8/16/2019 Azotul_2015

1/5

1

Azotul

Dintre elementele grupei a V-a, azotul și fosforul sunt elemente esențiale vieții. Ele sunt

nemetale; nu conduc curentul electric și formează oxizi cu caracter acid. 

Azotul a fost identificat în 1772. Azotul elemental se găsește sub formă de moleculă diatomică,

fiind unul din componenții majori ai atmosferei terestre (78, 08 % volum). Azotul molecular se obține

prin distilarea fracționată a aerului. Răcirea aerului la temperaturi inferioare celei de -1960C permite

lichefierea acestuia. La încălzirea treptată a aerului lichid, azotul este cel care pleacă primul (lasând

oxigenul lichid care are p.f. = -1830C). Trecerea gazului, astfel obținut peste Cu metalic fierbinte purifică 

azotul de urmele de oxigen (oxigenul reacționeaza cu cuprul, formând CuO). N2 se poate obține și prin

separare prin trecere pe anumiți alumosilicați, numiți zeoliți, care prezintă un sistem de canale de

dimensiuni adecvate pentru a separa moleculele de gaz cu diametru diferit. (Din acest motiv, aceste

materiale poartă și denumirea de site moleculare). Alte surse naturale de azot, dar care conțin azot în

formă legată (compuși ai azotului) sunt mineralele: salpetru (KNO3) și salpetru de Chile (NaNO3).

 În molecula de azot, atomii sunt legați printr-o legătură triplă. Tăria acestei legături face ca

molecula N2 să fie foarte stabilă și relativ inactivă. La încălzire cu oxigen sau hidrogen, azotul formeazămonoxid de azot sau amoniac conform reacțiilor (1) și respectiv (2), însă cu randamente foarte scăzute.

De asemenea, poate reacționa cu metale formând nitruri ( ex: Li3N, Ca3N2, ScN etc.)

N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) (1)

N2  (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g) (2)

Stabilitatea ridicată a azotului molecular face ca  acesta să fie utilizat pentru realizarea de

atmosferă inertă (protectoare) pentru a preveni oxidarea în diverse procese industriale (industria

chimică și farmaceutică – sinteze; industria alimentară). Totuși, azotul molecular este utilizat în industria

chimică pentru obținerea de compuși cu azot. 

Compuși ai azotului 

Azotul are configurația stratului de valență, 2s2 2p3, iar pentru a-și realiza configurația stabilă de

octet poate să accepte 3 e- sau să cedeze 5 e-. Astel, azotul formează o serie de compuși covalenți cu

stări de oxidare cuprinse între -3 și +5 (Tab. 1). 

Hidrurile azotului

Cea mai comună hidrură a azotului este amoniacul , NH3. Amoniacul este un compus gazos

(incolor, miros înțepător caracteristic) în care azotul se găsește în starea de oxidare cea mai joasă (-3).Este un compus cu importanță economică deosebită pentru că în reacție cu acid sulfuric sau acid azotic

formează săruri ce pot fi utilizate ca îngrășăminte (reacția 3). 

2 NH3  (g) + H2SO4 (aq) (NH4)2SO4 (aq) (3)

8/16/2019 Azotul_2015

2/5

2

Tabelul 1. Starea de oxidare a azotului în diverși compuși 

Compus cu azot Stare de oxidare

NH3 (amoniac)

N2H4 (hidrazină) 

H2NOH (hidroxil amină) 

HN3 (acid azothidric, hidrogen azidă)

N2 

N2O (protoxid de azot)

NO (monoxid de azot)

N2O3 (trioxid de azot), NF3 (florură se azot) 

NO2 , N2O4 (dioxid de azot și dimerul său)

N2O5 (pentaoxid de azot), HNO3 (acid azotic)

-3

-2

-1

- 1/3

0

+1

+2

+3

+4

+5

Pentru o periaodă lungă de timp, îngrășămintele utilizate pentru culturile agricole au fost

materiale naturale, de origine biologică (bălegar), iar din anii 1800 și de origine minerală (salpetru deChile). Azotații de origine minerală sunt totuși o sursă limitată și de aceea a fost necesară găsirea de

surse alternative de compuși cu azot.

O sursă ”nelimitată” de azot este desigur atmosfera, legătura puternică N≡N face ca azotul

molecular (azotul liber) să nu poată fi utilizat de către plante. Pentru a putea fi utilizat de către plante,

azotul trebuie mai întâi ”legat” în compuși, cum ar fi amoniacul. Reacția directă a N2 cu H2  (reacția 2)

este însă lentă și decurge cu randament scăzut în condiții normale (de temperatură și presiune). 

