Azot

iso: izotop
NA: abundență în natură
TD: timpul de înjumătățire
DM: modul de descompunere
DE: energia de descompunere în MeV
DP: produs de descompunere

Azotul (termen inventat în 1787 de chimistul francez Louis-Bernard Guyton-Morveau , cu grecescul ἀ- privativa și ζωή „viața” ^[1] ) este un element chimic al tabelului periodic al elementelor . Numărul său atomic este 7. Simbolul său este N (din latinescul nitrogenum, din franceza nitrogène, inventat în 1790 de chimistul Jean-Antoine Chaptal topind grecescul νίτρον, nitron, „ nitrat de potasiu ” ^[2] cu rădăcina γεν -, ghen- , „dă viață.” ^[3] Din franceză a trecut în italiană ca azot , ^{[4] un} termen acum învechit.

Azotul este un constituent fundamental al celor mai importante molecule organice din punct de vedere biochimic ( ADN , proteine , unele vitamine ), precum și al compușilor anorganici extrem de răspândiți și importanți, cum ar fi amoniacul și acidul azotic .

Azotul molecular (formula moleculară N ₂ , numită și azot diatomic sau azot diatomic sau dinitrogen sau pur și simplu azot) este un compus format din doi atomi de azot; aceasta constituie 78% din pământul lui atmosferă (în fracția de volum , care este , de asemenea , aproximativ fracția molară) și în stare pură este sub forma unui incolor, inodor, insipid și inert gaz .

fundal

Daniel Rutherford , un elev al lui Joseph Black , este considerat descoperitorul azotului, deși a fost identificat simultan de Joseph Priestley , Carl Wilhelm Scheele și Henry Cavendish .

Echipament folosit de Lavoisier pentru a identifica azotul și oxigenul din aer.

Black, descoperitor al „aerului fix” ( dioxid de carbon ), observase că prin arderea unei substanțe „carbonice” într-un recipient închis și prin absorbția dioxidului de carbon care se dezvoltă cu potasiu caustic (KOH), rămâne un reziduu gazos.

Rutherford a studiat acest gaz și a observat că nu susține arderea și respirația, că spre deosebire de dioxidul de carbon nu este absorbit de substanțele caustice, dar nu l-a recunoscut ca fiind o specie chimică distinctă și l-a considerat a fi aerul atmosferic saturat cu flogiston . Lavoisier a recunoscut că aerul este un amestec de gaz activ O ₂ , care menține arderea și respirația , și un gaz inactiv N ₂ .

Azotul provine din franceza azotè , o voce formulată de însuși Lavoisier care înseamnă „ fără viață ” (din grecescul ζωή, zoè , „viață” , precedat de alfa privativ și, prin urmare, „fără viață” ); ^[5] această denumire a fost atribuită deoarece azotul molecular N ₂ constituie componenta aerului care nu este necesară respirației ființelor vii. ^[5]

În același timp, a fost adoptat denumirea de nitrogen (generator de azot), propus de Chaptal în urma descoperirii că acidul azotic și nitrații conțin azot; de la acest nume derivă simbolul N. În limba engleză denumirea de azot a fost păstrată, în timp ce în germană se numește stickstoff .

Abundență și disponibilitate

Aurore boreale : Culoarea albastră se datorează azotului, în timp ce culoarea verde se datorează oxigenului.

Azotul este al cincilea cel mai abundent element din univers , al 19-lea pe scoarța terestră (din care constituie 0,03%), primul element prin abundență în aer (din care constituie 78,09%) și este al patrulea element din abundență în corpul uman (din care constituie 3%).

Sub forma unei molecule diatomice N ₂ ( numărul CAS 7727-37-9 ) este principalul constituent al atmosferei terestre (78,08% în volum; prin comparație, în atmosfera lui Marte constituie 2,6% în volum) . Este apoi în zăcămintele minerale cum ar fi nitrat , în special NaNO ₃ (salpetru din Chile, derivat din guano), dar , de asemenea , KNO ₃ , Ca (NO ₃₎ ₂ și Mg (NO ₃₎ ₂ ; aceste săruri, toate de origine biologică, sunt solubile în apă și depozitele se găsesc numai în zone deosebit de aride.

De asemenea, este prezent în toate organismele vii din numeroase molecule precum ADN , proteine și ATP și, prin urmare, și în reziduurile fosile . În special, cărbunele conține în mod normal cantități semnificative de amoniac (NH ₃ ) și N ₂ .

Conținutul de azot, cum ar fi ionul amoniu , în mineralele rare buddingtonit și tobelit . Chiar mai rar sunt osbornite , carlsbergite , roaldite , nierite și sinoite nitrurile găsit în meteoriți și sider - azot de origine vulcanică ( Vesuvius ).

Chimia nucleară

Masa atomică relativă a azotului este 14.0067 u . Se cunosc doi izotopi stabili ( ¹⁴ N 99,63% și ¹⁵ N 0,37%) și numeroși izotopi radioactivi cu timp de înjumătățire foarte scurt ( ¹² N, ¹³ N, ¹⁶ N, ¹⁷ N, ¹⁸ N, ¹⁹ N, ²⁰ N, ²¹ N , ²² N, ²³ N și ²⁴ N).

Nucleid	Abundenţă	Masa	A învârti	Jumătate de viață	Descompunere
¹⁰ Nu	-		2-	200 × 10 ⁻²⁴ s	p
¹¹ Nu	-		½	590 × 10 ⁻²⁴ s	p
^11m N	-		½ -	6,9 × 10 ⁻²² s	marja nr
¹² Nr.	-	12.0186	1	0,011 s	β ⁺
¹³ Nr.	-	13.0057	½ -	9,965 min	β ⁺
¹⁴ Nu	99,636	14.0031	1	grajd	-
¹⁵ Nr.	0,364	15.0001	½ -	grajd	-
¹⁶ N	-	16.0061	2-	7,13 s	β ^-
¹⁷ Nu	-	17.0084	½ -	4.173 s	β ^-
¹⁸ N	-	18.0141	1-	0,622 s	β ^-
¹⁹ Nr.	-	19.0170	½ -	0,271 s	β ^-
²⁰ N	-	20.0237	marja nr	0,13 s	β ^-
²¹ N	-	21.0270	½ -	87 ms	β ^-
²² Nr.	-	22.0344	marja nr	13,9 ms	β ^-
²³ Nr.	-	23.0405	½ -	> 14,5 ms	β ^-
²⁴ Nr.	-	24.0505	marja nr	<52 ns	n
²⁵ Nu	-		½ -	<260 ns	marja nr

Izotopi

Există doi izotopi de azot stabili : ¹⁴ N și ¹⁵ N. De departe cel mai frecvent este ¹⁴ N (99,634%), care este produs în ciclul carbon-azot în stele . Dintre cei zece izotopi produși sintetic, ¹³ N are o perioadă de înjumătățire de zece minute, iar restul izotopilor au timp de înjumătățire de ordinul a câteva secunde sau mai puțin. Reacțiile mediate biologic (de exemplu, asimilarea , nitrificarea și denitrificarea ) controlează puternic dinamica azotului în sol. Aceste reacții duc de obicei la îmbogățirea substratului cu ¹⁵ N și la epuizarea produsului .

