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 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.
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 tlenemtlenki azotu, np.[16]:
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 synchrotronowejrentgenografii 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[18], natomiast wiązanie N−N 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].
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]:
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.
↑ 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. Zob. Prohaska i in. 2021 ↓, s. 584.
Przypisy
↑ abcdefNitrogen, [w:] GESTIS-Stoffdatenbank [online], Institut für Arbeitsschutz der Deutschen Gesetzlichen Unfallversicherung, ZVG: 7070 [dostęp 2009-11-12](niem. • ang.).
↑Norman N.N.N.GreenwoodNorman N.N.N., AlanA.EarnshawAlanA., Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 434–437, ISBN 0-7506-3365-4(ang.).
↑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.
↑Norman N.N.N.GreenwoodNorman N.N.N., AlanA.EarnshawAlanA., Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 412, ISBN 0-7506-3365-4(ang.).
↑Norman N.N.N.GreenwoodNorman N.N.N., AlanA.EarnshawAlanA., Chemistry of the Elements, wyd. 2, Oxford–Boston: Butterworth-Heinemann, 1997, s. 428, ISBN 0-7506-3365-4(ang.).
↑DominiqueD.LanielDominiqueD. 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.).
WitoldW.SeńczukWitoldW. (red.), Toksykologia. Podręcznik dla studentów, lekarzy i farmaceutów, wyd. IV, Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002, ISBN 83-200-2648-2. Brak numerów stron w książce