Azot

Azot w encyklopedii

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania 7 N Uwaga

Azot (N, łac. nitrogenium) – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 7, niemetal z grupy 15 (azotowców) układu okresowego. Stabilnymi izotopami azotu są 14N i 15N. Azot w stanie wolnym występuje w postaci dwuatomowej cząsteczki N2. W cząsteczce tej dwa atomy tego pierwiastka są połączone ze sobą wiązaniem potrójnym. Azot jest podstawowym składnikiem powietrza (78,09% objętości), a jego zawartość w litosferze Ziemi wynosi 50 ppm[6]. Wchodzi w skład wielu związków, takich jak: amoniak, kwas azotowy, azotyny oraz wielu ważnych związków organicznych (kwasy nukleinowe, białka, alkaloidy i wiele innych). Azot w fazie stałej występuje w sześciu odmianach alotropowych nazwanych od kolejnych liter greckich (α, β, γ, δ, ε, ζ). Najnowsze badania wykazują prawdopodobne istnienie kolejnych dwóch odmian (η, θ).

Pierwiastek został odkryty w 1772 roku przez Daniela Rutherforda. Otrzymał on azot z powietrza, usuwając z niego tlen przez spalanie substancji w zamkniętej przestrzeni. Powstały dwutlenek węgla usunął przez absorpcję w roztworze wodorotlenku potasu[7].

W 2020 uzyskano nową, wysokociśnieniową odmianę alotropową azotu, której nadano nazwę azot czarny. Powstaje on po poddanie azotu umieszczonego pomiędzy diamentowymi kowadłami ciśnieniu 1,4 mln atm. i temp. ok. 4000 °C uzyskanej za pomocą lasera. W warunkach tych otrzymano monokryształy tej formy 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 N≡N wynosi 1,10 Å[8], natomiast wiązanie N−N w hydrazynie ma 1,45 Å[9]), natomiast minimalna odległość między atomami sąsiednich warstw to 2,33 Å, co wyklucza powstawanie wiązań kowalencyjnych między warstwami[10][11].

Łacińska nazwa powstała z połączenia łacińskiego nitrum (saletra) i greckiego genes (tworzący)[12]. Jako pierwszy polską nazwę – azot – zaproponował Filip Walter (1844)[13]. Używano też nazwy dusień[14] i saletroród[15].

Spis treści

Otrzymywanie | 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 kod

Nieorganiczne:

Organiczne:

Właściwości | edytuj kod

W warunkach normalnych jest bezbarwnym i bezwonnym gazem[3]. Jest bierny chemicznie, co spowodowane jest bardzo wysoką energią wiązania potrójnego w cząsteczce N2, wynosi ona 945,33 ± 0,59 kJ·mol−1[16]. 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.[17]:

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[17]:

CaC2 + N2 → CaCN2 + C

Naturalnie azot wiązany jest głównie przez bakterie azotowe w brodawkach roślin motylkowych oraz w trakcie wyładowań atmosferycznych[18].

Znaczenie biologiczne azotu | edytuj kod

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 kod

Azot atmosferyczny | 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 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[19].

Azot w glebie | 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[19].

Wpływ azotu na wzrost roślin | 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[19].

Przy niedoborze azotu rośliny rosną wolno, są słabe, bledsze. Kolor ten jest związany z deficytem chlorofilu, który bierze udział w procesie fotosyntezy. Skrajny niedobór azotu może powodować żółtawobrązowe zabarwienie fragmentów liści[19]. 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[19].

Zastosowanie azotu | 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[20].

Zobacz też | edytuj kod

Uwagi | edytuj kod

  1. ↑ Z uwagi na zmienność abundancji izotopów pierwiastka w naturze, podany został zakres wartości masy atomowej dla naturalnych źródeł tego pierwiastka.

Przypisy | edytuj kod

  1. ↑ a b c d azot (ZVG: 7070) (ang. • niem.) w bazie GESTIS, Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung (IFA). [dostęp 2009-11-12].
  2. ↑ Azot (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. ↑ a b azot, [w:] Encyklopedia PWN [online] [dostęp 2019-11-12] .
  4. ↑ JurisJ. Meija JurisJ. i inni, Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 88 (3), 2016, s. 265–291, DOI: 10.1515/pac-2015-0305 .c?
  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. ↑ Elements, terrestrial abundance. The Internet Encyclopedia of Science. [dostęp 2011-03-15].
  7. ↑ Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1973, s. 112. OCLC 839118859.
  8. ↑ Norman N.N.N. Greenwood Norman N.N.N., AlanA. Earnshaw AlanA., Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 412, ISBN 0-7506-3365-4 .
  9. ↑ Norman N.N.N. Greenwood Norman N.N.N., AlanA. Earnshaw AlanA., Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 428, ISBN 0-7506-3365-4 .
  10. ↑ DominiqueD. Laniel DominiqueD. i inni, High-Pressure Polymeric Nitrogen Allotrope with the Black Phosphorus Structure, „Physical Review Letters”, 124 (21), 2020, art. nr 216001, DOI: 10.1103/PhysRevLett.124.216001  (ang.).
  11. ↑ Never-before-seen "black nitrogen" plugs puzzle in periodic table, New Atlas, 2 czerwca 2020 [dostęp 2020-06-06]  (ang.).
  12. ↑ AndrewA. Ede AndrewA., The Chemical Element: A Historical Perspective, Greenwood Publishing Group, 2006, ISBN 978-0-313-33304-0 [dostęp 2019-05-05]  (ang.).
  13. ↑ Ignacy Eichstaedt: Księga pierwiastków. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1973, s. 113. OCLC 839118859.
  14. ↑ Obcy język polski.
  15. ↑ http://web.archive.org/web/20140226213530/http://cybra.lodz.pl/Content/291/ChePol+X+12.pdf
  16. ↑ CRC Handbook of Chemistry and Physics. Wyd. 73. Boca Raton: CRC Press, 1993, s. 9-132.
  17. ↑ a b Włodzimierz Trzebiatowski: Chemia nieorganiczna. Wyd. VIII. Warszawa: PWN, 1978, s. 236–237, 250.
  18. ↑ Encyklopedia techniki. Chemia, WładysławW. Gajewski (red.), Warszawa: Wydawnictwa Naukowo-Techniczne, 1965, OCLC 33835352 .
  19. ↑ 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.
  20. ↑ Jerzy Chodkowski (red.): Mały słownik chemiczny. Wyd. V. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1976.

Bibliografia | edytuj kod

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

Przeczytaj ostrzeżenie dotyczące informacji medycznych i pokrewnych zamieszczonych w Wikipedii.

Kontrola autorytatywna (pierwiastek chemiczny):
Na podstawie artykułu: "Azot" pochodzącego z Wikipedii
OryginałEdytujHistoria i autorzy