O mică parte (0,73%) din azotul molecular din atmosfera Pământului este izotopomerul ¹⁴ N ¹⁵ N și aproape tot restul este ¹⁴ N ₂ .

Radioizotopul de ¹⁶ N este radionuclidul dominant în lichidul de răcire a reactoarelor cu apă sub presiune sau a reactoarelor cu apă clocotită în timpul funcționării normale. Se produce din ¹⁶ O (în apă) prin reacția (n, p). Are un timp de înjumătățire scurt de aprox 7,1 s , dar în timpul decăderii sale de revenire la ¹⁶ O produce radiații gamma de mare energie (de la 5 la 7 MeV ).

Din acest motiv, accesul la conducta de răcire primară într-un reactor cu apă sub presiune trebuie separat în timpul funcționării reactorului centralei. ^[6] ¹⁶ N este unul dintre principalele mijloace utilizate pentru a detecta imediat chiar și cele mai mici scurgeri de la ciclul primar al agentului frigorific la cel secundar al aburului .

În mod similar, accesul la oricare dintre componentele ciclului de abur într-o centrală cu un reactor nuclear cu apă clocotită trebuie să fie separat în timpul funcționării. Condensarea condensatorului este de obicei reținută timp de 10 minute pentru a permite degradarea de ¹⁶ N. Acest lucru elimină necesitatea ecranării și separării accesului la orice conducte sau pompe de alimentare cu apă.

Reacții nucleare

Ernest Rutherford a observat în 1919 prima transmutație făcută în laborator. El a trecut particulele alfa generate de un radionuclid natural printr-o cameră care conține atomi de azot. El a descoperit că se produce o altă radiație mai penetrantă. El a demonstrat că această nouă radiație consta din protoni cu energie ridicată și a concluzionat că aceasta a fost rezultatul conversiei nucleelor de azot în nuclee de oxigen. Rutherford a emis ipoteza că captarea unei particule alfa de către nucleul de azot produce un nucleu excitat de fluor-18, care la rândul său emite un proton formând nuclizi de oxigen-17, un izotop rar, dar stabil .

α + ¹⁴ N → ¹⁸ F * → ¹⁷ O + p

În atmosferă, datorită efectului razelor cosmice , are loc următoarea reacție:

¹⁴ N + n → ¹⁴ C + p ΔE = −1,14 MeV

Acest proces se află la originea nuclidei de carbon-14.

Deoarece carbonul 14 este utilizat pe scară largă ca trasor , este produs în mod artificial folosind aceeași reacție.

Dacă neutronii au o energie foarte mare, reacția poate continua într-un mod diferit, dând naștere tritiului :

¹⁴ N + n → ¹² C + ³ H ΔE = 4,015 MeV

Folosind neutroni termici și, prin urmare, cu energie mai mică decât cele ale razelor cosmice, avem în schimb:

¹⁴ N + n → ¹⁵ N * → ¹⁵ N + γ ΔE = −10,83 MeV

Ciclul carbonului
¹² C + p → ¹³ N + γ ¹³ N → ¹³ C + e ⁺ + v ¹³ C + p → ¹⁴ N + γ ¹⁴ N + p → ¹⁵ O + γ ¹⁵ O → ¹⁵ N + e ⁺ + v ¹⁵ N + p → ¹² C + α

Razele γ emise au o frecvență caracteristică (în jurul valorii de ΔE / h) și întrucât majoritatea explozivilor utilizați pe scară largă conțin cantități semnificative de azot (de exemplu TNT 18,5%, nitroglicerină 18,5%, ciclonit sau T4 37,8%, PETN 17,7%, tetril 24,4 %), acest fapt permite exploatarea acestei reacții în detectoarele de explozivi din aeroporturi .

Nuclidii de azot joacă un rol important în ciclul carbon-azot , o serie de reacții nucleare care au loc în stelele secvenței principale atunci când există o cantitate suficientă de ¹² C.

În steaua noastră nu există încă o temperatură suficient de ridicată pentru a produce suficient ¹² C pentru ca acest ciclu să fie competitiv cu ciclul proton-proton .

Separarea izotopilor

Îmbogățirea izotopilor cu ¹⁵ N se efectuează de obicei prin schimb chimic, deși au fost recent dezvoltate metode cromatografice promițătoare care exploatează polimeri criptografici . Cel mai eficient și, prin urmare, cel mai utilizat sistem se bazează pe următorul echilibru bifazic :

¹⁵ NO (g) + ¹⁴ NO - 3 (aq) ⇄ ¹⁴ NO (g) + ¹⁵ NO - 3 (aq) ( K = 1,055)

datorită cărora este posibil să se obțină concentrații de ¹⁵ N mai mari de 99,5%.
Alte reacții care au fost utilizate pentru îmbogățire sunt:

¹⁵ NH ₃ (g) + ¹⁴ NH + 4 (aq) ⇄ ¹⁴ NH ₃ (g) + ¹⁴ NH + 4 (aq)
¹⁵ NO (g) + ¹⁴ NO ₂ (g) ⇄ ¹⁴ NO (g) + ¹⁵ NO ₂ (g)

Distilarea fracționată a NO este, de asemenea, o altă metodă bună pentru îmbogățirea izotopului ¹⁵ N. Produsul final va conține, de asemenea, o concentrație semnificativă a izotopologului ¹⁵ N ¹⁸ O, o sursă utilă a izotopului mai greu stabil al oxigenului.

