Azot

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na: navigaciju, pretragu
Azot,  7N
Liquid nitrogen dsc04496.jpg
Tečni azot
Opšta svojstva
Ime, simbol azot, N
Azot u periodnom sistemu
Vodonik (diatomski nemetal)
Helijum (plemeniti gas)
Litijum (alkalni metal)
Berilijum (zemnoalkalni metal)
Bor (metaloid)
Ugljenik (poliatomski nemetal)
Azot (diatomski nemetal)
Kiseonik (diatomski nemetal)
Fluor (diatomski nemetal)
Neon (plemeniti gas)
Natrijum (alkalni metal)
Magnezijum (zemnoalkalni metal)
Aluminijum (postprelazni metal)
Silicijum (metaloid)
Fosfor (poliatomski nemetal)
Sumpor (poliatomski nemetal)
Hlor (diatomski nemetal)
Argon (plemeniti gas)
Kalijum (alkalni metal)
Kalcijum (zemnoalkalni metal)
Skandijum (prelazni metal)
Titanijum (prelazni metal)
Vanadijum (prelazni metal)
Hrom (prelazni metal)
Mangan (prelazni metal)
Gvožđe (prelazni metal)
Kobalt (prelazni metal)
Nikl (prelazni metal)
Bakar (prelazni metal)
Cink (prelazni metal)
Galijum (postprelazni metal)
Germanijum (metaloid)
Arsen (metaloid)
Selen (poliatomski nemetal)
Brom (diatomski nemetal)
Kripton (plemeniti gas)
Rubidijum (alkalni metal)
Stroncijum (zemnoalkalni metal)
Itrijum (prelazni metal)
Cirkonijum (prelazni metal)
Niobijum (prelazni metal)
Molibden (prelazni metal)
Tehnecijum (prelazni metal)
Rutenijum (prelazni metal)
Rodijum (prelazni metal)
Paladijum (prelazni metal)
Srebro (prelazni metal)
Kadmijum (prelazni metal)
Indijum (postprelazni metal)
Kalaj (postprelazni metal)
Antimon (metaloid)
Telur (metaloid)
Jod (diatomski nemetal)
Ksenon (plemeniti gas)
Cezijum (alkalni metal)
Barijum (zemnoalkalni metal)
Lantan (lantanoid)
Cerijum (lantanoid)
Prazeodijum (lantanoid)
Neodijum (lantanoid)
Prometijum (lantanoid)
Samarijum (lantanoid)
Evropijum (lantanoid)
Gadolinijum (lantanoid)
Terbijum (lantanoid)
Disprozijum (lantanoid)
Holmijum (lantanoid)
Erbijum (lantanoid)
Tulijum (lantanoid)
Iterbijum (lantanoid)
Lutecijum (lantanoid)
Hafnijum (prelazni metal)
Tantal (prelazni metal)
Volfram (prelazni metal)
Renijum (prelazni metal)
Osmijum (prelazni metal)
Iridijum (prelazni metal)
Platina (prelazni metal)
Zlato (prelazni metal)
Živa (prelazni metal)
Talijum (postprelazni metal)
Olovo (postprelazni metal)
Bizmut (postprelazni metal)
Polonijum (postprelazni metal)
Astat (metaloid)
Radon (plemeniti gas)
Francijum (alkalni metal)
Radijum (zemnoalkalni metal)
Aktinijum (aktinoid)
Torijum (aktinoid)
Protaktinijum (aktinoid)
Uranijum (aktinoid)
Neptunijum (aktinoid)
Plutonijum (aktinoid)
Americijum (aktinoid)
Kirijum (aktinoid)
Berklijum (aktinoid)
Kalifornijum (aktinoid)
Ajnštajnijum (aktinoid)
Fermijum (aktinoid)
Mendeljevijum (aktinoid)
Nobelijum (aktinoid)
Lorencijum (aktinoid)
Raderfordijum (prelazni metal)
Dubnijum (prelazni metal)
Siborgijum (prelazni metal)
Borijum (prelazni metal)
Hasijum (prelazni metal)
Majtnerijum (nepoznata hemijska svojstva)
Darmštatijum (nepoznata hemijska svojstva)
Rendgenijum (nepoznata hemijska svojstva)
Kopernicijum (prelazni metal)
Nihonijum (nepoznata hemijska svojstva)
Flerovijum (nepoznata hemijska svojstva)
Moskovijum (nepoznata hemijska svojstva)
Livermorijum (nepoznata hemijska svojstva)
Tenesin (nepoznata hemijska svojstva)
Oganeson (nepoznata hemijska svojstva)


