azoto - Docenti.unina

L’azoto
Chimica degli elementi
nell’ambiente
VII ciclo SICSI - II anno – classe A013
Obiettivi e prerequisiti
Destinazione: secondo anno di un I.T.I.
Prerequisiti:

Stati di aggregazione della materia e passaggi di stato

Il sistema periodico

Struttura elettronica e Proprietà chimiche

I legami chimici

Classificazione dei composti: struttura e proprietà delle sostanze

Reazioni chimiche

L’ equilibrio chimico

Distillazione

Conoscenze generali di termodinamica chimica e cinetica
Obiettivi:

Conoscere lo stato naturale, i diversi composti formati dall’azoto con idrogeno e
ossigeno, la disponibilità e la relativa abbondanza

Conoscere le applicazioni e gli usi industriali

Conoscere ed essere in grado di discutere il ciclo dell’azoto

Conoscere i problemi legati all’inquinamento da composti azotati.
Azoto
Informazioni Generali
-Azoto-
Daniel Rutherford
scopritore dell'azoto.
è
considerato
lo
Rutherford studiò questo gas nel 1772, ma
non lo riconobbe come una distinta specie
chimica
Fu Lavoisier a riconoscere che l'aria è una
miscela di un gas attivo, cioè che mantiene
la combustione e la respirazione (l'ossigeno)
e un gas inattivo (l'azoto).
Azoto deriva da azotè, voce formulata dallo
stesso Lavoiser che significa "privo di vita"
Fu parallelamente adottata la denominazione
nitrogène (generatore di nitron), in seguito
alla scoperta che l'acido nitrico e i nitrati
contengono azoto; da ciò deriva il simbolo N
Tavola periodica
Informazioni generali
Nome
Simbolo chimico
Numero atomico
Serie chimica
Gruppo
Periodo
Blocco
Anno di scoperta
Scopritore
Azoto
N
7
Non metalli
Gruppo 15 (VA)
2
p
1772
Daniel Rutherford
Azoto
Name: Nitrogen
Symbol: N
Atomic Number: 7
Atomic Mass: 14.00674
Melting Point: -209.9 °C
Boiling Point: -195.8 °C
Informazioni Generali
Azoto
o
o
o
o
Caratteristiche Atomiche
configurazione elettronica 1s2 2s2 2p3
Fortemente elettronegativo (3, quasi quanto il cloro), può dar luogo a
legami multipli utilizzando gli orbitali p.
numero max di coordinazione 4 (es. NH4+)
stati di ossidazione da -3 a +5
Azoto
Abbondanza e disponibilità
L'azoto è :
 il 5° elemento più abbondante nell'universo


il 19° sulla crosta terrestre, di cui costituisce lo 0.03%


78% in volume dell’aria atmosferica
guano del Cile (NaNO3)
il 4° nel corpo umano, di cui costituisce il 3%.

proteine, DN A, RN A, ecc.
Azoto molecolare
Generalità
La quasi totalità dell’azoto (oltre il 99%) è presente sulla terra come
molecola biatomica di notevole stabilità.






gas inodore
incolore
non velenoso
non combustibile
costituito da molecole
biatomiche
inerte chimicamente (T e
Pamb)
Azoto molecolare
Produzione
L’ottenimento dell’azoto puro avviene attraverso il
frazionamento
dell’aria liquefatta nei suoi costituenti (N2, O2, CO2, Gas rari-Ar) in
opportune colonne di distillazione:





eliminazione dell’H2O
eliminazione della CO2
compressione (P elevate)
liquefazione
distillazione (p. eb N2 = -195.8°C; p.eb. O2 = -183°C)
Azoto molecolare
Proprietà e usi
La molecola N2 presenta un'eccezionale inerzia chimica per la forza del
triplo legame (944 KJ/mol).
Le uniche reazioni note di N2 a Temperatura Ambiente sono:
1. L'ossidazione del litio metallico:
½ N2(g) + 3Li(s) → Li3N(s)
(si tratta però di una reazione molto lenta)
2. La coordinazione di alcuni complessi metallici
3. Fissazione biologica
Per la sua inerzia chimica viene utilizzato come gas inerte nell’industria
(alimentare e metallurgica), per evitare il prodursi di reazioni di
ossidazione che avrebbero luogo in presenza di ossigeno.
Viene commercializzato in bombole a 150 bar.
Azoto molecolare
Applicazioni
Azoto molecolare
Applicazioni
Azoto
Composti Organici
- amminoacidi
- proteine
- acidi nucleici
costituenti fondamentali
degli organismi viventi
Fissazione dell’azoto