Acid azotic , amoniac , amoniu săruri, azot molecular N _2, oxizi de NO și _NO2 , sunt disponibile comercial cu diferite grade de îmbogățire a izotopului ¹⁵ N; din acestea este posibil să se obțină traseele utilizate în numeroase domenii de cercetare, dintre care multe exploatează tehnici de rezonanță magnetică nucleară.

Spectroscopie prin rezonanță magnetică nucleară

Ambii izotopi de azot stabili ( ¹⁴ N și ¹⁵ N) au spin nuclear și, prin urmare, pot fi exploatați în tehnici de spectroscopie RMN . Sensibilitatea cu care poate fi detectat ¹⁴ N este de aproximativ o miime din cea de ¹ H, dar de aproximativ 5 ori mai mare decât cea de ¹³ C. Pentru ¹⁵ N este considerabil mai mică decât ¹ H și ¹³ C. ¹⁴ N are, de asemenea, un moment cvadrupolar nuclear care implică lărgirea liniilor, un dezavantaj care, în unele cazuri, poate duce la o preferință pentru ¹⁵ N, în ciuda abundenței rare și a sensibilității mai mici.

Studiile RMN ale nuclizilor de azot au dobândit acum o importanță și versatilitate considerabile, utilizarea lor variază de la investigația structurală la mecanismele de reacție, de la recunoașterea speciilor noi până la studiul naturii legăturilor speciilor care conțin azot.

Caracteristici atomice

Caracteristici atomice
Configurare electronică fundamentală	1s ² 2s ² 2p ³
State	⁴ S , ² D, ² P
Prima energie de ionizare	14,5341 eV
A 2-a energie de ionizare	29.6013 eV
A treia energie de ionizare	47,44924 eV
A 4-a energie de ionizare	77,4735 eV
A 5-a energie de ionizare	97,8902 eV
A 6-a energie de ionizare	552.0718 eV
A 7-a energie de ionizare	667.046 eV
Afinitate electronică	−0,07 eV
Electronegativitate (Pauling)	3.04
Electronegativitate (Mulliken)	3.08
Electronegativitate (Allred-Rochow)	3.07
Polarizabilitatea	-
Raza atomică	0,74 Å
Raza ionică a lui N ³⁻	1,71 Å
Raza Van der Waals	1,55 Å

Azotul este primul element al grupului 15 al tabelului periodic .

Atomul de azot are 5 electroni în carcasa de valență, starea electronică la sol este de ⁴ S.
Prima energie de ionizare are o valoare deosebit de mare, contrar a ceea ce s-ar putea aștepta din tendința periodică, este mai mare decât valoarea pentru oxigen. Afinitatea electronică își asumă, de asemenea, o valoare care se abate, în acest caz mult mai accentuat, de periodicitatea proprietății, prezentând chiar și o valoare negativă. Aceste date reapar pentru toate elementele grupului, deși într-o măsură mai nuanțată pe măsură ce numărul atomic crește și poate fi justificat, în cadrul modelului orbital , având în vedere că electronii din starea de bază a atomului de azot sunt dispuși umplând coaja la jumătatea drumului. p. Acest aranjament, cu un singur electron pentru fiecare orbital p , minimizează repulsiile interelectronice și face atomul relativ stabil atât în ceea ce privește pierderea, cât și câștigul unui electron .

În ceea ce privește electronegativitatea și raza atomică, valorile respectă bine regularitatea tendinței periodice.

Azot atomic poate fi produs din _N2, la presiune joasă, cu descărcări electrice. Are o durată de viață relativ lungă, deoarece recombinarea are ordinea de reacție 3

N (g) + N (g) + M (g) → N ₂ (g) + M ^* (g)

M poate fi atât azot atomic N și azot molecular _N2.

Constanta de viteză a 298 K este 1,25 × 10 ⁻³² cm ⁶ molecule ⁻² s ⁻¹ Recombinarea trebuie neapărat să fie de ordinul 3 datorită exotermicității mari a reacției, este esențial ca o a treia specie chimică să absoarbă energia dezvoltată, altfel sistemul s-ar disocia din nou . După cum vă puteți imagina, azotul atomic este extrem de reactiv, de exemplu:

reacționează cu hidrocarburi pentru a forma HCN, RCN și C ₂ N ₂
cu O ₂ formând NO și NO ₂
cu H ₂ dă amoniac
cu CO ₂ dă NO și CO

S-a preparat specia NC ₆₀ în care atomul de azot este încapsulat în fullerena C ₆₀ .

Alotropii

Singurul alotrop găsit în natură este molecula diatomică sau diatomică N ₂ , care se numește de obicei pur și simplu „azot”, dar următorii termeni sunt mult mai clari: azot molecular, azot diatomic sau dinitrogen.

Din 1890 este cunoscută specia chimică N - 3 , denumită ion azid , tinde să formeze compuși explozivi cu metale: azidele de plumb , mercur și bariu , de exemplu, sunt utilizate în capsulele de detonare .

S-a raportat recent sinteza speciei N + 5 numită pentazeniu într-un mediu superacid ^[7] . Deși pare destul de riscant, următorul pas ar putea fi combinația de N - 3 și N + 5 pentru a prepara o „sare” care conține doar azot. Ar fi surprinzător să descoperim că o astfel de formă alotropă de azot este stabilă. Posibila existență a unor grupuri de atomi de azot asemănători cu fulerenele a fost, de asemenea, propusă pe baza calculelor mecanice cuantice. Cu toate acestea, este dificil de verificat experimental existența acestor clustere. ^{[ fără sursă ]}

Metode de preparare

In laboratorul _N2 poate fi obținut prin scăderea O _{2 din} aer prin trecerea prin cupru fire la foc roșu; este de asemenea posibil, iar acesta este un domeniu de cercetare în creștere rapidă, pentru a separa N ₂ și O _{2 prin} exploatarea membrane permeabile la oxigen diatomic dar nu la azot diatomic.