N

P
ugljenikazotkiseonik
Atomski broj (Z) 7
Grupa, perioda grupa 15 (pniktogeni), perioda 2
Blok p-blok
Kategorija   diatomski nemetal
Rel. at. masa (Ar) 14,0067 u[1]
El. konfiguracija [He]2s22p3
po ljuskama
2, 5
Fizička svojstva
Boja bezbojan
Agregatno stanje gasovito[2]
Tačka topljenja 63,14 K (−210,01 °‍C)
Tačka ključanja 77,35 K (−195,8 °C)
Gustina 1,2506 kg/m3
Molarna zapremina 13,54×10−3 m3/mol
Toplota fuzije 0,72 kJ/mol[3]
Toplota isparavanja 2,7928 kJ/mol
Sp. topl. kapacitet 1040 J/(kg·K)
Atomska svojstva
Oksidaciona stanja ±3, 5, 4, 2
Osobine oksida jako kiseli
Elektronegativnost 3,04 (Poling)
3,07 (Olred)
Energije jonizacije 1: 1402,3 kJ/mol
2: 1402,3 kJ/mol
3: 1402,3 kJ/mol
(ostale)
Atomski radijus 65 (56) pm
Kovalentni radijus 75 pm
Valsov radijus 155 pm
Ostalo
Kristalna struktura heksagonalna
Heksagonalna kristalna struktura za azot
Brzina zvuka 334 m/s (298,15 K)
Topl. vodljivost 0,02598 W/(m·K)
CAS broj 17778-88-0
referenceVikipodaci

Azot (simbol N, lat. nitrogenium) nemetal je sa atomskim brojem 7. U periodnom sistemu nalazi se u VA grupi i 2. periodi.[4] Spada u nemetale. U elementarnom obliku azot postoji isključivo u obliku dvoatomskih molekula (dinitrogen, N2). Sa 78% udela je jedan od osnovnih sastojaka vazduha. U Zemljinoj kori neorganski azot se retko javlja u jedinjenjima; izuzetak su depoziti šalitre. Njegova zastupljenost na Zemlji iznosi 0,0019 %. Stabilni izotopi su mu 14N i 15N.[5] Azot sačinjava 78% atmosfere.

Tokom evolucije u ekosistemima se formirao ciklus azota: kao osnovni sastojak bjelančevina i mnogih drugih prirodnih supstanci, azot je nezamjenjiv za živa bića, a ona u svojim energetski intenzivnim životnim procesima (kao što je fiksiranje azota) vežu i pretvaraju u bioraspoloživi azot. To se na primer dešava pod uticajem enzima u takozvanom željezo-sumpornom klasteru, koji je kofaktor enzima nitrogenaze.

Ime[uredi]

Slovenski naziv azot je ovaj element dobio jer guši (duši) disanje i plamen, a slično porijeklo ima i grčka reč azotikos - koji ne podržava život. Latinsko ime nitrogen izvedeno je iz starogrčkog νιτρον [nitron] – soda, šalitra, i γενος [genos] – poreklo.

Istorija[uredi]

Karl Vilhelm Šile

Prirodna hemijska jedinjenja azota, kao što su nitrati i soli amonijaka, bila su poznata se još u antičkog doba kada su ih koristili uglavnom alhemičari. Obe vrste jedinjenja se mogu, pored svojih prirodnih nalazišta kao minerali, dobiti i iz izlučevina. Tako, na primer, stari Egipćani su dobijali amonijum hlorid (salmijak) iz devinog izmeta, a šalitra se dugo vremena dobijala od tla sakupljenog iz štala.

Karl Vilhelm Šile je 1771. godine dokazao da je azot osnovni sastojak vazduha. Čisti amonijak prvi put je dobio engleski hemičar Džozef Pristli 1774. godine. Sve do početka 20. veka šalitra je bila jedini znatan izvor azotnih jedinjenja. Nakon uvođenja Frank–Karovog procesa (dobijanja kalcijum cijanamida koje su razvili Adolf Frank i Nikodem Karo) prvi put je uspešno iskorišten azot iz vazduha. Za dobijanje azotne kiseline Kristijan Birkeland i Sam Ajd razvili su proces nazvan po njima Birkeland-Ajdeov proces. Ovaj proces je vrlo brzo prevaziđen, a Fric Haber i Karl Boš su razvili napredniji Haber-Bošov proces za sintezu amonijaka iz vodonika i azota iz vazduha.[6][7][8] Pored ovog, razvijen je i katalitički Ostvaldov proces po Vilhelm Ostvaldu za pretvaranje amonijaka u azotnu kiselinu.

