zot (N2) je bez mirisa nije toksičan gas i pri rukovanju sa njim ne preti opasnost od trovanja. U vazduhu ga ima skoro četiri petine i može se udisati bez štetnih posljedica samo ukoliko se pri tome unosi i dovoljna količina kiseonika. Međutim, ukoliko dođe do nagomilavanja azota u tolikoj meri da se sadržaj kiseonika u prostoriji smanji ispod potrebnog minimuma, može doći do prekida disanja, a time i do smrti. Zbog toga prostorije u kojima se radi sa azotom moraju imati dobru ventilaciju, prirodnu ili veštačku.
Isporučuje se u čeličnim bocama pod pritiskom od 150 i 200 bara. Boce azota se ne prazne do kraja, već se uvek ostavlja dovoljan nad-pritisak da se spreči prodiranje vazduha u bocu.
Boce su ofarbane sivom bojom.
Dobija se rektifikacijom tečnog vazduha na temperaturi ispod -185°C.
Pod normalnim uslovima je u gasovitom agregatnom stanju. Prelazi u tečno stanje na -195°C (1,013 bara).
Upotreba azota pod pritiskom i tečnog azota podležu posebnim propisima i merama zaštite.
Pri rukovanju sa tečnim azotom opasnost preti pre svega od njegove vrlo niske temperature koji u dodiru sa kožom, odnosno sa nezaštićenim delovima tela, može da dovede do trenutnog zamrzavanja ili izazivanja teških »hladnih« opekotina. Zbog toga je obavezno koristiti lična zaštitna sredstva, kao što su zaštitna odeća i obuća, štitnici za lice i zaštitne rukavice.
Boce u koje se skladišti Azot su sive boje.
Prirodni hemijski spojevi azota, kao što su nitrati i soli amonija, bili su poznati se još u antičko doba kada su ih koristili uglavnom alhemičari. Obje vrste spojeva se mogu, pored svojih prirodnih nalazišta kao minerali, dobiti i iz izlučevina. Tako, naprimjer, stari Egipćani su dobijali amonijum hlorid (salmijak) iz devinog izmeta i a šalitra se dugo vremena dobijala od tla sakupljenog iz štala. Carl Wilhelm Scheele je 1771. godine dokazao da je azot osnovni sastojak zraka. Čisti amonijak prvi put je dobio engleski hemičar Joseph Priestley 1774. godine. Sve do početka 20. vijeka šalitra je bila jedini veliki izvor azotnih spojeva. Nakon uvođenja Frank–Carovog procesa (dobijanje kalcij cijanamid koji su razvili Adolph Frank i Nikodem Caro) prvi put je uspješno iskorišten azot iz zraka. Za dobijanje dušične kiseline Kristian Birkeland i Sam Eyde razvili su proces nazvan po njim Birkeland-Eydeov proces. Ovaj proces je vrlo brzo prevaziđen, a Fritz Haber i Carl Bosch su razvili napredniji Haber-Boschov proces za sintezu amonijaka iz vodika i azota iz zraka. Pored ovog, razvijen je i katalitički Oswaldov proces po Wilhelm Ostwaldu za pretvaranje amonijaka u azotnu kiselinu.
Molekularni azot je bezbojni gas bez ukusa i mirisa, koji se na veoma niskim temperaturama (−196 °C) kondenzira u bezbojnu tekućinu. Azot nije mnogo rastvorljiv u vodi (oko 23,2 mg dušika se rastvara u 1 litru vode na 0 °C) i ne gori. Azot je jedini element u svojoj grupi periodnog sistema koji se može sam sa sobom spajati preko (p-p)π veza.[6] Dužina ove trostruke veze među atomima iznosi 109,8 pm.
Pri električnom pražnjenju u spektralnoj cijevi sa gasom pri potpritisku od oko 5-10 mbar, molekulske orbitale azota se dovode do emitiranja svjetlosti pobuđivanjem strujom visokog napona od 1,8 kV, jačine 18 mA i frekvencije 35 kHz. Tako se rekombiniranjem ioniziranih molekula gasa emitije karakterističan spektar boja.[7] Kritična tačka azota se nalazi na [8] temperaturi od −146,95 °C (126,2 K), pri pritisku od 33,9 bar i gustoći 0,314 g/cm3.
Azot u svojim spojevima uglavnom se spaja kovalentnom vezom. U elektronskoj konfiguraciji 2s2p3 spajanje tri kovalentne veze vodi ka formiranju potpunog okteta. Spojevi, u kojima se javlja ovaj vrsta veze, su naprimjer: amonijak, amini, hidrazin i hidroksilamin. Sami ovi spojevi su trigonalne piramidalne strukture i posjeduju slobodni elektronski par. Preko njega ovi spojevi mogu agirati kao nukleofili i kao baze.
U prirodi rasprostranjeni molekularni dinitrogen N2 je zbog trostruke veze u svojoj molekuli vrlo stabilan i inertan, a sa takvom trostrukom vezom povezana je i visoka energija disocijacije veze od 942 kJ/mol[9]. Zbog toga je po pravilu potrebno dovesti mnogo energije da bi se ove veze prekinule i da bi azot zatim reagirao sa drugim elementima. Osim toga, također je neophodna i visoka energija aktivacije, koja se opet može smanjiti korištenjem pogodnih katalizatora.
Inertizacija: Azot je izrazito inertan plin i ne reagira s drugim plinovima na normalnoj sobnoj temperaturi. Njegovo svojstvo inertnosti čini ga odličnim plinom nositeljem koji se može koristiti u mjernim metodama, u skladištima hrane i u većoj mjeri u metalurškim i kemijskim procesima. Povećanjem postotka azota u atmosferi smanjuje se prirodni udio kisika i povećava temperatura eksplozije zapaljivih komponenti. Stoga, ako se udio kisika smanji za nekoliko posto i zamijeni azotom, može se izbjeći opasnost od požara.
Sposobnost zamrzavanja: plinoviti azot kondenzira kada se dovede do niske temperature (-195,76 ° C). Entalpija pohranjena tokom ovog procesa može se iskoristiti za hlađenje: brzo zamrzavanje namirnica (zadržava se vlaga jer stanične stijenke nisu oštećene), sušenje smrzavanjem (voda se zamrzava), kontrolirano hlađenje hemijskih procesa i za proizvodnju lijekova. Postoje mnoge druge specifične primjene ovog rashladnog sredstva koje ne ostavlja trag. To je zato što azot isparava i vraća se u svoje prirodno okruženje – zrak. Drugo okruženje je molekularna kuhinja u kojoj se tečni azot koristi za stvaranje posebno atraktivnih jela i jedinstvenih kombinacija.
azot reagira s kiseonikom samo na vrlo visokim temperaturama. Tada nastaju azotovi oksidi (NO, NOx i NOx). Dobro poznati primjeri su motor s unutarašnjim sagorjevanjem i određeni postupci zavarivanja. U tom se slučaju azot zamjenjuje se još inertnijim plinovima poput argona i helijuma.