O altă metodă de preparare este descompunerea termică a unor săruri care o conțin, de exemplu:

{\ce {NH4NO2(aq) -> N2(g) + 2H2O}}

{\ displaystyle {\ ce {NH4NO2 (aq) -> N2 (g) + 2H2O}}}

{\ displaystyle {\ ce {NH4NO2 (aq) -> N2 (g) + 2H2O}}}

Pentru a obține _N2 , cu un grad mai mare de puritate, descompunerea termică a unei azide a unui alcalin sau alcalino - pământos de metal este exploatat:

{\ce {2NaN3(s) -> 3N2(g) + 2Na(s)}}

{\ displaystyle {\ ce {2NaN3 (s) -> 3N2 (g) + 2Na (s)}}}

{\ displaystyle {\ ce {2NaN3 (s) -> 3N2 (g) + 2Na (s)}}}

Pe de altă parte, în industrie, se obține exclusiv din distilarea fracționată a aerului lichid. In mod normal, rezultând azotul molecular _N2 conține impurități în ppm, în special Ar și O _2, într - o măsură mai mult sau mai puțin semnificativ în funcție de metodele utilizate și calitatea instalației de producție; coloanele moderne de fracționare garantează purități mai mari de 99,9995%, deoarece satisfac majoritatea nevoilor.

Printre metodele de purificare (menite să reducă conținutul de O ₂ ) devenite învechite astăzi prin îmbunătățirea coloanelor de fracționare s-au numărat:

reacția cu cantități mici de hidrogen pe un catalizator de platină ;
trecerea gazului peste cupru la căldură roșie;
trecerea gazului prin soluția reducătoare (conținând V ²⁺ sau Cr ²⁺ ).

Caracteristici fizice și chimico-fizice

Structural

Caracteristicile structurale ale N ₂
Grup punctual	D _∞h
Distanța de legătură (p.m)	¹⁴ N ₂	110.010
	¹⁴ N ¹⁵ N	110.003
	¹⁵ N ₂	109.998
Masa moleculara ( ua )	¹⁴ N ₂	28.0062
	¹⁴ N ¹⁵ N	29.0032
	¹⁵ N ₂	30.0002
Momente de inerție ¹⁴ N ₂ (gm ² )	I _a = 0
	I _b = 1,407 × 10 ⁻⁴³
	I _b = 1,407 × 10 ⁻⁴³

Electronic

Caracteristicile electronice ale N ₂
Configurare electronică	(σ _g 1s) ² (σ _u ^* 1s) ² (σ _g 2s) ² (σ _u ^* 2s) ² (π _u 2p) ⁴ (σ _g 2p) ²
State	¹ Σ + g
Energie de legătură ¹⁴ N ₂ (kJ mol ⁻¹ )	941,7
Energie de ionizare	15.59 C.E.
Momentul dipol ( Debye )	0
Polarizabilitate (10 ⁻³⁰ m³)	1,77

Atât configurația electronică MO, cât și teoriile elementare ale valenței sunt de acord că ordinea legăturilor azotului molecular (N ₂ ) este egală cu 3. Acest lucru este în concordanță cu valorile ridicate ale energiei de disociere și ale constantei vibraționale.

Spectru UPS

Spectru UPS de _N2

Primul vârf observat în spectrul fotoelectronic UPS He I, că a 15,59 eV , duce la N ₂ ⁺ ( ² Σ + g ) prin îndepărtarea unui electron din orbitalul σ _g 2p. Arată o structură vibrațională foarte modestă, există doar un vârf secundar slab distanțat de primul cu aproximativ 0,267 eV, deci constanta vibrațională a lui N + 2 ( ² Σ + g ) este 1906,87 N m ⁻¹ . Este o valoare mai mică decât cea a _N2 , dar încă ridicat, un simptom al faptului că aportul de legare a orbital σ _g 2P este rar.

Al doilea vârf, care duce la N + 2 ( ² Π _u ), are în schimb o structură vibrațională foarte marcată. Se poate observa că cel mai intens vârf al seriei este cel al primei stări vibraționale excitate, aceasta înseamnă că distanța de legătură în N + 2 ( ² Π _u ) este semnificativ mai mare decât cea a N ₂ ( ¹ Σ + g ) . Expulzarea unui electron π _u 2p implică, prin urmare, o slăbire importantă a legăturii, așa cum se poate deduce și din separarea nivelurilor vibraționale ale N + 2 ( ² Π _u ), care este de aproximativ 0,224 eV, cu o constantă vibrațională pe care această timpul scade brusc (1351,46 N m ⁻¹ ).

Ultimul vârf care poate fi observat în UPS este la 18,75 eV, duce la N + 2 ( ² Σ + u ), structura vibrațională este similară cu cea a primului vârf, de această dată separarea nivelurilor vibraționale este de 0,296 eV și deci constanta vibrațională egală cu 2356,35 N m ⁻¹ . Este o valoare mai mare decât cea a lui N ₂ ( ¹ Σ + g ) și, de fapt, electronul expulzat provine dintr-un orbital slab anticorp (σ _u ^* 2s).

Spectroscopic

Caracteristicile spectroscopice ale _N2
Constanta de rotație ¹⁴ N ₂ (cm ⁻¹ )	1.9987
Constanta de distorsiune centrifugă de ordinul I (cm ⁻¹ )	5.744 × 10 ⁻⁶
Frecvența vibrațională fundamentală ¹⁴ N ₂ (cm ⁻¹ )	2358.07
Energia punctului zero ¹⁴ N ₂	0,1646 eV
Constanta vibrațională ¹⁴ N ₂ (N m ⁻¹ )	2293,8
Termen spectroscopic	⁴ S ^sau _3/2

Valoarea mică a constantei de ordinul 1 a corecției centrifuge și constanta vibrațională ridicată sunt indicii unei rigidități remarcabile a moleculei și sunt în concordanță cu energia de legătură mare și cu ordinea de legătură egală cu 3.
În timp ce spectrul de rotație Raman al moleculei ¹⁴ N ¹⁵ N, de simetrie C _∞v , are intensități în acord cu ceea ce s-ar aștepta de la distribuția Boltzmann , molecula ¹⁴ N ₂ , de simetrie D _∞h , arată alternanțele tipice ( în acest caz I = 1 prin urmare J _impar : J _par = 1: 2) datorită statisticilor nucleare care pot fi interpretate numai în lumina principiului lui Pauli .