La începutul secolului XX (1902-1905), chimistul german Fritz Haber a studiat condițiile de

echilibru pentru această reacție și a arătat că presiuni înalte și temperaturi scăzute favorizează formarea

produsului. Astfel, conducând reacția la presiuni înalte (200 – 1000 atm; convențional între 300 și 500

atm) și utilizand pentru creșterea vitezei un catalizator ( Fe fin divizat activat cu aluminat de potasiu,

K2Al2O4) procesul industrial de obținerea a amoniacului a devenit aplicabil la nivel industrial în anii 1930

(procedeul Haber-Bosch). Acesta este principalul proces de obținerea a amoniacului și fixare a azotului

pentru obținere de compuși cu azot pentru diferite utilizări (îngrășăminte, explozibili etc.).

 În natură, fixarea azotului este realizată de către ciano bacterii   care îl convertesc în amoniac /

amoniu. Ulterior, prin procesul de nitrificare, are loc oxidarea biochimică a ionului amoniu. Aceasta

decurge în două etape: prima cu formare  de azotiţi şi cea de a doua cu formarea de azotaţi.

Responsabile pentru aceste două etape sunt bacteriile chemoautotrofe aerobe (obţin energie prin

oxidarea compuşilor anorganici) din genul nitrosomonas şi respectiv nitrobacter .

Hidrazina (N2H4) este un compus al azotului cu hidrogenul, în

care acesta se gasește în starea de oxidare -2. Hidrazina este un

lichid, incolor cu caracter reducător puternic, după cum se poate

observa și din următoarele reacțiile redox: 

N2H4 (l) + H2O2 (l) N2 (g) + H2O (l) (4)

N2H4 (l) + 2Pb2+

 (aq) N2 (g) + 2Pb (s) + 4H+ (aq) (5)

8/16/2019 Azotul_2015

3/5

3

Acidul azothidric sau hidrogen azida (N3H) este un compus cu caracter acid, spre deosebire de

amoniac și hidrazina care sunt compuși cu caracter bazic (a se vedea recțiile 6-8).

N2H4 (aq) + H2O (l) N2H5+ (aq) + HO- (aq) (6)

NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + HO

- (aq) (7)

HN3 (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + N3

- (aq) (8)

Ionul azidă poate fi reprezentat prin următoarele structuri limită (cea din dreapta fiind cea care

contribuie în proporția ce mai mare la structura hibridului): 

Acidul azothidric este termodinamic instabil și se descompune cu explozie în elementele

constituente:

2 HN3  (l) H2 (g) + 3 N2 (g) (9)

Sarea de sodiu a acidului, azida de sodiu este stabilă la temperatura camerei, dar se

descompune termic:

2 NaN3  (s) 2 Na (l) + 3 N2 (g) (10)

Datorită volumului mare de gaz (N2) care se degajă în urma reacției de descompunere, NaN3  este utilizat

 în airbag-urile autoturismelor. În acestă reacție se formează însă și sodiu (lichid,  în condițiile de

temperatură date) a cărui prezență prezentă un risc (reactivitate ridicată). De ace ea, azida este

amestecată cu alți compuși cu care sodiul poate reacționa (KNO3 și SiO2).

Oxizii azotului

 În anumite condiții , în special temperatura înaltă, azotul reacționează cu oxigenul cu formare de

oxizi. De exmplu, sub acțiunea fulgerelor, în atmosferă se formează monoxid de azot (reacția 1). Alți oxizi

de azot, precum dioxidul și trioxidul de azot sunt formați prin oxidarea ulterioară a monoxidului

(reacțiile 11 și 12). 

2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) (10)

NO (g) + NO2 (g) 2 N2O3 (l) (11)

Toți oxizii de azot sunt termodinamic instabili și se pot descompune în elementele constituente

sau pot reacționa pentru a forma compuși mai stabili. Totuși, aceste reacții sunt lente, ceea ce face ca

oxizii de azot să aibă un timp de viață ridicat. 

Din punct de vedere al importanței pentru sistemele biologice, NO ocupă probabil primul loc. În

1987, monoxidul de azot a fost numită de către revita Science  ”molecula anului” , datorită unor

8/16/2019 Azotul_2015

4/5

4

descoperiri privitoare la rolul ei în anumite funcții biologice. De exemplu, NO contribuie la controlul

presiuni sângelui prin dilatarea vaselor sangvine; are rol în procesele de digestie și memoare și un rol

major în asigurarea contracțiilor uterine. 