Amonijak[uredi]

Nemački hemičar Fric Haber (1868-1934) je s Karlom Bošom ostvario sintezu amonijaka (Haber-Bošova sinteza). Haber je dobio je Nobelovu nagradu 1918. godine za razvoj sinteze amonijaka. Amonijak je uz sumpornu kiselinu jedan od najvažnijih produkta hemijske industrije, a dobija se Haber-Bošovim postupkom – katalitičkom sintezom iz elemenata. Reakcija je povratna i egzotermna. Sirovine za ovu sintezu su jeftine i praktično neiscrpne budući da se azot dobija iz vazduha, a vodonik iz prirodnog gasa. Mešanjem azota i vodonika u zapreminskom odnosu 1:3 dobija se sintetički gas iz kojeg se proizvodi amonijak.

Boljem iskorištenju reakcije pogoduje niža temperatura, a budući da se tokom reakcije smanjuje broj čestica, iskorištenju reakcije pogoduje viši pritisak. U pogledu brzine reakcije i njenog iskorišćenja, najpogodniji su uslovi proizvodnje amonijaka temperatura 550 °C i pritisak 150-400 bara. Kao katalizator koristi se smeša gvožđa i aluminijum oksida i jedinjenja alkalnih metala.

U laboratoriji se amonijak dobija reakcijom jakih baza s amonijačnim jedinjenjima. Zagrevanjem smeše amonijum hlorida i kalcijum hidroksida, nastaje amonijak, koji dalje pri povišenoj temperaturi redukuje bakar(II) oksid u bakar, dok se amonijak pritom oksiduje u elementarni azot.

Amonijak neutalizacijom s kiselinama daje amonijeve soli, na primer:

NH3 + HCl --> NH4Cl
NH3 + HNO3 --> NH4NO3
2 NH3 + H2SO4 --> (NH4)2SO4

Amonijak je redukciono sredstvo. Pri povišenoj temperaturi može redukovati neke metalne okside do elemenata. Amonijeve soli se koriste uglavnom kao mineralno đubrivo.

Azotna kiselina[uredi]

Azotna kiselina je uz amonijak najvažnije jedinjenje azota. Jedna je od najvažnijih industrijskih kiselina i proizvodi se u velikim količinama iz amonijaka. Nemački hemičar i filozof Vilhelm Ostvald (1853-1932), jedan je od osnivača fizičke hemije i utvrdio je uslove pod kojima se amonijak može u industrijskim količinama prevesti u azotnu kiselinu. Proces se odvija u tri faze.

U prvoj fazi procesa amonijak se oksiduje u bezbojni gas, azot(II) oksid.

4 NH3 + 5 O2 --> 4 NO + 6 H2O

Iako je reakcija egzotermna, pri temperaturi 25 °C vrlo je spora pa se koristi katalizator (Pt-Rh-mrežica) ugrejana na 900 °C. Kod ovakvih uslova iskoristivost reakcije je 98%.

U drugoj fazi azot(II) oksid reaguje s kiseonikom i nastaje crvenosmeđi gas (azot(IV) oksid).

2 NO + O2--> 2 NO2(g)

Treća faza Ostvaldovog procesa je reakcija azot(IV) oksida s vodom:

3 NO2 + H2O --> 2 HNO3 + NO

Nastali gasoviti azot(II) oksid se okdiduje ponovo u azot(IV) oksid, reciklira i koristi dalje u procesu proizvodnje. Ovim postupkom dobija se kiselina masenog udela 50%. Veća koncentracija kiseline, do 68%, može se dobiti naknadnom frakcijskom destilacijom.

Čista azotna kiselina (w=100%) je bezbojna isparljiva tečnost (tv=83 °C), neugodnog mirisa. Na vazduhu se, već pri sobnoj temperaturi, pod uticajem svetlosti raspada.

4 HNO3 --> 4 NO2(g) + 2 H2O + O2(g)

Zbog nastalog azot dioksida oboji se žutosmeđe i naziva se dimeća azotna kiselina.

Azotna kiselina je jaka kiselina i jako oksidaciono sredstvo.

HNO3 --> H+(aq) + NO3-(aq)

Koncentrisana azotna kiselina zbog jakog oksidacionog delovanja pasivira neke metale (na primer: gvožđe, aluminijum i hrom) stvaranjem zaštitne oksidne prevlake. Koncentrisana HNO3 prevozi se u željeznim ili aluminijumskim spremnicima.

Azotna kiselina reaguje sa svim metalima osim zlata, platine, iridijuma i rodijuma. Zlato se rastvara u smeši koncetrisane azotne i hlorovodonične kiseline zapreminskog odnosa 1:3. Nastala smeša se naziva carska voda.

Au + 4 HCl + HNO3 --> HAuCl4 + NO + 2 H2O

Koncentrisana azotna kiselina može osim metala oksidovati i nemetale (na primer sumpor i fosfor) u odgovarajuće kiseline.

