Azotul și compușii săi

Studiul azotului elementar și al compușilor anorganici importanți: amoniac, acid azotic, nitrați.

Azotul molecular – proprietăți și surse

Azotul are numărul atomic Z = 7 și cinci electroni pe ultimul strat. În stare elementară există ca moleculă diatomică, N2, în care cei doi atomi sunt uniți printr-o legătură triplă, una dintre cele mai puternice legături din chimie.

Proprietăți fizice: gaz incolor, inodor, fără gust, puțin mai ușor decât aerul, foarte greu solubil în apă. Se lichefiază la aproximativ minus 196 de grade Celsius; azotul lichid se folosește la conservarea probelor biologice și în criogenie.

Sursa principală este aerul, în care azotul reprezintă aproximativ 78% din volum – este componentul majoritar al atmosferei. Se obține industrial prin distilarea fracționată a aerului lichefiat, separându-l de oxigen pe baza temperaturilor de fierbere diferite.

Proprietăți chimice: la temperatura obișnuită azotul este foarte puțin reactiv, tocmai din cauza triplei legături, care cere multă energie pentru a fi ruptă. Reacționează doar în condiții energice:

• cu hidrogenul, la presiune și temperatură mari, cu catalizator: N2 + 3 H2 → 2 NH3;
• cu oxigenul, la temperaturi foarte înalte (în motoare sau la fulgere): N2 + O2 → 2 NO;
• cu unele metale active, la cald: 3 Mg + N2 → Mg3N2.

Inerția lui chimică este exact motivul pentru care se folosește ca atmosferă protectoare: în pungile de chipsuri, la ambalarea alimentelor, la depozitarea substanțelor inflamabile, în becuri.

Confuzie de reținut: faptul că azotul este majoritar în aer nu îl face „gazul respirației”. Noi respirăm azot în fiecare inspirație, dar el iese neschimbat – organismul folosește doar oxigenul. Iar plantele, deși stau într-o atmosferă plină de azot, nu îl pot folosi direct; au nevoie de azot fixat sub formă de amoniac sau nitrați.

Amoniacul – obținere și proprietăți

Amoniacul, NH3, este cel mai important compus al azotului cu hidrogenul. Molecula lui are formă de piramidă, cu azotul în vârf și cei trei atomi de hidrogen la bază; azotul este trivalent.

Proprietăți fizice: gaz incolor, cu miros înțepător, caracteristic, iritant pentru ochi și căile respiratorii, mai ușor decât aerul. Se dizolvă extraordinar de bine în apă – un volum de apă poate dizolva sute de volume de amoniac, proprietate demonstrată în laborator prin experiența fântânii arteziene.

Obținere:

• industrial, prin sinteza directă: N2 + 3 H2 → 2 NH3, la temperatură și presiune ridicate, cu catalizator de fier. Este unul dintre cele mai importante procese industriale din istorie, pentru că a făcut posibile îngrășămintele de masă;
• în laborator, din sărurile de amoniu tratate cu o bază tare: 2 NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 NH3 + 2 H2O.

Proprietăți chimice:

• în apă are caracter bazic: NH3 + H2O → NH4OH, soluție care albăstrește turnesolul și colorează fenolftaleina în roz. Este singura bază studiată care nu conține metal;
• cu acizii dă săruri de amoniu: NH3 + HCl → NH4Cl; 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4;
• arde în oxigen și, prin oxidare catalitică, stă la baza fabricării acidului azotic.

Utilizări: materie primă pentru îngrășăminte (azotat de amoniu, sulfat de amoniu, uree) și pentru acidul azotic; agent frigorific în instalațiile industriale de răcire; component al soluțiilor de curățat geamuri.

Capcană de examen: ionul de amoniu, NH4+, se comportă ca un ion metalic, deși nu conține niciun metal. De aceea sărurile de amoniu se numesc și se scriu exact ca sărurile obișnuite: clorură de amoniu, sulfat de amoniu, azotat de amoniu.

Acidul azotic – proprietăți și utilizări

Acidul azotic, HNO3, este un oxiacid puternic, în care azotul este pentavalent. Anhidrida lui este N2O5: N2O5 + H2O → 2 HNO3.

Proprietăți fizice: lichid incolor când e pur, fumegător în aer umed, cu miros înțepător. Se colorează galben-brun la lumină, pentru că se descompune parțial și eliberează dioxid de azot, NO2, care rămâne dizolvat. Este miscibil cu apa în orice proporție.

Obținere industrială, în trei etape, pornind de la amoniac:

• oxidarea catalitică a amoniacului: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O;
• oxidarea monoxidului de azot: 2 NO + O2 → 2 NO2;
• absorbția în apă: 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO.

Proprietăți chimice: are toate proprietățile unui acid tare – reacționează cu bazele, cu oxizii bazici și cu sărurile acizilor mai slabi:

• HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O;
• 2 HNO3 + CaO → Ca(NO3)2 + H2O;
• 2 HNO3 + CaCO3 → Ca(NO3)2 + H2O + CO2.

