Azot

Azot

Azot je otkriven još davne 1772. godine zahvaljujući škotskom hemičaru i lekaru D. Raderfordu. Naziv Nytrogenium potiče od grčkih reči i u prevodu znači „graditelj šalitre”.

Slika 1. Daniel Rutherford

Azot (N) je nemetal i nalazi se u Va (15.) grupi i 2. periodi u Periodnom sistemu elemenata.  Podsetimo se određivanja broja elementarnih čestica u atomu azota:

A=14 (maseni broj)

Z=7 (redni ili atomski broj)

N(p⁺) = N(e^-) = Z = 14

N(n⁰) = A – N(p⁺) = 14-7 = 7

   

Slika 2. Atom azota (šematski prikaz)

Molekul azota je sastavljen od dva atoma (N₂). U poslednjem, valentnom nivou, azot ima pet elektrona. Elektronski oktet i stabilnost neona se postiže građenjem tri zajednička elektronska para, odnosno formiranjem trostruke nepolarne kovalentne veze između dva atoma.

Nalaženje u prirodi i dobijanje azota

Azot je najzastupljeniji hemijski element u vazduhu (oko 78 zapreminskih procenata). Takođe, u prirodi se može pronaći i u obliku različitih hemijskih jedinjenja. Najrasprostranjenije jedinjenje ovog nemetala u Zemljinoj kori je čilska šalitra. Kako je azot biogeni element, ulazi u sastav jedinjenja živih bića poput aminokiselina i proteina. Pri razlaganju biljnih i životinjskih organizama nastaju neorganska jedinjenja azota.

U hemijskim laboratorijama se može dobiti zagrevanjem smeše natrijum – nitrita i amonijum – hlorida.

NaNO₂ + NH₄Cl →NaCl + N₂ + 2H₂O

Za potrebe industrije azot se, kao i kiseonik, može dobiti frakcionom destilacijom tečnog vazduha.

Fizičke osobine (svojstva) azota

Slika 3. Azot

Na sobnoj temperaturi i pri normalnom pritisku, azot je gas, bez boje, mirisa i ukusa. Slabo je rastvaran u vodi, što je direktna posledica postojanja nepolarne kovalentne veze u molekulu N₂. Prelazi u tečno agregatno stanje (tečni azot) na -195 ⁰C i nešto je lakši od vazduha.

Slika 4. Tečni azot

Hemijske osobine (svojstva) azota

Azot (ne gori i ne podržava gorenje) je hemijski inertan (stabilan) gas, jer je trostruka veza u molekulu N₂ izuzetno jaka, a za njeno raskidanje treba utrošiti jako veliku količinu energije. Izuzev sa litijumom, na sobnoj temperaturi ne reaguje sa drugim supstancama.

a)      Oksidi azota

U sedmom razredu smo naučili da azot može imati valence od I do V. U skladu sa tim, azot gradi i pet različitih oksida.

N₂O – azot (I) - oksid, azot – suboksid, neutralni oksid

NO – azot (II) - oksid, azot – monoksid, neutralni oksid

N₂O₃ – azot (III) - oksid, azot – trioksid, kiseli oksid

NO₂ – azot (IV) - oksid, azot – dioksid, kiseli oksid

N₂O₅ – azot (V) - oksid, azot – pentoksid, kiseli oksid

Azot (I) – oksid je bezbojan gas, slatkastog ukusa. Udisanje manjih količina ovog gasa dovodi do smejanja, te se ovaj gas i naziva „gas smejavac”. Nekada se u stomatologiji koristio kao anestetik.

Azot (II) –oksid je bezbojan i otrovan gas. Veoma malo se rastvara u vodi. U dodoru sa vazduhom lako se oksiduje u  azot (IV) –oksid.

Azot (III) – oksid je postojan samo na nižim temeperaturama. Na -103 ⁰C kristališe u obliku plavičastih kristala.

Slika 5. Azot (III) -oksid

Azot (IV) – oksid je gas, crvenomrke boje,  karakterističnog mirisa, ektremno toksičan. Smatra se zagađivačem životne sredine (izaziva kisele kiše).

Slika 6. Azot (IV) -oksid

Azot (V) – oksid je čvrsta kristalna supstanca koja je jekao nestabilna. Dobro se rastvara u vodi.

b)      Kiseline azota

Kada smo govorili o nemetalima, napomenuli smo da je njihova glavna karakteristika ta da grade kiseline. Rastvaranjem pojedinih oksida nemetala u vodi nastaju kiseline, te se ti oksidi i definišu kao kiseli oksidi, odnosno kao anhidridi kiselina. Azot gradi tri kisela oksida.

Rastvaranjem azot (III) – oksida u vodi, nastaje azotasta ili nitritna kiselina koja je vrlo nepostojana i slaba.

N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂

Druga kiselina koju gradi azot je azotna ili nitratna kiselina. Može se dobiti rastvaranjem azot (V) –oksida u vodi. To je bezbojna ili mrka tečnost, karakterističnog oštrog mirisa. Na svetlosti se razlaže na NO₂ koji se rastvara u višku kiseline od čega može poteći njena mrka boja.  U kontaktu sa kožom izaziva opekotine žute boje. Svrstava se u klasu veoma jakih neorhanskih kiselina.

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃

Slika 7. Azotna kiselina

Slika 8. Azotna kiselina rastvara mnoge metale

   

C)     Ostala jedinjenja azota

Amonijak je gas bez boje, oštrog i neprijatnog mirisa, dobro je rastvoran u vodi i lakši je od vazduha. Izuzetno je otrovan. U industriji se može dobiti Haber – Bošovim procesom, odnosno direktom sintezom azota i vodonika, na povišenoj temperaturi, pritisku i uz prisustvo katalizatora (supstance koje ubrzavaju hemijske reakcije).

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃

U hemijskoj laboratoriji se može dobiti reakcijom amonijum – hlorida i kalcijum – hidroksida ili kalcijum – oksida.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Slika 9. Hemijska fontana (rastvaranje amonijaka u vodi)

Primena azota

Azot u tečnom agregatnom stanju se koristi za konzerviranje namirnica, ali i u medicini.

Azotna kiselina je važna sirovina u proizvodnji veštačkih đubriva, boja, eksploziva i za prečišćavanje metala.

Amonijak se koristi za dobijanje azotne kiseline, veštačkih đubriva, plastike, eksploziva i sredstava za čišćenje.

Slika 10. Azotna jedinjenja se koriste i kao veštačka đubriva