S(s) + 6 HNO3 --> H2SO4 + 6 NO2(g) + 2 H2O
P4(s) + 20 HNO3 --> 4 H3PO4 + 20 NO2(g) + 4 H2O

Delovanjem azotne kiseline na metale, okside metala, hidrokside i karbonate nastaju soli azotne kiseline – nitrati koji takođe deluju kao oksidansi. Azotna kiselina se ubraja među najvažnije industrijske kiseline, jer se koristi za dobijanje nitrata, za nitriranje organskih jedinjenja (koja su često eksplozivna, pa se i koriste kao eksplozivi, npr. trinitrotoluol (TNT) i nitroglicerin), u industriji boja i farmaceutskoj industriji, te u proizvodnji mineralnih đubriva, što je jedna od najvažnijih primena, itd.

Rasprostranjenost i ciklus azota[uredi]

Već u 19. veku primećeno je da veći deo biljne materije sadrži azot i da je on važni gradivni elemenat svih živih bića. On je jedan od osnovnih elemenata koji grade belančevine i belančevinaste materije, kao i DNK. Azot je i osnovni sastojak svih enzima, koji upravljaju metabolizmom kod biljaka, životinja i čoveka. Stoga je on nezamjenjiv za celokupni život na Zemlji.

U vazduhu[uredi]

Zemljina atmosfera se sastoji iz 78,09% azota (po zapreminskom udelu) odnosno 75,53% po masenom udelu. Međutim, postoji vrlo mali broj mikroorganizama koji mogu direktno da koristiti azot iz vazduha, i vrše ugradnju tog azota u svoju telesnu supstancu ili da ga prenose na biljke. Koliko je poznato, biljke ne mogu direktno da koristite gasoviti azot iz vazduha.[9] Prevođenje azota u oblik u kojem ga biljke mogu iskorištavati dešava se na jedan od sledećih načina:

  • Pomoću bakterija koje fiksiraju azot, a žive u korenju biljaka iz grupe mahunarki (leguminoza). Te bakterije se hrane biljnim asimilatima. Kao protiv uslugu daju biljci-domaćinu amonijak. On se dobija delovanjem jednog posebnog enzima, nitrogenaze, posredstvom koga se uz znatan utrošak energije redukuje azot iz vazduha. Takva životna zajednica je simbioza. Omogućava mahunarkama naseljavanje i na slabije kvalitetnom zemljištu, što čovek iskorištava naročito pri ekološkom načinu poljoprivredne proizvodnje za obogaćivanje tla neophodnim azotom. Ovde leguminoze predstavljaju osnovni izvor azota.
  • Slobodni mikroorganizmi, koji ne žive u simbiozi, formiraju nesimbiotička jedinjenja azota. Oslanjaju se na sposobnost da takvi mikroorganizmi (na primer neke vrste bakterija Azotobacter i cijanobakterije) uzimaju azot iz atmosfere i grade belančevine u vlastitom organizmu. U poljoprivredne svrhe uzima se kalkulativni red veličine stvaranja jedinjenja iz atmosferskog azota koje daju nesimbiotski mikroorganizmi od 5-15 kg/ha na godišnjem nivou.
  • Električno pražnjenje pri munjama: U područjima bogatim padavinama, u tlo godišnje može dospeti 20-25 kg N/ha putem padavina. Do toga dolazi zato što se pri električnim pražnjenjima u vazduhu spajaju kiseonik i azot dajući okside azota. Oksidi azota kasnije reaguraju sa vodom dajući azotnu kiselinu koja zajedno sa kišom pada na tlo. U njemu ona u kontaktu sa drugim elementima daje nitrate.
  • Sinteza amonijaka: Hemičari Fric Haber i Karl Boš razvili su početkom 20. veka proces kojim se može dobiti amonijak iz vodonika i azota iz vazduha. Po njima nazvan, Haber-Bošov proces omogućio je korištenje neiscrpnih zaliha azota iz Zemljine atmosfere, te je u narednim dekadama taj proces znatno pomogao povećanju prinosa i ekonomičnosti u poljoprivrednoj proizvodnji. Time je takođe povećana i opskrba hranom stalno rastućeg broja svetskog stanovništva. Biljke iz apsorbovanog amonijaka proizvode biljne belančevine, koje dalje jedući biljnu hranu koriste životinje i čovek za izgradnju vlastitih belančevina. U životinjskom i ljudskom organizmu belančevine se najvećim delom ponovno razgrađuju te se izlučuju izmetom i mokraćom. Procenjuje se da je do danas u proseku gotovo svaki treći atom azota u biosferi barem jedan put prerađen u industriji veštačkih đubriva.[10]
  • Ispusni gasovi vozila: Sagorevanjem fosilnih goriva (benzina, dizela i slično) pri korištenju motornih vozila u atmosferu se ispuštaju jedinjenja azota. Pri procesu sagorevanja goriva u motorima nastaju azotni oksidi (NOx, najviše azot(IV) oksid, azot-dioksid NO2, ali i azot(II) oksid, azot monoksid, NO u druga jedinjenja opšte formule NOx). U prošlosti su ta jedinjenja direktno otpuštana u okolinu, međutim danas većina motornih vozila ima ugrađene katalizatore, koji redukuju ova jedinjenja: NOx se u katalizatorima redukuje do amonijaka, koji se dalje u prisustvu vode pretvara u amonijum jone (hemijska ravnoteža amonijaka i amonijum jona u zakiseljenom rastvoru: NH3 + H3O+ ⇔ NH4+ + H2O). Oksidovana jedinjenja azota, kao i redukovana jedinjenja, prenose se vazduhom i u značajnoj meri utiču na eutrofikaciju okolnih ekosistema.