Termodinamica

Diagrama PV a azotului

Caracteristicile termodinamice ale _N2
Punct de topire (p = 1 bar)	63,179 K
Entalpia de fuziune (kJ mol ⁻¹ )	0,719
Punct de fierbere (p = 1 bar)	77.244 K
Entalpia de vaporizare (kJ mol ⁻¹ )	5.586
Entropie molară la 298 K (JK ⁻¹ mol ⁻¹ )	191,61
C _{p, m} la 298 K (JK ^-1 mol ^-1 )	29.125
C _{v, m} la 298 K (JK ⁻¹ mol ⁻¹ )	20.818
Coeficientul Joule-Thomson la 298 K (K atm ⁻¹ )	0,27

Stare gazoasă

Caracteristici ale _N2 în faza gazoasă
Densitate (kg m ⁻³ , 1 bar, 298 K)	1.1308
Temperatura critica	126,3 K
Presiunea critică (atm)	33,54
Volumul critic (cm³ mol ⁻¹ )	90.10
Secțiune transversală de coliziune (nm ² )	0,43
Parametrul a al Eq. van der Waals (atm L ² mol ⁻² )	1,408
Parametrul b al echiv. van der Waals (10 ⁻² L mol ⁻¹ )	3,913
Parametrul ε al potențialului Lennard-Jones (K / k)	91,85
Parametrul r ₀ al potențialului Lennard-Jones (pm)	391,9
Constanta legii lui Henry la 298 K (K / torr) pentru H ₂ O	6,51 × 10 ⁻⁷
Entalpia de fizorbție (max observată) (kJ mol ⁻¹ )	−21
Entalpia chemisorbției (kJ mol ^-1 )	Ta	−589
	Fe	−293

Stare solidă

Sono state osservate sei fasi solide dell'azoto, denominate α , β , γ , δ , ε e ζ , ma a pressioni inferiori a 3 500 bar esistono solo le fasi alfa e beta . La temperatura di transizione tra le due fasi alla pressione di 1 bar è 36,61 K . La fase alfa, quella che esiste a minor temperatura, ha un reticolo cubico a facce centrate (a =5 660 Å ), mentre la fase beta un reticolo esagonale ( a =4 036 Å e c =6 630 Å ) La fase gamma ha unreticolo tetragonale a corpo centrato . Le altre fasi sono stabili solo a pressioni superiori a 20 000 bar .
Sopra l'elevatissima pressione di 1,5 Mbar vi è una fase semiconduttrice. Studi strutturali accurati non sono ancora stati eseguiti, ma da misure spettroscopiche si può dedurre che non siano più presenti molecole N ₂ .

Proprietà di trasporto

Proprietà di trasporto di N ₂ in fase gassosa (p = 1 bar, T = 298 K)
Conducibilità termica (W m ⁻¹ s ⁻¹ )	0,025724
Conducibilità elettrica	—
Viscosità (μP)	178,05
Velocità del suono (ms ⁻¹ )	351,98
Proprietà di trasporto di N ₂ in fase liquida (p = 1 bar, T = 77,244 K, p.eb.)
Conducibilità termica (W m ⁻¹ s ⁻¹ )	0,14605
Conducibilità elettrica	—
Viscosità (μP)	1613,7
Velocità del suono (ms ⁻¹ )	852,53

Proprietà chimiche

Reattività di N ₂

La molecola N ₂ è incolore, inodore e insapore. Presenta un'eccezionale inerzia chimica, dovuta principalmente alla elevata energia di legame, alla scarsa polarizzabilità e all'assenza di momento dipolare.

Reazioni a temperatura ambiente

Le uniche reazioni note di N ₂ a temperatura ambiente sono le seguenti.

L'ossidazione del litio metallico: N ₂ (g) + 6 Li(s) → 2 Li ₃ N(s); Si tratta però di una reazione lenta.

La coordinazione di alcuni complessi metallici: [Ru(NH ₃ ) ₅ (H ₂ O)] ²⁺ (aq) + N ₂ (g) → [Ru(NH ₃ ) ₅ (N ₂ )] ²⁺ (aq) + H ₂ O

WCl ₄ (PMe ₂ Ph) ₂ + 2 N ₂ (g) + 2 PMe ₂ Ph + 4 Na(Hg) → W(PMe ₂ Ph) ₄ (N ₂ ) ₂ + 4 NaCl

MoCl ₅ + 4 PR ₃ + 2 N ₂ (g) + 5 Na(Hg) → trans -Mo(N ₂ ) ₂ (PR ₃ ) ₄ + 5 NaCl

Nel primo caso la molecola di azoto non viene particolarmente influenzata dalla coordinazione, mentre nei complessi con gli elementi del 6º gruppo viene attivata nei confronti di forti elettrofili e forti nucleofili.

Fissazione biologica

Reazioni a temperature elevate

A temperature elevate N ₂ mostra una reattività maggiore combinandosi direttamente con berillio , magnesio , calcio , stronzio , bario , torio , alluminio , scandio , titanio , vanadio , cromo , manganese , ittrio , zirconio , afnio , molibdeno , tungsteno , torio , uranio , plutonio e tutti i lantanoidi con formazione dei rispettivi nitruri .

Scaldando il coke all'incendescenza in atmosfera di azoto si ha la sintesi di cianogeno , (CN) ₂ .

La reazione che più è stata studiata per via dell'enorme interesse pratico è la sintesi dell' ammoniaca secondo il processo Haber-Bosch :

N ₂ (g) + 3 H ₂ (g) → 2 NH ₃ (g)

Si esegue a temperature comprese tra 450 e 500 °C , a pressioni comprese tra 200 e 1000 atm , in presenza di un catalizzatore costituito da ferro e tracce di Al ₂ O ₃ . La grande importanza di questa reazione deriva dal fatto che tutto l'azoto impiegato nell' industria chimica per la preparazione di numerosissimi composti viene tutto dall'ammoniaca.
L'impatto del processo Haber a livello sociale, economico, militare e politico nel corso del Novecento è stato notevolissimo.

Ogni anno circa 50 milioni di tonnellate di N ₂ vengono convertiti in ammoniaca .

Prima della messa a punto del processo Haber uno dei metodi utilizzati per la fissazione dell'azoto era la reazione di azoto con carburo di calcio per dare calcio cianammide :

N ₂ (g) + CaC ₂ (s) → CaNCN(s)

La reazione avviene intorno ai 1000 °C.