Tutti gli esseri viventi devono assimilare l’azoto per la formazione di
composti organici vitali
L’unica sorgente di azoto a disposizione degli organismi viventi è
l’atmosfera.
Ad eccezione di particolari microorganismi, gli esseri viventi non
sono in grado di utilizzare l’azoto atmosferico.
Per essere utilizzabile dagli organismi viventi l’azoto deve essere
fissato, ossia combinato con altri elementi a formare composti utili.
Batteri azotofissatori e alghe azzurre convertono N2 in una forma
che gli altri organismi possono utilizzare: NO3- (Fissazione biologica).
Ciclo dell’azoto
Si può parlare di un vero e proprio ciclo che inizia dall’atmosfera, passa
attraverso le piante e gli animali e ritorna di nuovo nell’atmosfera

I processi chimici coinvolti
per la formazione delle
diverse molecole delle quali
l’azoto può entrare a far
parte
possono
essere
suddivisi in quattro tipi:
•Azotofissazione
•Ammonificazione
•Nitrificazione
•Denitrificazione
Ciclo dell’azoto

L'azotofissazione è un processo con cui l'azoto molecolare (N2)
presente nell'atmosfera viene trasformato in ammoniaca (NH3) o
nei sali d’ammonio derivati grazie soprattutto all’attività di
batteri liberi nel terreno o viventi in simbiosi con le radici di
alcune piante, come le leguminose (piselli, soia, erba medica) ed
alcune felci.
Radici di leguminosa:
all'interno dei noduli radicali vivono i batteri azotofissatori
Ciclo dell’azoto
Ammonificazione
N
batteri
NH3 , NH4+
Nitrificazione
NH3
batteri
NO2- , NO3-
Denitrificazione
NO3-
batteri
N2 (gas)
Ciclo dell’azoto
“…….Il mestiere di chimico insegna a superare, anzi ad ignorare, certi ribrezzi,
che non hanno nulla di necessario né di congenito: la materia è materia, né
nobile né vile, infinitamente trasformabile, e non importa affatto quale sia la
sua origine più prossima. L’azoto è azoto, passa mirabilmemente dall’aria alle
piante, da queste agli animali, e dagli animali a noi; quando nel nostro corpo la
sua funzione è esaurita, lo eliminiamo, ma sempre azoto resta, asettico,
innocente. Noi mammiferi, che in generale non abbiamo problemi di
approvvigionamento di acqua, abbiamo imparato ad incastrarlo nella molecola
dell’urea, che è solubile in acqua, e come urea ce ne liberiamo. Altri animali,
per cui l’acqua è preziosa, hanno fatto l’ingegnosa invenzione di
impacchettare il loro azoto sotto forma di acido urico, che è insolubile in
acqua, e di eliminare questo allo stato solido, senza bisogno di ricorrere
all’acqua come veicolo……………”
- Primo Levi – Il sistema periodico -
Fissazione dell’azoto
•Anche i fulmini trasformano l’azoto nei suoi
ossidi (Questo apporto è però minimale).
•Solo un terzo dell’azoto fissato è assimilato dalle
piante.
•Terreni coltivati: impoverimento degli elementi
nutritivi
•Aumento
della
popolazione
e
sviluppo
dell’industria dei fertilizzanti per aumentare la
produttività del suolo
Fertilizzanti e
Fissazione Industriale