U tlu[uredi]

U površinskom obradivom sloju zemljišta nalazi se više od 95% ukupnog azota u vidu organski vezanog azota u živoj korijenskoj masi, uginuloj biljnoj masi, humusnim materijama i živim bićima u tlu. Ostatak od manje od 5% je neorganski azot u obliku amonijaka ili nitrata i u veoma maloj količini kao nitriti. Ovaj mineralni udeo azota se određuje u proleće pre đubrenja Nmin metodom. Ukupna količina azota u tlu dosta zavisi od udela ugljenika. Na njega može uticati klima, vegetacija, vrsta tla, konfiguracija terena i mere koje poduzimaju poljoprivrednici, kao što je obrada zemljišta.

U biljkama[uredi]

Azot se ugrađuje u proizvode fotosinteze, između ostalog za sintezu belančevina i tako omogućava i podržava rast. Među najvažnijim ulogama azota je ta što je on nezamenjiv sastojak u građi molekula dezoksiribonukleinske kiseline i hlorofila. U zavisnosti od vrsta, udeo azota u suvoj supstanci iznosi 2-6% odnosno u proseku 1,5%.[11] Unos azota u biljke dešava se u najvećoj meri u obliku soli amonijaka ili nitrata. Nedostatak azota i azotovih jedinjenja u biljkama izaziva simptome kao što su usporeni rast, svijetlozelena boja listova (stariji listovi postaju hlorotični i opadaju pre vremena), preuranjeno cvetanje i požutjelo lišće. Međutim i prekomerne količine takođe izazivaju određene simptome: prekomerni rast, tamnozeleno lišće, zakasnelo cvetanje, biljke su manje otporne na bolesti i mraz, biljna tkiva postaju sunđerasta i meka i slično.

Dobijanje[uredi]

Šematski prikaz membranskog procesa

Azot se danas primarno dobija frakcijskom destilacijom tečnog vazduha u postrojenjima za razlaganje vazduha po Lindeovom postupku, čime se može dobiti azot čistoće 99,9999%. Azot koji sadrži nečistoće ispod 1:109 (1 ppb) zahteva dodatne korake za prečišćavanje. Da bi se uklonio zaostali kiseonik postoje biološke metode koristeći klice riže. Azot stepena čistoće oko 99% može se dobiti dosta ekonomski povoljnije putem višestepene apsorpcije/desorpcije zeolitima. Takođe postoji metoda decentraliziranog dobijanja azota putem membranskog procesa. Kod ovog procesa uvodi se vazduh pod pritiskom od 5 do 13 bara i propušta se kroz membranu od veštačkih materijala. Difuziona brzina azota i argona kroz ovu membranu je mnogo manja od brzina kiseonika, vode i ugljen-dioksida, te se time struja gasova na unutrašnjoj strani membrane obogaćuje azotom. Precizno podešavajući brzinu prolaska vazduha može se i podešavati čistoća azota (do 99,995% u manjim količinama, a 99% u industrijskom obimu proizvodnje).

Jedna nešto starija metoda je vezivanje kiseonika iz vazduha zagrevanjem uglja i nakon toga ispiranjem i uklanjanjem ugljen-dioksida koji time nastaje. Kiseonik iz vazduha se takođe može izdvojiti tako što se vazduh pušta preko usijanog bakra ili kroz alkalni rastvor pirogalola odnosno natrijum ditionita.

U laboratoriji čisti azot se može dobiti zagrevanjem vodenog rastvora amonijum nitrita ili rastvora mešavine amonijum hlorida i natrijum nitrita na oko 70 °C:

Alternativno, moguća je i termoliza natrijum azida, koja se koristi za dobijanje spektroskopski čistog azota.[12]

Laboratorijsko dobijanje azota[uredi]

U laboratoriji se azot najčešće dobija iz amonijum nitrita, ili reakcijom zasićenih rastvora amonijum hlorida i natrijum nitrita.

