Azoto - N

Azoto: caratteristiche, composti, utilizzo e metodo di produzione dell'Azoto

L'azoto fu identificato quale costituente dell'aria nel 1772 da D. Rutherford; i successivi lavori di Scheele, Cavendish, Priestley e Lavoisier permisero di chiarirne la natura e l'importante proprietà di non mantenere la combustione e quindi la respirazione e la vita, donde il nome azoto (dal greco a-privativo e zoé, vita).

Si trova in natura come gas biatomico nell'aria, di cui costituisce mediamente il 78,09% in volume. Combinato è presente nelle proteine, negli acidi nucleici e sotto forma di numerosi altri composti organici in tutti gli organismi animali e vegetali, mentre si trova sotto forma di sali inorganici (soprattutto nitrati, nitriti e sali di ammonio) nel terreno. Il principale minerale che lo contiene è il nitrato di sodio, NaNO3, di cui esistono importanti giacimenti in Sudamerica (nitro del Cile e del Perù).

A temperatura e pressioni normali è un gas a molecola biatomica N2. Il legame covalente dell'azoto è un triplo legame. È l'elemento più elettronegativo del V gruppo (è un tipico non metallo e dà ossidi acidi) e dà praticamente solo composti covalenti formando tre legami o quattro (ma in quest'ultimo caso solo con cessione di un elettrone, p.e. nello ione ammonio); a differenza degli altri elementi del gruppo V non può, per motivi energetici (i primi orbitali non occupati hanno un'energia troppo elevata rispetto a quella degli orbitali di legame), presentare la penta-covalenza.

L'azoto gassoso è incolore, inodore e poco solubile in acqua. A temperature e pressioni ordinarie è chimicamente inerte con la maggior parte delle comuni sostanze; a 25°C reagisce molto lentamente con il litio dando il nitruro Li3N, ma a temperature elevate può reagire con quasi tutti i metalli e con boro e silicio; reagisce inoltre con idrogeno a 400-500 °C e in presenza di catalizzatori formando ammoniaca, NH3, e con ossigeno a temperature elevatissime (>2000 °C) formando ossido, NO.

Se sottoposto (a basse pressioni) all'azione di una scarica elettrica, l'azoto emette una luminescenza gialla che persiste, cessata la scarica, anche per parecchi minuti. In tali condizioni l'azoto è costituito in parte da atomi liberi e in parte da molecole N2 eccitate, ed è in grado di reagire direttamente con molte sostanze (azoto attivo).

Azoto: composti

Per i composti organici si rimanda alle singole voci: ammidi, ammine, amminoacidi, amminoalcoli, amminozuccheri, nitrili ecc. inserite nei composti organici del carbonio.

L'ammoniaca NH3, prende il nome dalla divinità egizia Ammone, presso il cui tempio venivano prodotti i sali di ammonio, pre reazione tra sale marino e sterco di animale. E' un gas incolore, più leggero dell'aria, di odore penetrante caratteristico; è particolarmente solubile nell'acqua con forte sviluppo di calore. Allo stato liquido subisce una piccola ionizzazione (autoprotolisi) in ioni ammonio NH4+ e ammide NH2-. A temperatura ambiente l'ammoniaca è un composto termodinamicamente stabile e non mostra alcuna tendenza a decomporsi negli elementi costituenti, ma è in grado di reagire con molte sostanze; brucia in atmosfera di aria od ossigeno formando azoto N2 e ossido di azoto NO a seconda delle condizioni; reagisce con cloro dando cloruro di ammonio NH4Cl, e altre sostanze; con ossido di carbonio dando acido cianidrico HCN. Ha una notevole tendenza ad addizionare protoni ed è quindi una base di Bronsted-Lowry; per esempio in acqua (e in altri solventi protici) dà luogo a ioni ammonio NH4+ e con acidi dà i corrispondenti sali di ammonio:

NH3 + H2O <-----> NH4+ + OH-

NH3 + HCl <-----> NH4Cl

E' anche un donatore di elettroni, cioè una base di Lewis.

L'idrazina H2N—NH2, liquido con p.eb. 114°C, ottenuta da cloroammina e ammoniaca; in soluzione acquosa si comporta come base mono- o bivalente e presenta un notevole potere riducente.

L'acido azotidrico HN3, composto esplosivo allo stato puro, che si comporta come acido debole.

L' idrossilammina NH2OH, prodotto di riduzione di composti ossigenati dell'azoto, piuttosto instabile in quanto si trasforma in ammoniaca e azoto (od ossido di azoto); è dotata di elevato potere riducente.

L'ossido di diazoto N2O, o protossido di azoto, che si può preparare per decomposizione a caldo del nitrato d'ammonio:

NH4NO3  → N2O + 2 H2O 

E' un gas inodore e insapore usato come anestetico (gas esilarante).

L'ossido di azoto NO si ottiene per riduzione di acido nitrico a nitroso, ma è preparato industrialmente per sintesi dagli elementi in arco elettrico a 2000 °C:

N2 + O2 → 2NO 

E' un gas incolore capace di addizionare ossigeno formando NO2 e di legarsi allo ione ferroso formando un complesso dall'intenso colore bruno.

Il monossido di azoto NO ha negli ultimi anni acquistato grande rilevanza biologica in quanto attivatore del guanilato ciclasi, l'enzima chiave coinvolto nel rilassamento dei muscoli lisci.

