AZOTUL
ŞI PRINCIPALII LUI COMPUŞI

                Azotul este constituentul principal al aerului , în care se găseşte în proporţie de 76% de masă sau 78% de volum . A fost descoperit în anul 1674 de către Jean Mayow care nu i-a putut stabili individualitatea chimică . Lavoisier ajunge la concluzia că aerul conţine pe lângă oxigen un nou element pe care l-a numit  AZOT – fără viaţă.        
În natură azotul este format din N14  şi  N15 în raport atomic de 272:1. El se întâlneşte şi sub formă de combinaţii cum ar fi azotatul de potasiu şi azotatul de sodiu . Deoarece face parte din compoziţia proteinelor , azotul este un component indispensabil organismelor.
Azotul pur se obţine din aer sau din substanţe care îl conţin şi care se pot descompune uşor , de exemplu azotitul de amoniu :
NH4NO2= N2 + 2 H2O

În laborator se foloseşte un amestec de soluţii de azotit de sodiu şi clorură de amoniu , din a căror reacţie rezultă parţial azotit de amoniu, care mai departe se descompune în azot.
NaNO2 + NH4Cl = NH4NO2 + NaCl

          Industrial, azotul se obţine odată cu oxigenul prin lichefierea şi distilarea fracţionată a aerului lichid . Aceasta se realizează prin câteva detente şi condensări succesive , în decursul cărora se produce o scădere de temperatură suficientă pentru separarea componentelor aerului .
Conform procedeului G. Claude , aerul uscat şi decarbonat ( prin trecere peste NaOH ) , comprimat şi răcit la  -170°C într-un schimbător de căldură , este supus unei detente de la 50atm la 5 atm . La baza coloanei se adună aer lichefiat bogat în oxigen , care este constituentul mai puţin volatil ; azotul sub formă gazoasă , se ridică în coloană , străbate refrigerentele şi sub formă lichidă , se colectează în rezervorul central de la baza coloanei la -183°C , sub 5 atm . De aici , azotul este recirculat spre vârful coloanei unde se produce din nou o detentă , de la 5 atm la 1 atm . Fracţiunea gazoasă , formată din azot practic pur , părăseşte coloana printr-o conductă din vârf . Lichidul rămas curge prin talere , se îmbogăţeşte din ce în ce în oxigen , întâlnit în contracurent , se adună sub formă de oxigen lichid aproape pur ( 98% ) . Azotul rămas după îndepărtarea oxigenului mai conţine şi gaze rare existente în atmosferă şi chiar urme de
- 1 -
oxigen . Azotul se păstrează şi se transportă comprimat la 150 atm în tuburi de oţel . În stare pură , azotul se obţine prin descompunere termică a azidei de sodiu sau de bariu:
2 NaN3 = 2 Na + 3 N2

Azotul este un gaz incolor , fără miros , mai uşor decât aerul . În apă se dizolvă mai puţin decât oxigenul . Azotul nu întreţine arderea şi deci nici viaţa ; din această cauză poartă numele de azot , de la cuvântul grecesc azotos = fără viaţă . Vechea lui denumire este nitrum , adică generator de nitru ( silitră ) ; de aceea i se mai spune şi nitrogen, iar simbolul, iar simbolul lui a rămas N .
Molecula azotului este diatomică , atomii de azot fiind legaţi între ei printr-o legătură triplă  :N=N: . Distanţa dintre nuclee este 0,109 nm . Disocierea moleculei , chiar la temperaturi înalte , se face foarte greu : energia de disociere a moleculei de azot în atomi este de 944,7 kJ mol-1 .
Tăria legăturii în moleculă N2 este cauza inerţiei chimice a azotului .
Dacă se trece azotul sub presiune redusă printr-un arc electric , la o tensiune mare , se formează azot activ , alcătuit din atomi de azot în stare fundamentală , care trec apoi în molecule „pre-asociate” şi în final , în molecule stabile . Recombinarea atomilor în molecule este însoţită de o luminescenţă galbenă-verzuie .
Reactivitatea azotului este foarte mică în condiţii normale din cauza stabilităţii moleculei , dar poate fi mărită prin ridicarea temperaturii .
Cu hidrogenul , azotul se combină în anumite condiţii ( la 500°C , sub presiune şi în prezenţa catalizatorilor ) pentru a forma amoniac : 
N2 + 3 H2  ↔ 2 NH3

La temperaturi mai înalte echilibrul reacţiei este deplasat spre stânga .
Azotul se combină şi cu oxigenul la temperatura arcului electric formând oxid de azot :
N2 + O2 ↔ 2NO

În atmosferă , descărcările electrice produc energia necesară formării monoxidului de azot din componentele aerului . Anual se transformă în monoxid de azot circa 40 milioane tone de azot . 
Prin combinarea azotului cu unele metale rezultă nitruri sau azoturi metalice . Cu litiul , azotul reacţionează la temperatura camerei formând azotura de litiu :
N2 + 6 Li = 2 Li3N

Cu celelalte metale reacţionează numai la încălzire.