U laboratoriji se azot jednostavno može dobiti reakcijom amonijum hlorida i natrijum nitrita prema jednačini:

NH4Cl + NaNO2 -> N2(g) + 2H2O + NaCl
NaNO2 + NH4Cl --> NH4NO2 + NaCl
NH4+(aq) + NO2-(aq) --> N2(g) + 2 H2O(I)

Postupak:

U epruvetu s levkom za dokapavanje ulije se zasićeni rastvor amonijum hlorida, a u levak za dokapavanje se stavi zasićeni rastvor natrijum nitrita (u 40 mL vode se dodaje NaNO2 dok ne zaostane talog koji se ne rastvara). Rastvor nitrita mora biti sveže pripremljen jer su rastvori nitrita nepostojani. Protolitičkom reakcijom nastaje vrlo nepostojana azotasta kiselina koja se raspada disproporcioniranjem. Rastvor u epruveti se zagrije na vodenom kupatilu do 70 °C i tada se polagano dokapava rastvor natrijum nitrita. Temperatura se stalno kontroliše, jer je mada je reakcija u početku spora, s vremenom postaje sve burnija. Ako je reakcija preburna, epruveta se uranja u hladnu vodu. Razvijeni azot se prihvata u preokrenutoj epruveti, prethodno napunjenom vodom.

Osobine[uredi]

Molekularni azot je bezbojni gas bez ukusa i mirisa, koji se na veoma niskim temperaturama (−196 °C) kondenzuje u bezbojnu tečnost. Azot nije mnogo rastvoran u vodi (oko 23,2 mg azota se rastvara u 1 litru vode na 0 °C) i ne gori. Azot je jedini element u svojoj grupi periodnog sistema koji se može sam sa sobom spajati preko (p-p)π veza.[13] Dužina ove trostruke veze među atomima iznosi 109,8 pm.

Pri električnom pražnjenju u spektralnoj cevi sa gasom pri potpritisku od oko 5-10 mbar, molekulske orbitale azota dovode do emitovanja svetlosti pobuđivanjem strujom visokog napona od 1,8 kV, jačine 18 mA i frekvencije 35 kHz. Tako se rekombiniranjem jonizovanog molekula gasa emituje karakterističan spektar boja.[14] Kritična tačka azota se nalazi na [15] temperaturi od −146,95 °C (126,2 K), pri pritisku od 33,9 bar i gustini 0,314 g/cm3.

Azot se u svojim jedinjesima uglavnom se vezuje kovalentnom vezom. U elektronskoj konfiguraciji 2s2p3 spajanje tri kovalentne veze dovodi do formiranju potpunog okteta. Jedinjenja, u kojima se javlja ova vrsta veze, su na primer: amonijak, amini, hidrazin i hidroksilamin. Sama ovi jedinjenja su trigonalne piramidalne strukture i poseduju slobodni elektronski par. Preko njega ova jedinjenja se mogu reagovati kao nukleofili i kao baze.

U prirodi rasprostranjeni molekularni dinitrogen N2 je zbog trostruke veze u svom molekulu vrlo stabilan i inertan, a sa takvom trostrukom vezom povezana je i visoka energija disocijacije veze od 942 kJ/mol[16]. Zbog toga je po pravilu potrebno dovesti mnogo energije da bi se ove veze prekinule i da bi azot zatim reagovao sa drugim elementima. Osim toga, takođe je neophodna i visoka energija aktivacije, mada se ona može smanjiti korištenjem pogodnih katalizatora.

Polimerni azot[uredi]

U avgustu 2004. naučnici sa Maks Plank instituta za hemiju u Majncu objavili su da su uspeli da dobiju novi kristalni oblik azota, takozvani polimerni azot sa jednostavnom vezom, pod pritiskom od preko 110 GPa pri temperaturi preko 2000 K. Ova modifikacija poseduje jedinstvenu kubnu strukturu, takozvanu cubic gauche strukturu (doslovno nezgrapna kocka). Zbog njene izrazito velike nestabilnosti, mogućnosti primene su joj ograničene. Moguća potencijalna primena polimernog azota je na primer kao vid eksploziva ili način skladištenja energije. U tom slučaju, poliazot bio bio daleko najjači, nenuklearni eksploziv.[17]

Jedinjenja[uredi]

Azot ulazi u sastav mnogih jedinjenja kao što su na primjer: amonijak, azotna kiselina, nitrati, nitriti kao i mnoga važna organska jedinjenja. Jedinjenja u kojima se nalazi azot su:

