktach mogą występować znaczne odchylenia masy atomowej od podanej, z uwagi na zmianę składu izotopowego w rezultacie nieznanego bądź niezamierzonego frakcjonowania izotopowego.

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. a b c d e f Nitrogen, [w:] GESTIS-Stoffdatenbank, Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung, ZVG: 7070 [dostęp 2009-11-12] (niem. • ang.).
  2. Nitrogen (nr 00474) (ang.) – karta charakterystyki produktu Sigma-Aldrich (Merck) na obszar Stanów Zjednoczonych. [dostęp 2011-10-01]. (przeczytaj, jeśli nie wyświetla się prawidłowa wersja karty charakterystyki)
  3. Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 434–437, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).
  4. Thomas Prohaska i inni, Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 94 (5), 2021, s. 573–600, DOI10.1515/pac-2019-0603 (ang.).
  5. Wartość dla ciała stałego wg: Singman, Charles N. Atomic volume and allotropy of the elements. „Journal of Chemical Education”. 61 (2), s. 137–142, 1984. DOI: 10.1021/ed061p137. 
  6. a b azot, [w:] Encyklopedia PWN [dostęp 2020-09-23].
  7. Elements, terrestrial abundance. The Internet Encyclopedia of Science. [dostęp 2011-03-15].
  8. Azot, [w:] Principles of Chemistry [online], Uniwersytet Śląski [dostęp 2020-09-23].
  9. Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1973, s. 112. OCLC 839118859.
  10. Andrew Ede, The Chemical Element: A Historical Perspective, Greenwood Publishing Group, 2006, ISBN 978-0-313-33304-0 [dostęp 2019-05-05] (ang.).
  11. Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1973, s. 113. OCLC 839118859.
  12. Obcy język polski.
  13. Zarchiwizowana kopia. [dostęp 2014-02-26]. [zarchiwizowane z tego adresu (2014-02-26)].
  14. a b Pradyot Patnaik, Handbook of Inorganic Chemicals, London: McGraw-Hill, 2003, s. 645, ISBN 0-07-049439-8 (ang.).
  15. CRC Handbook of Chemistry and Physics. Wyd. 73. Boca Raton: CRC Press, 1993, s. 9-132.
  16. a b Włodzimierz Trzebiatowski: Chemia nieorganiczna. Wyd. VIII. Warszawa: PWN, 1978, s. 236–237, 250.
  17. Encyklopedia techniki. Chemia, Władysław Gajewski (red.), Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1965, OCLC 33835352.
  18. Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 412, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).
  19. Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw, Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 428, ISBN 0-7506-3365-4 (ang.).
  20. Dominique Laniel i inni, High-Pressure Polymeric Nitrogen Allotrope with the Black Phosphorus Structure, „Physical Review Letters”, 124 (21), 2020, art. nr 216001, DOI10.1103/PhysRevLett.124.216001 (ang.).
  21. Never-before-seen "black nitrogen" plugs puzzle in periodic table [online], New Atlas, 2 czerwca 2020 [dostęp 2022-07-10] (ang.).
  22. a b c d e Luis M. Thompson, Frederick R. Troeh: Gleba i jej żyzność. Warszawa: Państwowe Wydawnictwo Rolnicze i Leśne, 1978, s. 275–278.
  23. a b Podstawy biochemii: Składniki chemiczne organizmów, [w:] Ewa Pyłka-Gutowska, Vademecum Maturzysty. Biologia, wyd. II, Warszawa: Oświata, 1993, s. 16, ISBN 83-85394-25-7 (pol.).
  24. Jerzy Chodkowski (red.): Mały słownik chemiczny. Wyd. V. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1976.

Bibliografia[edytuj | edytuj kod]

  • Witold Seńczuk (red.), Toksykologia. Podręcznik dla studentów, lekarzy i farmaceutów, wyd. IV, Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002, ISBN 83-200-2648-2.