Ma il primo metodo industriale per la fissazione dell'azoto, proposto dall'inglese William Crookes e poi migliorato dai norvegesi Birkeland ed Eyde , era basato sull'ossidazione da parte di O ₂ :

N ₂ (g) + O ₂ (g) → 2 NO(g) Δ _r Hº(298 K) = 90,29 kJ mol ⁻¹

Data l'elevata endotermicità della reazione, nel processo Birkeland-Eyde si operava ad elevata temperatura insufflando aria su un arco elettrico di forma circolare.
Questa reazione è responsabile ogni anno della conversione di circa 30 milioni di tonnellate di azoto in monossido di azoto e biossido di azoto; 20 milioni di tonnellate sono prodotte nelle combustioni, soprattutto nei motori a scoppio delle automobili , mentre circa 10 milioni di tonnellate a causa dei fulmini .
Questo fenomeno influisce notevolmente sulla chimica dell' atmosfera .

Nella troposfera gli ossidi di azoto catalizzano la formazione di ozono O ₃ secondo il seguente ciclo:

NO ₂ (g) + hν ( λ < 400 nm ) → O(g) + NO(g)

O(g) + O ₂ (g) + M(g) → O ₃ (g) + M ^* (g)

2 NO(g) + O ₂ (g) → 2 NO ₂ (g)

Sia l' ozono che il biossido di azoto sono dannosi per gli animali attaccando la mucosa respiratoria (vedi bronchite acuta irritativa ).

Nella stratosfera invece, gli ossidi di azoto possono distruggere lo strato di ozono necessario per l'assorbimento della radiazione UV di alta frequenza:

NO(g) + O ₃ (g) → NO ₂ (g) + O ₂ (g)

NO ₂ (g) + O(g) → NO(g) + O ₂ (g)

L'apparente comportamento contraddittorio è determinato dal fatto che la concentrazione di ozono e ossigeno atomico nella stratosfera è molto superiore rispetto alla troposfera .

Piogge acide

Lo stesso argomento in dettaglio: Pioggia acida .

Gli ossidi di azoto sono inoltre tra i maggiori responsabili dell'elevata acidità delle piogge in alcune aree particolarmente sottoposte a inquinamento atmosferico: il biossido di azoto reagisce con l'acqua formando acido nitrico :

3 NO ₂ (g) + H ₂ O(g) → 2 HNO ₃ (g) + NO(g)

Piogge troppo acide, oltre a rovinare i monumenti costruiti con rocce calcaree, possono creare non pochi problemi alle piante aumentando l'acidità dei terreni e di conseguenza la solubilità di alcuni ioni metallici, quali per esempio Al ³⁺ , che se assimilati indeboliscono la pianta compromettendone la crescita e in alcuni casi la sopravvivenza.

Considerazioni generali sulla chimica dell'azoto

L'azoto è un tipico non metallo . È uno dei pochi elementi per cui la regola dell'ottetto è valida con poche eccezioni. La sua chimica è quasi esclusivamente covalente , l' anione N ³⁻ è fortemente polarizzabile e può essere individuato come tale solo nei nitruri dei metalli alcalini e alcalino terrosi .

Stereochimica

Numero di coordinazione	Geometria	Esempi
0		azoto atomico
1		NO , N ₂ , C ₂ N ₂ , CN ⁻ , RCN , N NO
2	lineare	HN N N , NO + 2
2	angolare	NO − 2 , NH − 2 , ClNO , NO ₂
3	piramidale	NH ₃ , N ₂ H ₄ , Ammine , NCl ₃
3	planare	HNO ₃ , FNO ₂
4	tetraedrica	NH + 4 , NF ₃ O , NF + 4
5	bipiramide trigonale	[N(AuPPh ₃ ) ₅ ] ⁺
6	ottaedrica	nitruri interstiziali
8	cubica	nitruri ternari

L'azoto forma legami con tutti gli elementi della tavola periodica a eccezione dei gas nobili più leggeri ( He , Ne e Ar ). Nella tabella a fianco sono riportate le numerose stereochimiche che può adottare.

Legami a idrogeno

L'azoto è tra gli atomi più elettronegativi e quindi, così come l'ossigeno e il fluoro, è in grado di partecipare alla formazione di legami a idrogeno agendo sia da donatore di protoni che come accettore .

La lunghezza tipica dei legami a idrogeno NH··N si aggira intorno ai 3,0 Å . Legami di questo tipo sono responsabili dell'elevato punto di ebollizione dell'ammoniaca se paragonato a quello degli altri idruri degli elementi del 15º gruppo della tavola periodica . Questo costituisce un esempio classico degli effetti del legame a idrogeno .

Legami a idrogeno in cui sono coinvolti atomi di azoto giocano un ruolo fondamentale nell'accoppiamento dei nucleotidi nella struttura del DNA , tenendo "incollati" i due filamenti che formano la doppia elica . Anche la struttura delle proteine è fortemente influenzata da legami a idrogeno che coinvolgono atomi di azoto.

Chimica redox in soluzione acquosa

Nonostante non abbiano significato fisico i numeri di ossidazione sono spesso impiegati, soprattutto in ambito didattico per razionalizzare la chimica degli elementi e per bilanciare le reazioni di ossidoriduzione . L'azoto in questo senso è uno degli elementi che presenta la maggior varietà, adottando tutti i valori da −3 a +5. Uno strumento efficace per visualizzare le stabilità termodinamiche relative dei diversi stati di ossidazione in soluzione acquosa può essere fornita da un diagramma di Frost :

Specie chimiche che hanno elevata stabilità termodinamica rispetto a numerose reazioni e che dunque sono in grado di favorire spesso le reazioni che le vedono come prodotti, vengono talvolta chiamate pozzi termodinamici . Fra queste si possono annoverare CO ₂ , H ₂ O, NaCl e appunto N ₂ . Questa caratteristica dell'azoto è l'aspetto più evidente del diagramma.
È però necessario osservare che la formazione di N ₂ è cineticamente sfavorita e quasi sempre la riduzione di nitrati e nitriti si ferma a NO ₂ o NO, talvolta anche procedere fino a NH + 4 .
Si può notare che la chimica redox dei composti dell'azoto è significativamente influenzata dal pH , in particolare nitrati e nitriti, che a pH bassi sono forti ossidanti, perdono quasi totalmente il loro potere ossidante in ambiente alcalino.

Viene di seguito riportata una tabella che raccoglie i potenziali standard per alcune semireazioni in cui compaiono specie chimiche contenenti azoto.