NO și NO2  sunt formați și în procesul de ardere al combustibililor fosili. Odată ajunși în

atmosferă, aceștia devin precursori ai ploilor acide: 

NO2 (g) + O3 (g) NO3 (g) + O2 (g) (12)

NO2 (g) + NO3 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (aq) (13)

N2O5 

Atât monoxidul cât și dioxidul de azot sunt specii chimice cu caracter radicalic (conțin electroni

necuplați). La temperaturi scăzute, două molecule de dioxid de azot dimerizează (reacția 14). Dar, la

 încălzire dimerul se descompune cu refacerea dioxidului de azot . 

2 NO2 (g) N2O4 (g) (14)

Protoxidul de azot (oxid nitros), N2O este un bun agent oxidant  –  poate realiza oxidarea

metalelor reactive:

Mg (s) + N2O (g) MgO (s) + N2 (g) (15)

Protoxidul de azot este instabil termic, la încălzire se descompune în elementele constituente: 

2 N2O (g) 2 N2 (g) + O2 (g) (16)

N2O își găsește aplicații ca anestezic și gaz de propulsie în re cipientele tip spray  pentru produse

alimentare. Este prezent în atmosferă fiind un intermediar în procesul de denitrificare a solului, proces

 în care azotații și azotiții sunt reduși la azot molecular (circuitul azotului). 

Acidul azotic, azotați și azotiți 

Acidul azotic este un produs comercial important. Se poate obține în cuptoare electrice,

conform reacției : 

2 N2 (g) + 5 O2  (g) + 2 H2O (l) 4 HNO3 (g) (17)

Reacția este favorizată din punct de vedere termodinamic, dar este foarte lentă. ( Ce s-ar întâmpla cu

atmosfera dacă reacția ar fi favorizată atât din punct de vedere termodinamic cât și cinetic ?). Datorită

vitezei de reacție reduse, un alt proces este utilizat la nivel industrial, procesul Ostwald .

Prima etapă a procesului Ostwald impică trecerea de amoniac gazos peste o plasă metalică de Pt

sau Rh (catalizator) la o tempera de 600  –  7000C, pentru a forma NO (reacția 18). Apoi se introduce

oxigen suplimentar pentru a oxidarea NO la NO2  (reeacția 19), care este apoi trecut printr-o zonă de

8/16/2019 Azotul_2015

5/5

5

pulverizare cu apă pentru obținera acidului (reacția 20). Pașii sunt similari cu cei de formare a

precipitațiilor acide în atmosferă. 

2 NH3  (g) + 5 O2 (g)cataliz.

  4 NO (g) + 6 H2O (g) (18)

3 NO2 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (aq) + NO (g) (19)

(NO format în reacția 19 poate fi recirculat.)

Acidul azotic este un acid tare, care ionizează complet în apă. Acidul azotic concentrat este o soluție

apoasă cu o concetrație de 70% HNO3 (16 M).

Cea mai importantă utilizare a HNO3 este obținerea de îngrășăminte (de ex. azotat de amoniu): 

NH3  (g) + HNO3 (aq) NH4NO3 (aq)

Pe lânga utilizarea ca îngrășământ, azotatul de amoniu, dar și alți azotați, sunt ut ilizați la

fabricarea de explozibili (dezvoltare volum mare de gaze în urma descompunerii termice):

2 NH4NO3 (s) temp.  2 N2O (g) + 4 H2O (g) 2 N2  (g) + O2 (g) + 4 H2O (g)

Azotații unor metale pot fi utsilizați pentru a obține diferite culori în focurile de artificii (de ex. Cu(NO3)2 

 – verde).

Azotiții sunt compuși ce au în componența lor ionul azotit (NO2-). Azotitul de sodiu este utilizat în

conservarea hranei pentru că distruge bacteria Clostridium botulinum (cauzatoare de botulism) și pentru

că protejeză carnea de acțiunea oxidantă a oxigenului din atmosferă. Totuși utilizarea azotiților nu este

lipsită de risc, deoarece azotiții pot reacționa cu grupele amino ale compușilor organici (din alimente sau

din organism) cu formare de nitrozamine (R2N-N=O), suspectate a avea caracter cancerigen. De

asemenea, NO2-

 poate fi implicat în reducerea Fe

3+

 , din complexul hem al hemoglobinei, la Fe

2+

 complexce nu mai este capabil să lege molecula de oxigen (methemoglobina).