Il triossido N2O3 o anidride nitrica) esiste solo allo stato solido e può reagire con acqua per formare l'acido nitroso e con alcali per formare nitriti.

Il biossido di azoto NO2, chiamato anche ipoazotide, si forma per ossidazione di NO all'aria o per decomposizione del nitrato di piombo:

Pb(NO3)2 →  PbO + 2NO2 + O2

E' un gas dall'intenso colore rosso bruno; è in equilibrio con la forma dimera incolore N2O4 e l'equilibrio è tanto più spostato verso quest'ultima forma quanto più bassa è la temperatura; ha potere ossidante e, reagendo con acqua, origina acido nitrico e ossido d'azoto; reagendo con alcali forma nitriti e nitrati.

Il pentossido N2O5 (anidride nitrica) si prepara trattando acido nitrico con anidride fosforica.

Indicati collettivamente con il simbolo NOx, gli ossidi di azoto si formano soprattutto nella combustione ad alta temperatura e rappresentano pertanto il sottoprodotto tipico degli scarichi dei motori a combustione interna (sia a scoppio che diesel) e dei processi industriali. Altra sorgente di ossidi di azoto può essere il protossido di azoto N2O, che viene prodotto nei processi di denitrificazione del suolo. Gli ossidi di azoto hanno importanti conseguenze sulla chimica atmosferica. Nella troposfera possono essere convertiti in acido nitrico, e quindi contribuire alla formazione delle piogge acide; inoltre il biossido di azoto NO2 in certe condizioni (smog fotochimico) può fornire l'ossigeno necessario a produrre grandi quantità di ozono in presenza di idrocarburi. Nella stratosfera, attraverso un ciclo catalitico, gli ossidi di azoto tendono a ridurre l'ozono, ed è anche per questo che negli anni '70 i programmi di aerei supersonici di linea sono stati ridotti o annullati: i loro motori avrebbero potuto produrre quantità di ossidi di azoto sufficienti a minacciare lo strato di ozono che protegge la Terra dalle radiazioni ultraviolette pericolose.

L'acido nitroso HNO2, corrispondente all'ossido N2O3, è un acido debole, poco stabile anche in soluzione, e fornisce i sali detti nitriti; può reagire funzionando da ossidante (e riducendosi a NO) oppure da riducente (e si ossida allora a HNO3).

L'acido nitrico HNO3, derivato dall'ossido N2O5; prodotto un tempo per azione dell'acido solforico sul nitro del Cile, si ottiene ora per ossidazione dell'ammoniaca a 700 °C su catalizzatore costituito da rete di platino; è un acido fortissimo con energiche proprietà ossidanti, materia prima per la fabbricazione di esplosivi e di fertilizzanti.

I nitrati, sono i sali dell'acido nitrico, sono tutti solubili in acqua, ossidanti allo stato fuso ma non in soluzione acquosa. In genere i nitrati si ottengono trattando direttamente il metallo con acido nitrico, oppure trattando ossidi, idrossidi o carbonati metallici con acido nitrico diluito.

Il nitrato di sodio NaNO3,è il componente principale del nitro del Cile, che era l'unica fonte di fertilizzanti azotati prima della diffusione dei concimi chimici sintetici.

Il nitrato di ammonio NH4NO3, che si prepara con il processo Fauser da acido nitrico e ammoniaca gassosa e il nitrato di calcio Ca(NO3)2, trovano impiegiego come fertilizzanti azotati.

Il nitrato di argento AgNO3, è uno dei più importanti sali di argento, impiegato tra l'altro in chimica analitica per riconoscere e dosare gli alogeni.

Il nitrato di potassio KNO3 o salnitro, è usato nella fabbricazione dei fiammiferi e dei fuochi d'artificio.

Azoto: utilizzo

Allo stato elementare l'azoto ha limitati impieghi soprattutto come gas inerte e viene commerciato compresso in bombole a 150 bar; la maggior parte della produzione industriale viene impiegata per la sintesi dell'ammoniaca, primo passo per la fissazione dell'azoto atmosferico. L'importanza della fissazione industriale dell'azoto è legata soprattutto all'impiego di alcuni suoi composti (solfato e nitriti di aminonio, urea, calciocianammide) quali fertilizzanti. Un'agricoltura intensiva a opera dell'uomo altera infatti l'equilibrio naturale del ciclo dell'azoto; per evitare il depauperamento del terreno è pertanto necessario rifornirlo di grandi quantità di azoto combinato, cioè di fertilizzanti azotati.

Azoto: metodo di produzione

L'azoto può essere preparato in laboratorio con diversi metodi, p.e. per riscaldamento di soluzioni acquose di un nitrito alcalino più un sale di ammonio, secondo la reazione di ossidoriduzione

NH4+ + NO2- → N2 + 2 H2O

L'azoto puro che si trova in commercio viene preparato industrialmente mediante liquefazione dell'aria e sua successiva distillazione frazionata: l'azoto, più volatile dell'ossigeno, passa in testa nella colonna.

L'azoto impuro utilizzato nei più moderni impianti per la sintesi dell'ammoniaca viene ottenuto, in miscela con l'idrogeno, soprattutto da idrocarburi leggeri tramite il processo di reforming (ossidazione con vapor d'acqua e successiva ossidazione parziale con aria).