Semireazione di riduzione	Eº ( V )
H ₂ N ₂ O ₂ + 2 H ⁺ + 2 e ⁻ → N ₂ + 2 H ₂ O	+2,65
HN ₃ + 3 H ⁺ + 2 e ⁻ → NH + 4 + N ₂	+1,96
N ₂ O + 2 H ⁺ + 2 e ⁻ → N ₂ + H ₂ O	+1,77
NO ⁺ + e ⁻ → NO	+1,46
2 NH ₃ OH ⁺ + H ⁺ + 2 e ⁻ → 2 N ₂ H + 5 + 2 H ₂ O	+1,42
NH ₃ OH ⁺ + 2 H ⁺ + 2 e ⁻ → NH + 4 + H ₂ O	+1,35
HNO ₂ + 4 H ⁺ + 4 e ⁻ → N ₂ O + 3 H ₂ O	+1,29
N ₂ H + 5 + 3 H ⁺ + 2 e ⁻ → 2 NH + 4	+1,275
N ₂ O ₄ + 2 H ⁺ + 2 e ⁻ → 2 HNO ₂	+1,065
N ₂ O ₄ + 4 H ⁺ + 2 e ⁻ → 2 NO + 2 H ₂ O	+1,035
HNO ₂ + H ⁺ + e ⁻ → NO + H ₂ O	+0,983
NO − 3 + 4 H ⁺ + 3 e ⁻ → NO + 2 H ₂ O	+0,957
NO − 3 + 3 H ⁺ + 2 e ⁻ → HNO ₂ + H ₂ O	+0,94
2 HNO ₂ + 4 H ⁺ + 4 e ⁻ → H ₂ N ₂ O ₂ + 2 H ₂ O	+0,86
2 NO − 3 + 4 H ⁺ + 2 e ⁻ → N ₂ O ₄ + 2 H ₂ O	+0,803
2 NO + 2 H ⁺ + 2 e ⁻ → H ₂ N ₂ O ₂	+0,712
HN ₃ + 11 H ⁺ + 8 e ⁻ → 3 NH + 4	+0,695
H ₂ N ₂ O ₂ + 6 H ⁺ + 4 e ⁻ → 2 NH ₃ OH ⁺	+0,387
N ₂ + 5 H ⁺ + 4 e ⁻ → N ₂ H + 5	-0,23
3/2 N ₂ + H ⁺ + e ⁻ → HN ₃	-3,09

Composti dell'azoto

Lo stesso argomento in dettaglio: Composti dell'azoto .

Alcuni composti eterociclici dell'azoto

Meritano una menzione particolare i composti più importanti.

Ammoniaca (NH ₃ )
Idrazina (H ₂ N-NH ₂ )
Idrossilammina (H ₂ N-OH)
Ossido di diazoto (N ₂ O)
Ossido di azoto (NO)
Diossido di azoto (NO ₂ )
Tetrossido di diazoto (N ₂ O ₄ )
Pentossido di diazoto (N ₂ O ₅ )
Acido nitrico (HNO ₃ )
Acido nitroso (HNO ₂ )
Acido cianidrico (HCN)
Nitrati
Nitriti
Cianuri
Urea
Amminoacidi

Impieghi

La maggior parte dell'azoto prodotto è destinato alla sintesi dell' ammoniaca , da cui saranno poi preparati fertilizzanti , polimeri , esplosivi , coloranti e altri prodotti.

Grandi quantità sono anche destinate alle applicazioni criogeniche e per la creazione di atmosfere inerti.

Applicazioni criogeniche dell'azoto liquido

Lo stesso argomento in dettaglio: Azoto liquido § Applicazioni criogeniche .

Frappé ottenuto con azoto liquido.

L'azoto liquido, o meglio N ₂ liquido, avendo il punto di ebollizione a −195,82 °C e un costo di produzione ragionevole, è molto utilizzato per il raffreddamento di apparecchiature scientifiche, la crioconservazione di campioni biologici e vari altri processi nei quali è necessario ottenere o conservare temperature estremamente basse.

Applicazioni per atmosfere inerti

L'azoto molecolare N ₂ è particolarmente indicato per la creazione di atmosfere inerti in diversi ambiti industriali e tecnologici in virtù della sua scarsa reattività, dell'abbondanza e del basso costo. Viene dunque preferito all' argon Ar, gas che offre in assoluto le prestazioni migliori, in quasi tutte le applicazioni a temperatura ambiente, talvolta anche alle alte temperature.

Industria chimica e petrolchimica

In diverse reazioni chimiche, condotte sia nell'industria sia nei laboratori, è richiesta un'atmosfera priva di O ₂ affinché si giunga ai prodotti desiderati. Grandi quantità di azoto sotto forma di azoto molecolare (N ₂ ) vengono riservate per questo scopo.

N ₂ viene anche impiegato per le bonifiche e le polmonazioni di reattori e serbatoi , sempre per evitare che i composti contenuti possano reagire, anche in maniera esplosiva, con O ₂ contenuto dell'aria.

Nella lavorazione delle materie plastiche si usa l'azoto per la produzione di polimeri espansi e nello stampaggio ad iniezione assistito da gas .

Metallurgia

In numerosi processi metallurgici è indispensabile un'atmosfera priva di ossigeno per evitare la formazione di ossidi, l'azoto non è indicato come materiale inerte per tutti i trattamenti, poiché ad alta temperatura reagisce con alcuni metalli, in alcuni trattamenti termico-metallurgici l'interazione è voluta:

Nell' annealing (ricottura), di acciai , rame , alluminio e altri metalli e leghe; in alcuni processi è necessaria una diluizione con argon (decisamente migliore) per mantenere l'inerzia dell'azoto.
Nella sinterizzazione di acciaio e alluminio.
Come costituente delle miscele nella carbocementazione in fase gassosa degli acciai.
Nella protezione durante la brasatura , il taglio e la saldatura ; i metalli più reattivi nei confronti dell'azoto, per esempio titanio e zirconio , necessitano dell'argon come gas protettivo.
Nella tempra di acciai in forni sottovuoto.
Come elemento di apporto nella nitrurazione ad alta temperatura degli acciai ; dove la formazione di azoturi conferisce durezza e resistenza alla usura al metallo negli strati superficiali, conservando per contro resilienza agli strati profondi.