Izotopi[uredi]

Osim dva prirodna izotopa 14N i 15N, postoji i nekoliko veštačkih izotopa sa masenim brojevima 12 do 19. Njihovo vreme poluraspada iznosi između 9,97 minuta i 11 milisekundi. Izotop 15N je otkriven 1929. godine, otkrio ga je Stefan Meiring Naudé a već nekoliko godina kasnije korišten je u terenskim probama 1943. godine, koje su izveli naučnici Norman i Verkman. I danas se ovaj izotop koristi na sličan način za biohemijska ispitivanja razmene azota u obradivom sloju zemljišta ili u biljkama, ali i za proučavanje pretvaranja belančevina u vidu indikatora. Prirodna koncentracija izotopa 15N u atmosferi iznosi 0,3663%. Obogaćivanje azota 15N je moguće kao i kod drugih izotopa gasovitih elemenata naprimjer putem termodifuznog odvajanja.

Primena[uredi]

Jedinjenja azota[uredi]

Azot se koristi za sintezu amonijaka (Haber-Bošov postupak) i kalcijum cijanamida. Osim toga, jedinjenja azota su našla raznoliku primenu u oblasti organske hemije i služe za proizvodnju veštačkih đubriva.

Stonoteniska lopta od celuloida

Mnogi eksplozivi su jedinjenja azota. Oni su zapravo nitro jedinjenja ili estri azotne kiseline. Ukoliko u molekulu nekog jedinjenja postoji dovoljan broj nitro grupa kao na primjer u pikrinskoj kiselini, atomi kiseonika u nitro grupama mogu da egzotermno reaguju sa atomima ugljenika ili vodonika iz istog molekula pobuđivanjem putem udarca ili povećanjem temperature. Time čvrsta supstanca za veoma kratko vreme prelazi u gas vrlo visoke temperature, snažno se šireći, rušeći sve oko sebe. Eksplozivi se dakle nalaze u takozvanom metastabilnom stanju. Kod nekih nitro grupa umesto eksplozije nastaje brzo i nepotpuno sagorevanje na primer kao kod nitroceluloza (među njima je i celuloid).

Kao gas[uredi]

Azot u cevi za pražnjenje

Azot se koristi za punjenje avionskih guma kod velikih aviona. Čist azot sprečava paljenje avionskih guma tokom sletanja ili poletanja, jer se u tim trenucima razvija ogromna količina toplota.

Azot služi i kao zaštitni gas pri zavarivanju i kao gas za punjenje lampi. Njegove osobine inertne supstance su od izuzetne važnosti za ovu svrhu. Kao pokretački gas,[18] gas za pakovanje, gas za istiskivanje šlaga, krema i drugih namirnica iz boca, dozvoljen je za upotrebu u prehrambenoj industriji, a označava se E-brojem E941.[19]

Azot je našao primenu i u uređajima za točenje pića i sličnih tečnosti, kada je zbog građevinskih okolnosti (dugačak transportni put, velika visinska razlika) neophodno povećati pritisak isticanja tečnosti. Azot se u tu svrhu koristi u mešavini sa ugljen-dioksidom. Pošto se azot ne rastvara u piću, piće se može točiti odnosno crpiti pod višim pritiskom bez stvaranja pene (tj. da se karbonizacije). Korištenje azota za punjenje automobilskih guma je, i pored čestog reklamiranja proizvođača, dosta diskutabilno, jer nije dokazano nikakvo značajnije poboljšanje performansi u odnosu na gume sa običnim vazduhom.

Azotna mineralna đubriva[uredi]

Azot, koji je potreban za izgradnju belančevina te važnih sastojaka ćelijskog jezgra i protoplazme, većina biljaka uzima iz tla u obliku rastvornih amonijevih i nitratnih soli. Samo biljke na čijim korenu se nalaze nitrificirajuće bakterije (pasulj, grašak, detelina) mogu koristiti elementaran azot iz vazduha. Životinje i ljudi preuzimaju azot u obliku belančevina.

Azot se vraća u tlo truljenjem biljaka i životinja. Delovanjem mikroorganizama organska se jedinjenja razgrađuju preko amina (R-NH2) do amonijaka (NH3), odnosno do amonijevih soli. Specifične vrste bakterija oksidiraju amonijeve soli u nitrite i nitrate. Taj proces se naziva nitrifikacija. U tlu se zbiva i suprotan proces – denitrifikacija – prelaženje nitratnih i nitritnih jona redukcijom u azot, koji se ponovo vraća u atmosferu. To znači da u prirodi postoji stalni kružni tok između vezanog azota u tlu i elementarnog u atmosferi.

Razvojem civilizacije, ljudske potrebe su narušile prirodnu ravnotežu u tlu, pa je potrebno dodavati azotna jedinjenja kao mineralna đubriva. Azotna đubriva mogu biti nitratna, amonijačna i amidna. Prirodno nitratno đubrivo je čilska šalitra, čija su nalazišta gotovo iscrpljena. Od složenih azotovih mineralnih đubriva najviše se koristi KAN – kalcijum amonijum nitrat. Dobija se iz amonijum nitrata, vrlo kvalitetnog mineralnog đubriva koje se zbog eksplozivnosti ne koristi u čistom obliku, već u smeši s dolomitom (MgCO3 x CaCO3) ili krečnjakom. KAN je naročito pogodno đubrivo za tlo siromašno kalcijumom ili magnezijumom, kao i za kisela tla.

Pri uporabi mineralnih đubriva treba dodavati samo onoliku količinu koliko je tlu potrebno, a to se proverava analizom uzorka tla. Uporabom suvišnih količina azotnih đubriva, povećava se količina nitratnih jona u tlu, a time i u vodama u koje bivaju isprani padavinama. Nitratni i nitrirni joni, kao i amonijak, ne smeju biti prisutni u vodi za piće iznad dozvoljene granice, jer mogu uzrokovati različite zdravstvene tegobe.

U živom organizmu bakterije u probavnom sistemu redukuju nitratne jone u nitritne, što je uzrok slabije opskrbe ćelija kiseonikom i oboljenja kod male dece.

Reference[uredi]

  1. Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report). u: Pure and Applied Chemistry. (2010). str. 1, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14
  2. Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente, S. Hirzel Verlag, Stuttgart. 1999. ISBN 978-3-7776-0736-8.
  3. Heat of Fusion of Nitrogen
  4. Housecroft, C. E.; Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd изд.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536. 
  5. Parkes, G.D. & Phil, D. (1973). Melorova moderna neorganska hemija. Beograd: Naučna knjiga. 
  6. Enriching the Earth: Fritz Haber, Carl Bosch, and the Transformation of World Food Production by Vaclav Smil . 2001. ISBN 978-0-262-19449-5.
  7. Hager, Thomas (2008). The Alchemy of Air. Harmony Books, New York. ISBN 978-0-307-35178-4. 
  8. Fertilizer Industry: Processes, Pollution Control and Energy Conservation by Marshall Sittig Noyes Data Corp., N.J. 1979. ISBN 978-0-8155-0734-5.
  9. Do Plants Use Nitrogen Directly From the Air?
  10. M. Schloesser: Mikroorganismen- die größten Chemiker 4. februar 2010.
  11. Lincoln Taiz, Eduardo Zeiger: Physiologie der Pflanzen. Spektrum, Akad. Verlag, Heidelberg/Berlin. 2000. ISBN 978-3-8274-0537-1.
  12. G. Brauer (ur.), Handbook of Preparative Inorganic Chemistry 2. izd., vol. 1, Academic Press (1963). стр. 457–460.
  13. E. Riedel, C. Janiak (2011). Anorganische Chemie 8. izd. de Gruyter. стр. 464. ISBN 978-3-11-022566-2. 
  14. Азот u spektralnoj cijevi
  15. J. Falbe, M. Regitz (ur.): Römpp Chemie Lexikon, 9. izd., Georg Thieme Verlag, Stuttgart 1992.
  16. Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie; 102. izd.; de Gruyter Verlag. ISBN 978-3-11-017770-1. стр. 653.
  17. Saopćenje za javnost Udruženja Max-Planck 3. august 2004.
  18. Food-info
  19. ZZulV: Pravilnik o dopuštenju korištenja dodataka u prehrani u tehnološke svrhe

Литература[uredi]

  • Emsley, John (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements (New изд.). New York, NY: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-960563-7. 
  • Garrett, Reginald H.; Grisham, Charles M. (1999). Biochemistry (2nd изд.). Fort Worth: Saunders College Publ. ISBN 978-0-03-022318-1. 
  • Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. u: Journal of Chemical & Engineering Data. 56 (2011). стр. 328—337. doi:10.1021/je1011086.
  • Udžbenik za treći razred gimnazije „Anorganska kemija“, Sandra Habuš – Dubravka Stričević – Vera Tomašić. Izdavač: PROFIL INTERNATIONAL, tisak: tiskara Meić, Uporabu udžbenika odobrilo je Ministarstvo prosvjete i športa Republike Hrvatske rješenjem KLASA: *, od 3. Srpnja 1998.g.
  • Hrvatska enciklopedija, Broj 3 (Da-Fo). Za izdavača: Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Zagreb g. 2000. ISBN 978-953-6036-33-2. str. 314.

Spoljašnje veze[uredi]