Are însă o particularitate care îl scoate din tiparul celorlalți acizi: este un oxidant puternic. Reacționează inclusiv cu metale situate după hidrogen, precum cuprul și argintul, dar nu degajă hidrogen – rezultă oxizi de azot (NO sau NO2, după concentrație). De aceea regula „metalele de după hidrogen nu reacționează cu acizii” se aplică la HCl și H2SO4 diluat, nu la acidul azotic.

Pe unele metale, precum fierul și aluminiul, acidul azotic concentrat are efect invers celui așteptat: le pasivează, formând un strat protector de oxid. Din acest motiv acidul azotic concentrat poate fi transportat în cisterne de aluminiu.

Utilizări: fabricarea îngrășămintelor azotoase, a explozivilor, a coloranților, a medicamentelor și a fibrelor sintetice. Este puternic coroziv și provoacă arsuri, colorând pielea în galben.

Nitrații și îngrășămintele azotoase

Nitrații (azotații) sunt sărurile acidului azotic, cu restul acid NO3, monovalent. Formulele se scriu prin încrucișarea valențelor: NaNO3, Ca(NO3)2, Al(NO3)3, NH4NO3.

Proprietatea cea mai utilă la exerciții: toți nitrații sunt solubili în apă, fără excepție. Nu vei vedea niciodată un precipitat de azotat, iar aceasta este o regulă pe care te poți baza când decizi dacă o reacție de schimb are loc.

Proprietăți chimice: se descompun la încălzire, dând oxigen – de aceea amestecurile cu nitrați ard violent și au fost folosite la praful de pușcă. Azotatul de amoniu se descompune exploziv la temperaturi mari, motiv pentru care depozitarea lui este strict reglementată.

Obținere: prin oricare dintre metodele generale de obținere a sărurilor, pornind de la acidul azotic – neutralizare, reacție cu oxid bazic, cu metal activ sau cu carbonat.

Îngrășămintele azotoase sunt principala utilizare. Plantele au nevoie de azot pentru a-și construi proteinele și clorofila, dar nu pot folosi azotul din aer. Ele îl absorb din sol doar sub formă de ioni de nitrat sau de amoniu. Cele mai folosite îngrășăminte:

• azotatul de amoniu, NH4NO3 – conține azot în ambele forme asimilabile;
• sulfatul de amoniu, (NH4)2SO4;
• azotatul de calciu, Ca(NO3)2;
• ureea, CO(NH2)2 – cel mai concentrat îngrășământ azotos uzual.

În natură, azotul ajunge în sol pe două căi: prin fixarea biologică, realizată de bacteriile din nodozitățile plantelor leguminoase (mazăre, fasole, trifoi, lucernă), și prin descărcările electrice din timpul furtunilor, care combină azotul cu oxigenul. De aceea rotația culturilor cu leguminoase îmbogățește solul în azot fără îngrășăminte chimice – este cea mai veche formă de agricultură sustenabilă.

Poluarea cu compuși ai azotului

Compușii azotului sunt indispensabili agriculturii, dar în exces devin una dintre cele mai serioase surse de poluare.

1. Nitrații în apa potabilă. Îngrășămintele aplicate în cantități mai mari decât poate absorbi cultura sunt spălate de ploi și ajung în pânza freatică. Fântânile din zonele agricole intensive depășesc frecvent limita admisă. Pericolul principal îl reprezintă sugarii: în organismul lor nitrații se transformă în nitriți, care blochează hemoglobina și produc methemoglobinemia, cunoscută drept boala albastră a nou-născuților. Din acest motiv apa de fântână nu se folosește la prepararea laptelui praf fără analiză prealabilă.

2. Eutrofizarea apelor. Nitrații și fosfații ajunși în lacuri și râuri acționează ca îngrășăminte pentru alge, care se înmulțesc exploziv. Stratul de alge acoperă suprafața, blochează lumina, iar când algele mor, bacteriile care le descompun consumă oxigenul dizolvat. Peștii se sufocă, iar apa devine, treptat, o mlaștină lipsită de viață.

3. Oxizii de azot din atmosferă. La temperaturile înalte din motoarele cu ardere internă și din termocentrale, azotul și oxigenul din aer se combină și formează NO, care se oxidează la NO2, gaz brun-roșcat, iritant. Aceștia sunt notați împreună NOx și au două efecte majore:

• ploile acide – NO2 dizolvat în vaporii de apă formează acid azotic, care acidifică solurile și lacurile, distruge pădurile de conifere și corodează construcțiile din calcar;
• smogul fotochimic – sub acțiunea luminii solare, NOx și hidrocarburile nearse formează ozon la nivelul solului, iritant pentru plămâni. Ozonul e protector în stratosferă, dar poluant în aerul pe care îl respirăm.

Măsuri de reducere: catalizatoare la autovehicule, filtre la termocentrale, dozarea corectă a îngrășămintelor pe baza analizelor de sol, fâșii-tampon de vegetație la marginea culturilor, rotația culturilor cu leguminoase și tratarea apelor uzate din ferme.

Test — 6 întrebări ca la examen