Industria alimentare

L'azoto è largamente impiegato, puro o in miscela , nella conservazione in atmosfera protettiva di prodotti alimentari industriali. Miscele particolarmente ricche di azoto sono usate nella protezione di alimenti in cui i grassi insaturi sono presenti in quantità significative, in questi casi l'O ₂ viene eliminato per evitare l' irrancidimento .

L'azoto molecolare N ₂ viene di norma impiegato anche nel processo di imbottigliamento dei vini, per evitare che il vino venga a contatto con ossigeno molecolare O ₂ .

Industria elettronica

Nella produzione di componenti elettronici come transistor , diodi e circuiti integrati si usa l'azoto sia come gas vettore dei gas di processo, sia per la creazione di atmosfere inerti durante i trattamenti termici.

Altre applicazioni

L'azoto molecolare viene usato per gonfiare gli pneumatici delle automobili, per spurgare l'interno dei binocoli (sostituendo l'ossigeno per evitare l'appannamento delle lenti) o nell'estrazione di petrolio e gas naturale . Costituisce il mezzo attivo del laser ad azoto ^[8] e viene anche utilizzato per il "lavaggio" ( flussaggio ) di serbatoi e delle tubazioni nelle industrie (il flusso di N ₂ rimuove l'ossigeno con gli eventuali gas o fluidi combustibili o reattivi contenuti).

Precauzioni

Ad alte pressioni parziali, raggiungibili con camere iperbariche o durante le immersioni subacquee , l'azoto si comporta come gas narcotico , ed è la causa principale della malattia da decompressione . Particolare attenzione va posta nell'utilizzo di tale gas nella forma liquida. Le ustioni dovute al freddo non sono immediatamente avvertibili. I recipienti contenenti azoto liquido a contatto con l'aria tendono a rilasciare il liquido e contemporaneamente a condensare umidità , O ₂ e acetilene al loro interno, formando in tal modo atmosfere ipossiche, (con scarsità di O ₂ ) che in ambiente poco ventilato possono risultare fatali.

In caso di flussaggio (lavaggio gassoso) con azoto di serbatoi o di altri vani accessibili occorre ricordare che le atmosfere inerti sono incompatibili con la sopravvivenza umana, l'azoto è inodore, l' anossia , anche totale, può non essere avvertita, infatti il soggetto non prova alcuna difficoltà con l'attività respiratoria, l'anossia si manifesta con la improvvisa perdita dei sensi e la morte in breve tempo. Deve essere quindi impedita la possibilità fisica che le persone abbiano accesso ai vani, e prima di ammetterne la presenza deve essere verificata la rimozione completa dell'atmosfera inerte.

Citazioni letterarie

All'azoto è dedicato uno dei racconti del Sistema periodico di Primo Levi .

Note

^ http://www.treccani.it/vocabolario/azoto/
^ Online Etymology Dictionary , su etymonline.com .
^ Online Etymology Dictionary , su etymonline.com .
^ http://www.treccani.it/vocabolario/nitrogeno
^ ^a ^b Dizionario etimologico online , su etimo.it .
^ Karl Heinz Neeb, The Radiochemistry of Nuclear Power Plants with Light Water Reactors , Berlino-New York, Walter de Gruyter, 1997, ISBN 3-11-013242-7 .
^ Attivazione dell'azoto , su chimdocet.it . URL consultato il 9 luglio 2020 .
^ ( EN ) IUPAC Gold Book, "nitrogen laser" , su goldbook.iupac.org .

Bibliografia

Francesco Borgese, Gli elementi della tavola periodica. Rinvenimento, proprietà, usi. Prontuario chimico, fisico, geologico , Roma, CISU, 1993, ISBN 88-7975-077-1 .
R. Barbucci, A. Sabatini, P. Dapporto, Tavola periodica e proprietà degli elementi , Firenze, Edizioni V. Morelli, 1998 (archiviato dall' url originale il 22 ottobre 2010) .
FA Cotton G. Wilkinson, Chimica Inorganica , Casa Editrice Ambrosiana, 3ª Edizione, 1984
NN Greenwood A. Earnshaw, Chemistry of the Elements , Butterworth Heinemann, 2ª Edizione, 1997
DF Shriver PW Atkins, Inorganic Chemistry , Oxford University Press, 3ª Edizione, 1999
L. Malatesta, Compendio di Chimica Inorganica , Casa Editrice Ambrosiana, 4ª Edizione, 1999
L. Berti M. Calatozzolo R. di Bartolo, L'industria dell'azoto , Casa Editrice G.D'Anna, 1994
AJ Ihde, The Development of Modern Chemistry , Dover Publications, 2ª Edizione, 1984
CE Wayne RP Wayne, Photochemistry , Oxford Chemistry Primers, 1999
PW Atkins , Physical Chemistry , Oxford University Press , 6ª Edizione, 1998

Voci correlate

Altri progetti

Wikiquote contiene citazioni di o su azoto
Wikizionario contiene il lemma di dizionario « azoto »
Wikimedia Commons contiene immagini o altri file su azoto

Collegamenti esterni

Azoto , su Treccani.it – Enciclopedie on line , Istituto dell'Enciclopedia Italiana .
( EN ) Azoto , su Enciclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.
Database del NIST , su webbook.nist.gov .
Polimerica , su polimerica.it .

Controllo di autorità	Thesaurus BNCF 14013 · LCCN ( EN ) sh85092062 · GND ( DE ) 4125639-6 · BNF ( FR ) cb11975683p (data) · BNE ( ES ) XX525774 (data) · NDL ( EN , JA ) 00573098

Portale Chimica : il portale della scienza della composizione, delle proprietà e delle trasformazioni della materia

[1] ttp://www.treccani.it/vocabolario/azoto/

[2] Online Etymology Dictionary , su etymonline.com .

[3] Online Etymology Dictionary , su etymonline.com .

[4] ttp://www.treccani.it/vocabolario/nitrogeno

[etimo-5] Dizionario etimologico online , su etimo.it .

[6] Karl Heinz Neeb, The Radiochemistry of Nuclear Power Plants with Light Water Reactors , Berlino-New York, Walter de Gruyter, 1997, ISBN 3-11-013242-7 .

[7] Attivazione dell'azoto , su chimdocet.it . URL consultato il 9 luglio 2020 .

[8] ( EN ) IUPAC Gold Book, "nitrogen laser" , su goldbook.iupac.org .

[1]

[2]

[3]

[4] un

[5]

[6]

[7]

[8]