For faster navigation, this Iframe is preloading the Wikiwand page for Azot.

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

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

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

Nieorganiczne:

Organiczne:

Właściwości

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

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

 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

Azot atmosferyczny

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

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

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

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

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

Zastosowanie azotu

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

Uwagi

  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

  1. a b c d e f Nitrogen, [w:] GESTIS-Stoffdatenbank [online], 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 KGaA) 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 [online] [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, 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

  • Witold Seńczuk (red.), Toksykologia. Podręcznik dla studentów, lekarzy i farmaceutów, wyd. IV, Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002, ISBN 83-200-2648-2.
{{bottomLinkPreText}} {{bottomLinkText}}
Azot
Listen to this article

This browser is not supported by Wikiwand :(
Wikiwand requires a browser with modern capabilities in order to provide you with the best reading experience.
Please download and use one of the following browsers:

This article was just edited, click to reload
This article has been deleted on Wikipedia (Why?)

Back to homepage

Please click Add in the dialog above
Please click Allow in the top-left corner,
then click Install Now in the dialog
Please click Open in the download dialog,
then click Install
Please click the "Downloads" icon in the Safari toolbar, open the first download in the list,
then click Install
{{::$root.activation.text}}

Install Wikiwand

Install on Chrome Install on Firefox
Don't forget to rate us

Tell your friends about Wikiwand!

Gmail Facebook Twitter Link

Enjoying Wikiwand?

Tell your friends and spread the love:
Share on Gmail Share on Facebook Share on Twitter Share on Buffer

Our magic isn't perfect

You can help our automatic cover photo selection by reporting an unsuitable photo.

This photo is visually disturbing This photo is not a good choice

Thank you for helping!


Your input will affect cover photo selection, along with input from other users.

X

Wikiwand 2.0 is here 🎉! We've made some exciting updates - No worries, you can always revert later on