Fertilizzanti: sostanze che aumentano il potere produttivo del terreno in
quanto ne migliorano la funzione di nutrizione.
L’azoto esercita una forte azione di stimolo sulla crescita delle piante e
rappresenta il fattore della nutrizione che più determina i livelli produttivi.
Il primo metodo industriale per la fissazione dell'azoto era basato sull'ossidazione da
parte dell'ossigeno, ad alte Temerature (3000 ° C):
N2(g) + O2(g) → 2NO(g)
ΔrH°(298K) = 90.29 (KJ mol-1)
Questa reazione è responsabile ogni anno della conversione di circa 30 milioni di azoto
in monossido e biossido; 20 milioni di tonnellate sono prodotte nelle combustioni,
soprattutto nei motori a scoppio delle automobili, mentre circa 10 milioni di tonnellate
a
causa
dei
fulmini.
Oggi il metodo di fissazione industriale dell’azoto è il processo Haber di sintesi
dell’ammoniaca.
Azoto
Composti Inorganici
Tra tutti gli elementi l’azoto presenta uno dei più ampi
campi di variazione del numero di ossidazione:
da -3 a + 5.
I principali composti inorganici dell’azoto (che
esamineremo) sono:
- Con l’idrogeno: Ammoniaca (NH3),
- Con l’ossigeno: Ossidi di azoto
N2O (protossido di azoto) , NO (ossido di azoto),
NO2 (biossido di azoto) N2O3 (anidride nitrosa),
N2O5 (anidride nitrica)
- Con idrogeno e ossigeno: Acido nitrico (HNO3 )
Azoto
l’ammoniaca
L’ammoniaca è senza dubbio il più importante
composto dell’azoto per i suoi svariati usi e
applicazioni.
E’ un gas tossico, incolore, di caratteristico odore
penetrante che condensa in un liquido incolore a 33°C.
Per le proprietà fisiche somiglia all’acqua,
specialmente per la capacità di sciogliere svariate
sostanze.
In ambiente acquoso è una base di Bronsted
debole, mentre agisce da base di Lewis
relativamente forte nei confronti degli elementi
del blocco d.
Azoto
sintesi dell’ammoniaca
Con il processo Haber ogni anno circa 50 milioni di tonnellate di azoto vengono
.convertiti in ammoniaca
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) + 92.4 kJ
La reazione è esotermica e decorre con
diminuzione del numero di moli.
E’ termodinamicamente sfavorita al di
sopra di 182° C, ma è possibile condurre
la reazione a T più elevate operando
sotto pressione.
T= 400° - 600° C
P= 150 - 1000atm
catalizzatore a base di ossidi di
ferro e piccole quantità di Al2O3.
Azoto
usi dell’ammoniaca
L’ammoniaca viene commercializzata come gas liquefatto o come soluzione
acquosa circa il 30% in massa.
Oltre l’80% dell’ammoniaca viene utilizzata per produrre fertilizzanti(urea,
nitrato, fosfato e solfato d’ammonio)
Il 4% viene utilizzato per produrre esplosivi e propellenti (nitroglicerina,
trinitrotoluene, nitrocellulosa)
Il 6% polimeri (fibre poliammidiche e acriliche, poliuretani e resine
fenoliche)
Usata anche come refrigerante e per la nitrurazione degli acciai.
Azoto
L’acido nitrico
Acido forte, potente ossidante (n.o. +5)
Liquido incolore che bolle a 83 °C.
In laboratorio può essere ottenuto in piccole quantità trattando a caldo un nitrato
con l’acido solforico:
NaNO3 + H2SO4
4 HNO3
NaHSO4+HNO3
4NO2 + 2H2O + O2
Azoto
Preparazione dell’acido nitrico
Industrialmente si prepara per ossidazione dell’ammoniaca con il processo
Ostwald:
1. Ossidazione catalitica di NH3 con aria
a dare NO
4NH3 + 5O2
Pt
4NO + 6 H2O
2. Ossidazione di NO a NO2
2NO + O2
N2O4 + 2NO2
3.Assorbimento degli ossidi d’azoto
in acqua a dare acido nitrico
3NO2 + H2O
2HNO3 + NO
Azoto
Usi dell’acido nitrico
Più dell’85% usato per la preparazione di fertilizzanti (nitrato di calcio
Ca(NO3)2, nitrato di sodio NaNO3 e nitrato di ammonioNH4NO3)
Usato anche per la produzione di esplosivi, di fibre e materie plastiche,
prodotti farmaceutici e intermedi per l’industria dei coloranti e delle
resine. Negli anni ’90 prodotte 30 milioni di tonnellate l’anno.
Il prodotto
principale
è NH4NO3, che
trova impiego sia
come fertilizzante
che come esplosivo
Azoto
ossidi di azoto
Gli ossidi di azoto sono tutti acidi, e alcuni costituiscono le anidridi degli ossiacidi
dell’azoto. Sotto sono elencati dal n.o. 1 al n.o. 5:
•N2O (ossido di biazoto o protossido di azoto)
•NO
(ossido di azoto)
•N2O3 (triossido di (bi)azoto o anidride nitrosa)
•NO2 (biossido di azoto)
•N2O5 (pentossido di (bi)azoto o anidride nitrica)
Nella chimica dell’atmosfera, dove gli ossidi hanno un ruolo importante sia nella
conservazione sia nell’inquinamento dell’aria li si indica con la formula generica NOx.
Costituiscono i prodotti di ossidazione dell’ammoniaca e sono gli intermedi per la
preparazione dell’acido nitrico.
Azoto
ossidi di azoto
Ossido di biazoto
•N2O è un gas incolore e insapore
•Inerte a Tamb e noto per proprietà anestetiche
•Non tossico in piccole dosi, si scioglie facilmente
nei grassi
•NO è un gas incolore, insapore ed inodore
• Lo si prepara industrialmente per ossidazione catalitica
dell’ammoniaca.
•Si forma nei processi di combustione ad alta
temperatura
•è naturalmente presente nel nostro organismo
•in atmosfera si ossida velocemente a NO2
2NO + O2 = 2 NO2
Azoto



ossidi di azoto
Il biossido di azoto è un gas tossico di colore giallo-rosso (bruno)
dall’odore forte e pungente e con grande potere irritante
è un energico ossidante, molto reattivo e quindi altamente
corrosivo.
NO2(g)
3NO2(g)+H2O(l)
N2O4(g)
2HNO3(aq)+NO(g)
Il biossido di azoto nell’atmosfera
subisce la stessa sorte e concorre alla
formazione delle piogge acide
Ossidi di azoto
Inquinamento
Sono i principali inquinanti nelle emissioni
di molti processi di combustione
Le principali sorgenti di ossidi d’azoto (NOx) sono
gli impianti di riscaldamento civile e industriale, il
traffico autoveicolare, le centrali di produzione di
energia ed un ampio raggio di processi industriali.




Gli ossidi di azoto contribuiscono:
alla formazione delle piogge acide
allo smog fotochimico
alla formazione di inquinanti secondari come
ozono e particolato fine secondario
ai processi di eutrofizzazione
Piogge acide


Con il termine piogge acide si intende generalmente il processo di
ricaduta dall’atmosfera di particelle, gas e precipitazioni acide
L'effetto di queste piogge è progressivo e insidioso, esse producono un
accumulo di acidi nel terreno e nelle acque dei fiumi e dei laghi,
danneggiando gravemente gli ecosistemi
Piogge acide
Meccanismo
Gli ossidi di azoto a contatto con l’acqua causano un meccanismo di acidificazione.
La pioggia esente da
attività umane presenta
un pH di 5,5 circa, per
la presenza naturale di
acido carbonico H2CO3
In presenza di anidride
solforica e di biossido
di
azoto
l’acqua
reagisce
formando
rispettivamente acido
solforico e nitrico, che
determinano
un
abbassamento del pH a
valori
estremamente
bassi ( pH da 5 a 2).
Piogge acide
Effetti
•Azione di tipo corrosivo e azione meccanica di dilavamento
•Acidificazione dei terreni:impoverimento del terreno per la perdita di ioni calcio,
magnesio, potassio e sodio e liberazione nel terreno di ioni metallici
•Compromissione di molti processi microbiologici, fra i quali l’azotofissazione
•Acidificazione delle acque: effetti diretti e indiretti
•Pericolo indiretto per la salute umana: ingestione di alimenti provenienti da acque acide
foresta pluviale in Tasmania
foresta dell’Europa settentrionale
Smog fotochimico

In particolari
condizioni
climatiche, e cioè
quando l'aria non
circola e gli
inquinanti
permangono a
lungo
nell'atmosfera, si
verificano reazioni
chimiche, favorite
dalla luce del sole,
che danno luogo a
un insieme di
prodotti,
denominati nel loro
complesso "smog"
Smog fotochimico
Nella troposfera gli ossidi di azoto catalizzano la formazione di ozono secondo il seguente
ciclo:
NO2(g) + hν(λ<400nm) → O(g) + NO(g)
O(g) + O2(g) → O3(g)
NO(g) + 1/2O2(g) → NO2(g)
(a) Le radiazioni UV
provenienti dal sole
scindono le molecole di NO2
in NO e O atomico
(b) L’O atomico reagisce
con l’O2 per
formare
l’ozono O3
(c) (d) NO reagisce con
l’ozono O3 per
ripristinare
O2e NO2, e chiudere
il
ciclo

(a)
(c),(d)
(b)
Smog fotochimico
Le concentrazioni di NOx
e O3 variano al variare
dell’ora del giorno e del
traffico veicolare
Buco nell’ozono


Nella stratosfera invece, gli ossidi di azoto possono distruggere lo
strato di ozono necessario per l'assorbimento della radiazione UV di
alta frequenza:


NO(g) + O3(g) → NO2(g) + O2(g)
NO2(g) + O(g) → NO(g) + O2(g)
Processi di eutrofizzazione

Il fenomeno dell’eutrofizzazione dell’acqua consiste in una crescita
abnorme di microalghe, favorite nel loro sviluppo dall’ambiente reso
più fertile dai nitrati.
distruzione della fauna ittica
deposizione di alghe morte sul
fondo
prosperare dei temuti
microrganismi patogeni,
responsabili di gravi malattie.