COMBINATIILE   AZOTULUI

            Atomul de azot având pe stratul electronic exterior cinci electroni , în combinaţiile cu hidrogenul şi cu metalele el îşi completează octetul electronic , adică este tricovalent . În combinaţiile cu oxigenul participă complet sau parţial cu electronii stratului exterior – electronii de valenţă . Diferitele stări de oxidare pe care le poate manifesta azotul în combinaţiile sale sunt următoarele : 

AMONIACUL

         Amoniacul se formează prin descompunerea multor substanţe organice care conţin azot .
În laborator , amoniacul se prepară dintr-o sare de amoniu , prin tratare cu baze tari, de exemplu prin reacţia între clorura de amoniu şi hidroxidul de calciu:

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

          Prepararea se poate face într-un balon de sticlă , atunci când se urmăreşte obţinerea unor cantităţi mai mari de amoniac în stare gazoasă . Pentru colectarea amoniacului se foloseşte un vas uscat ţinut cu gura în jos , amoniacul fiind mai uşor decât aerul . Cum amoniacul se foloseşte de obicei sub formă de soluţie , gazul preparat este trecut prin mai multe vase cu apă distilată , în care se dizolvă şi formează soluţia de amoniac .
În industrie , amoniacul se obţine prin sinteză sau din apele amoniacale de
- 3 -
la cocserii . Reacţia de formare a amoniacului prin sinteză este reversibilă :    
N2 + 3 H2 ↔ 2 NH3

          Cum reacţia este exotermă ( ΔH = - 46 kJ· mol-1 ) ,şi are loc cu reducere de volum ( din 1 vol. N2 şi 3 vol. H2 rezultă 2 vol. NH3 ) , conform principiului lui Le Chatelier , temperaturile joase şi presiunile înalte deplasează echilibrul spre formarea amoniacului . Totuşi, temperaturile joase reduc viteza de reacţie a formării amoniacului . De aceea se lucrează la temperatură medie de circa 500°C şi la presiuni de 200-1000atm ; de asemenea se foloseşte un catalizator de fier cu adaosuri de promotori ( oxid de aluminiu ) .
Azotul necesar fabricării amoniacului se obţine din aer prin îndepărtarea oxigenului ( prin distilare fracţionată a aerului lichid ) . Hidrogenul se obţine fie pe cale electrolitică ( electroliza apei sau a unei soluţii apoase de clorură de sodiu ) , fie prin oxidare cu oxigen sau cu vapori de apă a unor combustibili        ( cărbuni , fracţiuni petroliere , gaze naturale , gaze de rafinărie ) .
Fabricarea amoniacului de sinteză cuprinde ca faze principale: producerea gazului de sinteză şi sinteza propriu-zisă a amoniacului .
O altă metodă pentru obţinerea amoniacului este extragerea lui din apele amoniacale  rămase de la fabricarea cocsului ( prin distilarea huilei ) . El provine din azotul existent în cărbunele de pământ , din care , în timpul cocsificării , este pus în libertate fie ca azot , fie ca amoniac . Prin spălarea gazelor de cocserie cu apă, amoniacul trece în soluţie formând apele amoniacale. Prin încălzirea acestor ape se degajă amoniacul rezultat prin hidroliza sărurilor de amoniu .
Amoniacul lichefiat sub presiune se transportă în cisterne-vagoane sau în tuburi de oţel ; soluţia se păstrează în damigene de sticlă sau în rezervoare de oţel .
Amoniacul este un gaz fără culoare , cu gust arzător şi cu miros caracteristic . Este de 1,7 ori mai uşor decât aerul . La temperatură obişnuită (20°C ) , supus unei presiuni de numai 8,5 atm se lichefiază şi trece într-un lichid incolor, cu punct de fierbere –33,4°C şi cu punct de solidificare de –77,8°.
Trecerea amoniacului lichid în stare de vapori necesită multă căldură . Căldura latentă de vaporizare este de 1,37 kJ mol-1 . De aceea , vaporizarea amoniacului este însoţită de o puternică scădere de temperatură , proprietate importantă pentru întrebuinţarea amoniacului în industria frigorifică .
Căldura mare de vaporizare a amoniacului se datorează faptului că amoniacul în stare lichidă , ca şi apa , se găseşte în formă asociată (NH3)n , pe când în stare de vapori este monomolecular . Trecerea amoniacului din forma de molecule asociate în forma monomoleculară , în timpul vaporizării , necesită un consum mare de căldură .
Amoniacul lichid se aseamănă în comportare cu apa; este asociat din cauza naturii polare a moleculelor şi a legăturilor de hidrogen . Ca şi apa , manifestă

un echilibru de autoionizare:
2 NH3 ↔ NH4 +  + NH‾2

          Amoniacul este foarte solubil în apă . La temperaturi scăzute se formează doi hidraţi : NH3· H2O şi 2NH3 · H2O , în care moleculele de NH3 şi H2O sunt unite prin legături de hidrogen.

ּBibliografie: