Азот в природе. Азот - это что за вещество? Типы и свойства азота

Азот — элемент 2-го периода V А-группы Периодической системы, порядковый номер 7. Электронная формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 , характерные степени окисления 0,-3, +3 и +5, реже +2 и +4 и др. состояние N v считается относительно устойчивым.

Шкала степеней окисления у азота:
+5 — N 2 O 5 , NO 3 , NaNO 3 , AgNO 3

3 – N 2 O 3 , NO 2 , HNO 2 , NaNO 2 , NF 3

3 — NH 3 , NH 4 , NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

Азот обладает высокой электроотрицательностью (3,07), третий после F и O. Проявляет типичные неметаллические (кислотные) свойства, образуя при этом различные кислородсодержащие кислоты, соли и бинарные соединения, а так же катион аммония NH 4 и его соли.

В природе – семнадцатый по химической распространенности элемент (девятый среди неметаллов). Жизненно важный элемент для всех организмов.

N 2

Простое вещество. Состоит из неполярных молекул с очень устойчивой ˚σππ-связью N≡N, этим объясняется химическая инертность элемента при обычных условиях.

Бесцветный газ без вкуса и запаха, конденсируется в бесцветную жидкость (в отличие от O 2).

Главная составная часть воздуха 78,09% по объему, 75,52 по массе. Из жидкого воздуха азот выкипает раньше, чем кислород. Малорастворим в воде (15,4 мл/1 л H 2 O при 20 ˚C), растворимость азота меньше, чем у кислорода.

При комнатной температуре N 2 , реагирует с фтором и в очень малой степени – с кислородом:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3 , N 2 + O 2 ↔ 2NO

Обратимая реакция получения аммиака протекает при температуре 200˚C, под давлением до 350 атм и обязательно в присутствии катализатора (Fe, F 2 O 3 , FeO, в лаборатории при Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кДж

В соответствии с принципом Ле-Шателье увеличение выхода аммиака должно происходить при повышении давления и понижении температуры. Однако скорость реакции при низких температурах очень мала, поэтому процесс ведут при 450-500 ˚C, достигая 15%-ного выхода аммиака. Непрориагировавшие N 2 и H 2 возвращают в реактор и тем самым увеличивают степень протекания реакции.

Азот химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам, не поддерживает горения.

Получение в промышленности – фракционная дистилляция жидкого воздуха или удаление из воздуха кислорода химическим путем, например по реакции 2C(кокс) + O 2 = 2CO при нагревании. В этих случаях получают азот, содержащий так же примеси благородных газов (главным образом аргон).

В лаборатории небольшие количества химически чистого азота можно получить по реакции конмутации при умеренном нагревании:

N -3 H 4 N 3 O 2(T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)

NH 4 Cl(p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl +2H 2 O (100˚C)

Применяется для синтеза аммиака. Азотной кислоты и других азотсодержащих продуктов, как инертная среда проведения химических и металлургических процессов и хранения огнеопасных веществ.

NH 3

Бинарное соединение, степень окисления азота равна – 3. Бесцветный газ с резким характерным запахом. Молекула имеет строение незавершенного тетраэдра [: N(H) 3 ] (sp 3 -гибридизация). Наличие у азота в молекуле NH 3 донорской пары электронов на sp 3 -гибридной орбитали обуславливает характерную реакцию присоединения катиона водорода, при этом образуется катион аммония NH 4 . Сжижается под избыточным давлением при комнатной температуре. В жидком состоянии ассоциирован за счет водородных связей. Термически неустойчив. Хорошо растворим в воде (более 700 л/1 л H 2 O при 20˚C); доля в насыщенном растворе равна 34% по массе и 99% по объему, pH= 11,8.

Весьма реакционноспособный, склонен к реакциям присоединения. Сгорает в кислороде, реагирует с кислотами. Проявляет восстановительные (за счет N -3) и окислительные (за счет H +1) свойства. Осушается только оксидом кальция.

Качественные реакции – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl, почернение бумажки, смоченной раствором Hg 2 (NO3) 2 .

Промежуточный продукт при синтезе HNO 3 и солей аммония. Применяется в производстве соды, азотных удобрений, красителей, взрывчатых веществ; жидкий аммиак – хладагент. Ядовит.
Уравнения важнейших реакций:

2NH 3(г) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3(г) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (р) ↔ NH 4 + + OH —
NH 3(г) + HCl (г) ↔ NH 4 Cl (г) белый «дым»
4NH 3 + 3O 2 (воздух) = 2N 2 + 6 H 2 O (сгорание)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3(г) + CO 2(г) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (комнатная температура, давление)
Получение. В лаборатории – вытеснение аммиака из солей аммония при нагревании с натронной известью: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O +NH 3
Или кипячение водного раствора аммиака с последующим осушением газа.
В промышленности аммиак получают из азота с водородом. Выпускается промышленностью либо в сжиженном виде, либо в виде концентрированного водного раствора под техническим названием аммиачная вода .

Гидрат аммиака NH 3 * H 2 O . Межмолекулярное соединение. Белый, в кристаллической решетке – молекулы NH 3 и H 2 O, связанные слабой водородной связью. Присутствует в водном растворе аммиака, слабое основание (продукты диссоциации – катион NH 4 и анион OH). Катион аммония имеет правильно-тетраэдрическое строение (sp 3 -гибридизация). Термически неустойчив, полностью разлагается при кипячении раствора. Нейтрализуется сильными кислотами. Проявляет восстановительные свойства (за счет N -3) в концентрированном растворе. Вступает в реакцию ионного обмена и комплексообразования.

Качественная реакция – образование белого «дыма» при контакте с газообразным HCl. Применяется для создания слабощелочной среды в растворе, при осаждении амфотерных гидроксидов.
В 1 М растворе аммиака содержится в основном гидрат NH 3 *H 2 O и лишь 0,4% ионов NH 4 OH (за счет диссоциации гидрата); таким образом, ионный «гидроксид аммония NH 4 OH» практически не содержится в растворе, нет такого соединения и в твердом гидрате.
Уравнения важнейших реакций:
NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (кипячение с NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (разб.) = NH 4 Cl + H 2 O
3(NH 3 H 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8(NH 3 H 2 O) (конц.) + 3Br 2(p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2(NH 3 H 2 O) (конц.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Разбавленный раствор аммиака (3-10%-ный) часто называют нашатырным спиртом (название придумано алхимиками), а концентрированный раствор (18,5 – 25%-ный) – аммиачный раствор (выпускается промышленностью).

Оксиды азота

Монооксид азота NO

Несолеобразующий оксид. Бесцветный газ. Радикал, содержит ковалентную σπ-связь (N꞊O) , в твердом состоянии димер N 2 О 2 со связью N-N. Чрезвычайно термически устойчив. Чувствителен к кислороду воздуха (буреет). Малорастворим в воде и не реагирует с ней. Химически пассивен по отношению к кислотам и щелочам. При нагревании реагирует с металлами и неметаллами. весьма реакционноспособная смесь NO и NO 2 («нитрозные газы»). Промежуточный продукт в синтезе азотной кислоты.
Уравнения важнейших реакций:
2NO + O 2 (изб.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C(графит) = N 2 + CО 2 (400- 500˚C)
10NO + 4P(красный) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150- 200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500- 600˚C)
Реакции на смеси NO и NO 2:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(разб.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CО 2 (450- 500˚C)
Получение в промышленности : окисление аммиака кислородом на катализаторе, в лаборатории — взаимодействие разбавленной азотной кислоты с восстановителями:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2NO + 4 H 2 O
или восстановлении нитратов:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2NO + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Диоксид азота NO 2

Кислотный оксид, условно отвечает двум кислотам — HNO 2 и HNO 3 (кислота для N 4 не существует). Бурый газ, при комнатной температуре мономер NO 2 , на холоду жидкий бесцветный димер N 2 О 4 (тетраоксид диазота). Полностью реагирует с водой, щелочами. Очень сильный окислитель, вызывает коррозию металлов. Применяется для синтеза азотной кислоты и безводных нитратов, как окислитель ракетного топлива, очиститель нефти от серы и катализатор окисления органических соединений. Ядовит.
Уравнение важнейших реакций:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (ж) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 О 3 (син.) (на холоду)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH(разб.) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (кат. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50- 60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70- 110˚C)
Получение: в промышленности — окислением NO кислородом воздуха, в лаборатории – взаимодействие концентрированной азотной кислоты с восстановителями:
6HNO 3 (конц.,гор.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (конц.,гор.) + P (красный) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конц.,гор.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Оксид диазота N 2 O

Бесцветный газ с приятным запахом («веселящий газ»), N꞊N꞊О, формальная степень окисления азота +1, плохо растворим в воде. Поддерживает горение графита и магния:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Получают термическим разложением нитрата аммония:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195- 245˚C)
применяется в медицине, как анастезирующее средство.

Триоксид диазота N 2 O 3

При низких температурах –синяя жидкость, ON꞊NO 2 , формальная степень окисления азота +3. При 20 ˚C на 90% разлагается на смесь бесцветного NO и бурого NO 2 («нитрозные газы», промышленный дым – «лисий хвост»). N 2 O 3 – кислотный оксид, на холоду с водой образует HNO 2 , при нагревании реагирует иначе:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Со щелочами дает соли HNO 2, например NaNO 2 .
Получают взаимодействием NO c O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) или с NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
при сильном охлаждении. «Нитрозные газы» и экологически опасны, действуют как катализаторы разрушения озонового слоя атмосферы.

Пентаоксид диазота N 2 O 5

Бесцветное, твердое вещество, O 2 N – O – NO 2 , степень окисления азота равна +5. При комнатной температуре за 10 ч разлагается на NO 2 и O 2 . Реагирует с водой и щелочами как кислотный оксид:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Получают дегидротацией дымящейся азотной кислоты:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
или окислением NO 2 озоном при -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Нитриты и нитраты

Нитрит калия KNO 2 . Белый, гигроскопичный. Плавится без разложения. Устойчив в сухом воздухе. Очень хорошо растворим в воде (образуя бесцветный раствор), гидролизуется по аниону. Типичный окислитель и восстановитель в кислотной среде, очень медленно реагирует в щелочной среде. Вступает в реакции ионного обмена. Качественные реакции на ион NO 2 — обесцвечивание фиолетового раствора MnO 4 и появление черного осадка при добавлении ионов I. Применяется в производстве красителей, как аналитический реагент на аминокислоты и йодиды, компонент фотографических реактивов.
уравнение важнейших реакций:
2KNO 2 (т) + 2HNO 3 (конц.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (разб.)+ O 2 (изб.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 — + 6H + + 2MnO 4 — (фиол.) = 5NO 3 — + 2Mn 2+ (бц.) + 3H 2 O
3 NO 2 — + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 — + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 — (насыщ.) + NH 4 + (насыщ.)= N 2 + 2H 2 O
2NO 2 — + 4H + + 2I — (бц.) = 2NO + I 2 (черн.) ↓ = 2H 2 O
NO 2 — (разб.) + Ag + = AgNO 2 (светл.желт.)↓
Получение в промышленности – восстановлением калийной селитры в процессах:
KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350-400˚C)
KNO 3 (конц.) + Pb(губка) + H 2 O = KNO 2 + Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2 + CaSO 4 (300 ˚C)

H итрат калия KNO 3
Техническое название калийная, или индийская соль, селитра. Белый, плавится без разложения при дальнейшем нагревании разлагается. Устойчив на воздухе. Хорошо растворим в воде (с высоким эндо -эффектом, = -36 кДж), гидролиза нет. Сильный окислитель при сплавлении (за счет выделения атомарного кислорода). В растворе восстанавливается только атомарным водородом (в кислотной среде до KNO 2 , в щелочной среде до NH 3). Применяется в производстве стекла, как консервант пищевых продуктов, компонент пиротехнических смесей и минеральных удобрений.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400- 500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, разб. HCl) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, конц. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230- 300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (графит) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (сгорание)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 — 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 — 400 ˚C)

Получение : в промышленности
4KOH (гор.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

и в лаборатории:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓

Соединения Азота - селитра, азотная кислота, аммиак - были известны задолго до получения Азота в свободном состоянии. В 1772 году Д. Резерфорд, сжигая фосфор и других вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им "удушливым воздухом", не поддерживает дыхания и горения. В 1787 году А. Лавуазье установил, что "жизненный" и "удушливый" газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название "Азот". В 1784 году Г. Кавендиш показал, что Азот входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название Азот (от позднелатинского nitrum - селитра и греческого gennao - рождаю, произвожу), предложенное в 1790 году Ж. А. Шапталем. К началу 19 века были выяснены химическая инертность Азота в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с других элементами в качестве связанного азота. С тех пор "связывание" Азота воздуха стало одной из важнейших технических проблем химии.

Распространение Азота в природе. Азот - один из самых распространенных элементов на Земле, причем основная его масса (около 4·10 15 т) сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный Азот (в виде молекул N 2) составляет 78,09% по объему (или 75,6% по массе), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и оксидов. Среднее содержание Азота в литосфере 1,9·10 -3 % по массе. Природные соединения Азота - хлористый аммоний NH 4 Cl и различные нитраты. Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата (Чили, Средняя Азия). Долгое время селитры были главным поставщиком Азота для промышленности (сейчас основные значение для связывания Азота имеет промышленный синтез аммиака из Азота воздуха и водорода). Небольшие количества связанного Азота находятся в каменном угле (1-2,5%) и нефти (0,02-1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах (0,1%) и в живых организмах (0,3%).

Хотя название "Азот" означает "не поддерживающий жизни", на самом деле это - необходимый для жизнедеятельности элемент. В белке животных и человека содержится 16-17% Азота. В организмах плотоядных животных белок образуется за счет потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значит, количества Азот поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный Азот воздуха в соединения Азота.

В природе осуществляется круговорот Азота, главную роль в котором играют микроорганизмы - нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и другие. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного Азота (особенно при интенсивном земледелии) почвы оказываются обедненными Азотом. Дефицит Азота характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит Азота и в животноводстве ("белковое голодание"). На почвах, бедных доступным Азотом, растения плохо развиваются. Азотные удобрения и белковая подкормка животных - важнейшее средство подъема сельского хозяйства. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот Азота. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу Азотом, а заводы, производящие удобрения, связывают Азот воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет Азот на поверхности земли. Азот - четвертый по распространенности элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Изотопы, атом и молекула Азота. Природный Азот состоит из двух стабильных изотопов: 14 N (99,635%) и 15 N (0,365%). Изотоп 15 N применяют в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома. Из искусственных радиоактивных изотопов Азота наибольший период полураспада имеет 13 N (T ½ = 10,08 мин), остальные весьма короткоживущие. В верхних слоях атмосферы, под действием нейтронов космического излучения, 14 N превращается в радиоактивный изотоп углерода 14 С. Этот процесс используют и в ядерных реакциях для получения 14 С. Внешняя электронная оболочка атома Азота состоит из 5 электронов (одной неподеленной пары и трех неспаренных - конфигурация 2s 2 2р 3 . Чаще всего Азот в соединениях 3-ковалентен за счет неспаренных электронов (как в аммиаке NН 3). Наличие неподеленной пары электронов может приводить к образованию еще одной ковалентной связи, и Азот становится 4-ковалентным (как в ионе аммония NH 4). Степени окисления Азот меняются от +5 (в N 2 O 5) до -3 (в NH 3). В обычных условиях в свободном состоянии Азот образует молекулу N 2 , где атомы N связаны тремя ковалентными связями. Молекула Азота очень устойчива: энергия диссоциации ее на атомы составляет 942,9 кдж/моль (225,2 ккал/моль), поэтому даже при t ок. 3300°С степень диссоциации Азот составляет лишь около 0,1%.

Физические свойства Азота. Азот немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м 3 (при 0°С и 101325 н/м 2 или 760 мм рт. ст.), t пл -209,86°С, t кип -195,8°С. Азот сжижается с трудом: его критическая температуpa довольно низка (-147,1°С) а критическое давление высоко 3,39 Мн/м 2 (34,6 кгс/см 2); плотность жидкого Азота 808 кг/м 3 . В воде Азот менее растворим, чем кислород: при 0°С в 1 м 3 Н 2 О растворяется 23,3 г Азота. Лучше, чем в воде, Азот растворим в некоторых углеводородах.

Химические свойства Азота. Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, Азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов Азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения Азота с кислородом N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 и N 2 O 5 . Из них при непосредственном взаимодействии элементов (4000°С) образуется оксид NO, который при охлаждении легко окисляется далее до оксида (IV) NO 2 . В воздухе оксиды Азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь Азота с кислородом ионизирующих излучений. При растворении в воде азотистого N 2 O 3 и азотного N 2 O 5 ангидридов соответственно получаются азотистая кислота HNO 2 и азотная кислота HNO 3 , образующие соли - нитриты и нитраты. С водородом Азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH 3 . Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения Азот с водородом, например гидразин H 2 N-NH 2 , диимид HN=NH, азотистоводородная кислота HN 3 (H-N=N≡N), октазон N 8 H 14 и другие; большинство соединений Азота с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами Азот непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды Азота получают только косвенным путем, например фтористый азот NF 3 - при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды Азота - малостойкие соединения (за исключением NF 3); более устойчивы оксигалогениды Азота - NOF, NOCl, NOBr, NO 2 F и NO 2 Cl. С серой также не происходит непосредственного соединения Азот; азотистая сера N 4 S 4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскаленного кокса с Азот образуется циан (CN) 2 . Нагреванием Азота с ацетиленом С 2 Н 2 до 1500°С может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие Азота с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (например, Mg 3 N 2).

При действии на обычный Азот электрических разрядов [давление 130-270 н/м 2 (1-2 мм рт. cт.)] или при разложении нитридов В, Ti, Mg и Са, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный Азот, представляющий собой смесь молекул и атомов Азота, обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный Азот весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.

Азот входит в состав очень многих важнейших органических соединений (амины, аминокислоты, нитросоединения и других).

Получение Азота. В лаборатории Азот легко может быть получен при нагревании концентрированного раствора нитрита аммония: NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. Технический способ получения Азот основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке.

Применение Азота. Основная часть добываемого свободного Азота используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания Азот воздуха имеет разработанный в 1905 году цианамидный метод, основанный на том, что при 1000°С карбид кальция (получаемый накаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным Азотом: СаС 2 + N 2 = CaCN 2 + С. Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака: CaCN 2 + 3H 2 O = CaCO 3 + 2NH 3 .

Свободный Азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий Азот находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный Азот в сжатом виде - в баллонах. Широко применяют многие соединения Азота. Производство связанного Азот стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.

Азот в организме . Азот один из основных биогенных элементов, входящих в состав важнейших веществ живых клеток - белков и нуклеиновых кислот. Однако количество Азота в организме невелико (1-3% на сухую массу). Находящийся в атмосфере молекулярный азот могут усваивать лишь некоторые микроорганизмы и сине-зеленые водоросли.

Значительные запасы азота сосредоточены в почве в форме различных минеральных (аммонийные соли, нитраты) и органических соединений (азот белков, нуклеиновых кислот и продуктов их распада, то есть еще не вполне разложившиеся остатки растений и животных). Растения усваивают азот из почвы как в виде неорганических, так и некоторых органических соединений. В природных условиях для питания растений большое значение имеют почвенные микроорганизмы (аммонификаторы), которые минерализуют органический азот почвы до аммонийных солей. Нитратный азот почвы образуется в результате жизнедеятельности открытых С. Н. Виноградским в 1890 нитрифицирующих бактерий, окисляющих аммиак и аммонийные соли до нитратов. Часть усвояемого микроорганизмами и растениями нитратного азота теряется, превращаясь в молекулярный азот под действием денитрифицирующих бактерий. Растения и микроорганизмы хорошо усваивают как аммонийный, так и нитратный азот, восстанавливая последний до аммиака и аммонийных солей. Микроорганизмы и растения активно превращают неорганический аммонийный азот в органические соединения азота - амиды (аспарагин и глутамин) и аминокислоты. Как показали Д. Н. Прянишников и В. С. Буткевич, азот в растениях запасается и транспортируется в виде аспарагина и глутамина. При образовании этих амидов обезвреживается аммиак, высокие концентрации которого токсичны не только для животных, но и для растений. Амиды входят в состав многих белков как у микроорганизмов и растений, так и у животных. Синтез глутамина и аспарагина путем ферментативного амидирования глутамвиовой и аспарагиновой кислот осуществляется не только у микроорганизмов и растений, но в определенных пределах и у животных.

Синтез аминокислот происходит путем восстановительного аминирования ряда альдегидокислот и кетокислот, возникающих в результате окисления углеводов, или путем ферментативного переаминирования. Конечными продуктами усвоения аммиака микроорганизмами и растениями являются белки, входящие в состав протоплазмы и ядра клеток, а также отлагающиеся в виде запасных белков. Животные и человек способны лишь в ограниченной мере синтезировать аминокислоты. Они не могут синтезировать восемь незаменимых аминокислот (валин, изолейцин, лейцин, фенилаланин, триптофан, метионин, треонин, лизин), и потому для них основным источником азота являются белки, потребляемые с пищей, то есть, в конечном счете, - белки растений и микроорганизмов.

Белки во всех организмах подвергаются ферментативному распаду, конечными продуктами которого являются аминокислоты. На следующем этапе в результате дезаминирования органический азот аминокислот вновь превращается в неорганический аммонийный азот. У микроорганизмов и, особенно у растений аммонийный азот может использоваться для нового синтеза амидов и аминокислот. У животных обезвреживание аммиака, образующегося при распаде белков и нуклеиновых кислот, осуществляется путем синтеза мочевой кислоты (у пресмыкающихся и птиц) или мочевины (у млекопитающих, в том числе и у человека), которые затем выводятся из организма. С точки зрения обмена азота растения, с одной стороны, и животные (и человек), с другой, отличаются тем, что у животных утилизация образующегося аммиака осуществляется лишь в слабой мере - большая часть его выводится из организма; у растений же обмен азота "замкнут" - поступивший в растение азот возвращается в почву лишь вместе с самим растением.

Азот - седьмой элемент в таблице Менделеева и первый элемент группы УА. Название азот означает "безжизненный" (греч. "а" - отрицательная приставка, "зоэ" - жизнь). Такая оценка азота может считаться справедливой только в отношении простого вещества, но азот как элемент необходим для жизни, так как вместе с углеродом, водородом и кислородом он образует белки и другие жизненно важные вещества. В организме человека содержится в среднем 1,8 кг азота.

Азот - довольно широко распространенный элемент биосферы. Наибольшее количество его находится в атмосфере в виде простого вещества Ы 2 . Общая масса азота в атмосфере составляет 4 10 18 кг. Твердых минералов, содержащих азот, почти нет. Лишь в исключительно сухой

пустыне на севере Чили есть залежи нитрата натрия, названного чилийской селитрой. Значительное количество азота содержится в биомассе растений и животных и в органических остатках (каменный уголь, торф). В обычных условиях на поверхности земли большая часть азота из отмерших растений постепенно превращается в газообразный азот и переходит в атмосферу. Некоторая доля имеющихся в почве соединений азота вымывается водой и попадает в водоемы. Поэтому растения часто оказываются в условиях недостатка азота, доступного для биологического усвоения. Неисчерпаемые запасы азота Ы 2 в окружающем воздухе большинство растений использовать не могут. Можно сравнить отношение растений к атмосферному азоту и кислороду. Последний активно используется растениями и животными в процессах окисления. Это различие между азотом и кислородом связано с необычайной прочностью молекул Ы 2 . Азот с трудом участвует в обычных химических реакциях. Биохимические реакции азота возможны лишь при участии фермента нитрогеназы, который имеется только у отдельных видов бактерий.

Промышленное получение соединений азота было трудной проблемой еще в начале XX в. В то же время потребность в соединениях азота огромна, так как они необходимы для производства не только удобрений, но и взрывчатых веществ. Немецкий химик Ф. Габер (Нобелевская премия по химии 1918 г.) внес важнейший вклад в решение проблемы связывания атмосферного азота, разработав катализатор для синтеза аммиака из азота и водорода. Это изобретение оказало огромное влияние на дальнейшее развитие промышленности и сельского хозяйства. В 1913 г. был пущен первый завод по производству аммиака, а в настоящее время его годовое производство превышает 100 млн т.

По строению атома азот - трехвалентный элемент. В устойчивых соединениях он образует не менее трех химических связей. Азот не может повысить свою валентность за счет перехода в возбужденное состояние. Для него единственная возможность перехода в четырехвалентное состояние - это потеря одного электрона:

В таком состоянии азот может находиться только в соединениях с более электроотрицательными элементами, г.е. кислородом и фтором. В этих соединениях азот имеет положительные степени окисления, а в соединениях со всеми остальными элементами - отрицательные.

Атом азота имеет валентную электронную пару на подуровне 2.? и как донор (основание) часто образует дополнительную химическую связь по донорно-акцепторному механизму. Примерами соответствующих соединений служат соли аммония и комплексные соединения ионов металлов с лигандом МН 3 .

Пример 20.1. Каковы степени окисления у азота в гидразине К 2 Н 4 , нитробензоле С 6 Н 5 Ы0 2 и аминоэтане С 2 Н 5 ЫН 2 ?

Решение. В гидразине СО азота -2. В этой молекуле имеется связь между атомами азота, не влияющая на степень окисления. В нитробензоле азот связан одновременно с более электроотрицательным кислородом и менее электроотрицательным углеродом. К двум атомам кислорода смещено четыре электрона, а от углерода - один. Получается СО +3. В аминоэтане азот связан с менее электроотрицательными водородом и углеродом. Степень окисления -3.

У азота известно только одно простое вещество N9, называемое, согласно химической номенклатуре, диазотом. Это газ, начинающий переходить в жидкость при -195,8°С при обычном давлении. Жидкий азот замерзает в бесцветные кристаллы при -210°С. В индивидуальном состоянии азот хранят и перевозят в баллонах под высоким давлением. Молекулы К 2 имеют на два электрона меньше, чем молекулы кислорода 0 2:

Два дополнительных электрона кислорода уменьшают прочность связи. Связь между атомами азота без этих электронов становится по-настоящему тройной, и Ы 2 оказывается самой устойчивой и наименее реакционноспособной из всех молекул. Энергия связи в молекуле Ы 2 -946 кДж/моль.

Прочностью молекул Ы 2 определяются нс только свойства этого вещества, но и поведение соединений азота. Они, как правило, не очень устойчивы, разлагаются при сравнительно слабом нагревании. Азот образует также неустойчивые соединения, являющиеся взрывчатыми веществами. Во всех случаях разложению соединений азота способствует образование устойчивых молекул Ы 2 .

Простой лабораторный способ получения азота заключается в разложении нитрита аммония при слабом нагревании соли как в виде твердого вещества, так и ее раствора:

Для проведения реакции в растворе можно взять часто используемые соли с теми же ионами - хлорид аммония и нитрит натрия:

При сгорании органических соединений азота также образуется простое вещество:

В промышленности азот получают из воздуха ректификацией при низкой температуре. Используется также азот воздуха после удаления кислорода химическими способами. В этом случае азот содержит примесь благородных газов. Азот используется в наибольшем количестве для синтеза аммиака. Инертность азота в обычных условиях позволяет применять его в качестве газообразной среды при проведении технологических процессов и в научных исследованиях.

У азота крайне мало реакций, способных идти при обычной температуре. Металл литий на воздухе реагирует одновременно и с кислородом, и с парами воды, и с азотом. Поверхность лития чернеет, так как на ней образуется нитрид лития:

Других реакций азота при обычной температуре не было известно до середины прошлого века. Настоящей сенсацией в химии явилось открытие реакций азота в водной среде с совместно осажденными гидроксидами двух металлов, один из которых является восстановителем, а другой несет каталитическую функцию. Гидроксид ванадия(П), осажденный с гидроксидом магния, реагирует следующим образом:

Получающееся соединение азота с водородом называется гидразин. По строению молекулы он аналогичен перекиси водорода:

Известно также вещество гидроксиламин КН 2 ОП, молекулы которого сочетают фрагменты гидразина и перекиси водорода:

При высокой температуре азот может реагировать со многими простыми веществами. С кислородом реакция идет при нагревании до 2000°С:

Реакция эндотермическая и обратимая, выход оксида азота(П) увеличивается при повышении температуры. В небольшом количестве N0 образуется в атмосфере при грозовых разрядах и при работе двигателей внутреннего сгорания.

Наибольшее практическое значение имеет реакция азота с водородом, о которой уже говорилось в параграфах 67 и 70. Напомним, что это экзотермическая реакция, и ее равновесие смещается влево при повышении температуры. Согласно уравнению реакции, из четырех молекул азота и водорода образуются две молекулы аммиака. Следовательно, при повышении давления равновесие смещается вправо. Выход продукта, определяемый положением равновесия реакции, зависит как от температуры, так и от давления. Эта зависимость показана на рис. 20.1. Возьмем на рисунке какую-либо точку, например, 450°С при давлении 600 атм. В этих условиях выход аммиака составляет 40%, что вполне приемлемо для этого процесса.

Однако устанавливается равновесие крайне медленно. Скорость реакции можно увеличить повышением температуры, но при этом быстро падает выход. Для дальнейшего повышения давления потребовалось бы применение более дорогого оборудования. Поэтому экономически приемлемое сочетание выхода продукта и скорости его образования может быть

достигнуто только при применении катализатора. Катализатор обычно удается создать в результате длительного экспериментального поиска. В этом процессе хорошим катализатором оказалось металлическое железо, активированное оксидами калия и алюминия. Теперь при промышленном получении аммиака применяют давления 300-500 атм (3 10 4 -5 -10 1 кПа) и температуру около 300°С. При этом выход аммиака составляет 10-20%. Однако смесь азота и водорода после отделения полученного аммиака может снова направляться в контактный аппарат с катализатором, и таким образом доля использования сырья повышается.

Рис. 20.1.

Принципиальная схема заводской установки для синтеза аммиака показана па рис. 20.2.

Рис. 20.2.

1 - компрессор; 2 - колонна синтеза; 3 - холодильник; 3 - сепаратор; 5 - сборник жидкого аммиака; в - циркуляционный насос

Очищенная от примесей газовая смесь, состоящая из одного объема азота и трех объемов водорода, сжимается компрессором 1 до 300 атм и поступает в колонну синтеза 2, заполненную катализатором, где и идет реакция образования аммиака. Перед запуском процесса колонну с катализатором нагревают электрическими нагревателями до 500°С. Далее температура поддерживается выделяющейся при реакции теплотой. После прохождения через колонну газы, содержащие до 20% аммиака, поступают в холодильник^, где из смеси газов, находящейся под большим давлением, конденсируется жидкий аммиак. Жидкость отделяется от газовой смеси в сепараторе 4. Отсюда аммиак перекачивается в сборник низкого давления 5 и далее поступает на склад. Неирореагировавшие газы перекачиваются насосом в для смешивания со свежей азото-водородной смесью. Смесь продолжает непрерывно поступать в колонну 2, где постоянно идет синтез аммиака.

В химии уже длительное время изучается возможность получения соединений азота при обычных температуре и давлении, так как применение устройств высокого давления дорого и опасно: они могут взрываться. Надежда на успех поддерживается тем, что известны микроорганизмы - нитробактерии , - имеющие фермент нитрогеназу , при участии которого азот восстанавливается в бактериальной клетке, превращаясь в необходимые органические соединения. По искусственно воспроизвести работу этих чрезвычайно сложных ферментов или похожих на них веществ пока не удается. Восстановление азота до гидразина по реакции с гидроксидами металлов также не удается осуществить в виде непрерывного процесса. Поэтому синтез аммиака, существенным недостатком которого является необходимость применения высокого давления, является пока самым лучшим источником получения соединений азота.

Азот реагирует с углеродом при горении вольтовой дуги с образованием газообразного вещества д и циана:

До промышленного освоения синтеза аммиака имела практическое значение реакция азота с карбидом кальция, продуктом которой является цианамид кальция Са=Ы-С=Ы (СаСЫ 2):

Для осуществления реакции азот пропускают через слой карбида кальция, сильно нагретый в каком-то одном месте. В этом месте возникает реакция, сопровождающаяся выделением теплоты. Масса окружающего вещества нагревается, в нем тоже происходит процесс поглощения азота. В итоге в реакцию вступает весь помещенный в аппарат карбид кальция.

Полученный таким образом цианамид кальция гидролизуют перегретым водяным паром:

Этот способ получения аммиака в настоящее время вытеснен синтезом его из водорода и азота.

При высокой температуре азот реагирует со многими металлами и сплавами, образуя нитриды металлов. Иногда образование нитрида в поверхностном слое придает сплаву дополнительную твердость. В некоторых случаях металл приходится изолировать от воздействия азота. Например, листы титана сваривают в атмосфере аргона во избежание образования нитрида титана.

Азот

АЗО́Т -а; м. [франц. azote от греч. an- - не-, без- и zōtikos - дающий жизнь]. Химический элемент (N), газ без цвета и запаха, не поддерживающий дыхания и горения (составляет основную по объёму и массе часть воздуха, является одним из главных элементов питания растений).

◁ Азо́тный, -ая, -ое. А-ая кислота. А-ые удобрения. Азо́тистый, -ая, -ое. А-ая кислота.

азо́т

(лат. Nitrogenium), химический элемент V группы периодической системы. Название от греч. а... - отрицательная приставка, и zōē - жизнь (не поддерживает дыхания и горения). Свободный азот состоит из 2-атомных молекул (N 2); газ без цвета и запаха; плотность 1,25 г/л, t пл –210ºC, t кип –195,8ºC. Химически весьма инертен, однако реагирует с комплексными соединениями переходных металлов. Основной компонент воздуха (78,09% объёма), разделением которого получают промышленный азот (более 3 / 4 идёт на синтез аммиака). Применяется как инертная среда для многих технологических процессов; жидкий азот - хладагент. Азот - один из основных биогенных элементов, входящий в состав белков и нуклеиновых кислот.

АЗОТ

АЗО́Т (лат. Nitrogenium - рождающий селитры), N (читается «эн»), химический элемент второго периода VA группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. В свободном виде - газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Состоит из двухатомных молекул N 2 , обладающих высокой прочностью. Относится к неметаллам.
Природный азот состоит из стабильных нуклидов (см. НУКЛИД) 14 N (содержание в смеси 99,635% по массе) и 15 N. Конфигурация внешнего электронного слоя 2s 2 2р 3 . Радиус нейтрального атома азота 0,074 нм, радиус ионов: N 3- - 0,132 , N 3+ - 0,030 и N 5+ - 0,027 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома азота равны, соответственно, 14,53, 29,60, 47,45, 77,47 и 97,89 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность азота 3,05.
История открытия
Открыт в 1772 шотландским ученым Д. Резерфордом в составе продуктов сжигания угля, серы и фосфора как газ, непригодный для дыхания и горения («удушливый воздух») и в отличие от CO 2 не поглощаемый раствором щелочи. Вскоре французский химик А. Л. Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) пришел к выводу, что «удушливый» газ входит в состав атмосферного воздуха, и предложил для него название «azote» (от греч. azoos - безжизненный). В 1784 английский физик и химик Г. Кавендиш (см. КАВЕНДИШ Генри) установил присутствие азота в селитре (отсюда латинское название азота, предложенное в 1790 французским химиком Ж. Шанталем).
Нахождение в природе
В природе свободный (молекулярный) азот входит в состав атмосферного воздуха (в воздухе 78,09% по объему и 75,6% по массе азота), а в связанном виде - в состав двух селитр: натриевой NaNO 3 (встречается в Чили, отсюда название чилийская селитра (см. ЧИЛИЙСКАЯ СЕЛИТРА) ) и калиевой KNO 3 (встречается в Индии, отсюда название индийская селитра) - и ряда других соединений. По распространенности в земной коре азот занимает 17-е место, на его долю приходится 0,0019% земной коры по массе. Несмотря на свое название, азот присутствует во всех живых организмах (1-3% на сухую массу), являясь важнейшим биогенным элементом (см. БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ) . Он входит в состав молекул белков, нуклеиновых кислот, коферментов, гемоглобина, хлорофилла и многих других биологически активных веществ. Некоторые, так называемые азотфиксирующие, микроорганизмы способны усваивать молекулярный азот воздуха, переводя его в соединения, доступные для использования другими организмами (см. Азотфиксация (см. АЗОТФИКСАЦИЯ) ). Превращения соединений азота в живых клетках - важнейшая часть обмена веществ у всех организмов.
Получение
В промышленности азот получают из воздуха. Для этого воздух сначала охлаждают, сжижают, а жидкий воздух подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения азота немного ниже (-195,8 °C), чем другого компонента воздуха - кислорода (-182,9 °C), поэтому при осторожном нагревании жидкого воздуха азот испаряется первым. Потребителям газообразный азот поставляют в сжатом виде (150 атм. или 15 МПа) в черных баллонах, имеющих желтую надпись «азот». Хранят жидкий азот в сосудах Дьюара (см. ДЬЮАРА СОСУД) .
В лаборатории чистый («химический») азот получают, добавляя при нагревании насыщенный раствор хлорида аммония NH 4 Cl к твердому нитриту натрия NaNO 2:
NaNO 2 + NH 4 Cl = NaCl + N 2 + 2H 2 O.
Можно также нагревать твердый нитрит аммония:
NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O.
Физические и химические свойства
Плотность газообразного азота при 0 °C 1,25046 г/дм 3 , жидкого азота (при температуре кипения) - 0,808 кг/дм 3 . Газообразный азот при нормальном давлении при температуре –195,8 °C переходит в бесцветную жидкость, а при температуре –210,0 °C - в белое твердое вещество. В твердом состоянии существует в виде двух полиморфных модификаций: ниже –237,54 °C устойчива форма с кубической решеткой, выше - с гексагональной.
Критическая температура азота –146,95 °C, критическое давление 3,9МПа, тройная точка лежит при температуре –210,0 °C и давлении 125,03 гПа, из чего следует, что азот при комнатной температуре ни при каком, даже очень высоком давлении, нельзя превратить в жидкость.
Теплота испарения жидкого азота 199,3 кДж/кг (при температуре кипения), теплота плавления азота 25,5 кДж/кг (при температуре –210 °C).
Энергия связи атомов в молекуле N 2 очень велика и составляет 941,6 кДж/моль. Расстояние между центрами атомов в молекуле 0,110 нм. Это свидетельствует о том, что связь между атомами азота тройная. Высокая прочность молекулы N 2 может быть объяснена в рамках метода молекулярных орбиталей. Энергетическая схема заполнения молекулярных орбиталей в молекуле N 2 показывает, что электронами в ней заполнены только связывающие s- и p-орбитали. Молекула азота немагнитна (диамагнитна).
Из-за высокой прочности молекулы N 2 процессы разложения различных соединений азота (в том числе и печально знаменитого взрывчатого вещества гексогена (см. ГЕКСОГЕН) ) при нагревании, ударах и т. д. приводят к образованию молекул N 2 . Так как объем образовавшегося газа значительно больше, чем объем исходного взрывчатого вещества, гремит взрыв.
Химически азот довольно инертен и при комнатной температуре реагирует только с металлом литием (см. ЛИТИЙ) с образованием твердого нитрида лития Li 3 N. В соединениях проявляет различные степени окисления (от –3 до +5). С водородом образует аммиак (см. АММИАК) NH 3 . Косвенным путем (не из простых веществ) получают гидразин (см. ГИДРАЗИН) N 2 H 4 и азотистоводородную кислоту HN 3 . Соли этой кислоты - азиды (см. АЗИДЫ) . Азид свинца Pb(N 3) 2 разлагается при ударе, поэтому его используют как детонатор, например, в капсюлях патронов.
Известно несколько оксидов азота (см. АЗОТА ОКСИДЫ) . С галогенами азот непосредственно не реагирует, косвенными путями получены NF 3 , NCl 3 , NBr 3 и NI 3 , а также несколько оксигалогенидов (соединений, в состав которых, кроме азота, входят атомы и галогена, и кислорода, например, NOF 3).
Галогениды азота неустойчивы и легко разлагаются при нагревании (некоторые - при хранении) на простые вещества. Так, NI 3 выпадает в осадок при сливании водных растворов аммиака и иодной настойки. Уже при легком сотрясении сухой NI 3 взрывается:
2NI 3 = N 2 + 3I 2 .
Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами.
При нагревании азот реагирует с магнием и щелочноземельными металлами, при этом возникают солеобразные нитриды общей формулы М 3 N 2 , которые разлагаются водой с образованием соответствующих гидроксидов и аммиака, например:
Са 3 N 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3 .
Аналогично ведут себя и нитриды щелочных металлов. Взаимодействие азота с переходными металлами приводит к образованию твердых металлоподобных нитридов различного состава. Например, при взаимодействии железа и азота образуются нитриды железа состава Fe 2 N и Fe 4 N. При нагревании азота с ацетиленом C 2 H 2 может быть получен цианистый водород HCN.
Из сложных неорганических соединений азота наибольшее значение имеют азотная кислота (см. АЗОТНАЯ КИСЛОТА) HNO 3 , ее соли нитраты (см. НИТРАТЫ) , а также азотистая кислота HNO 2 и ее соли нитриты (см. НИТРИТЫ) .
Применение
В промышленности газ азот используют главным образом для получения аммиака (см. АММИАК) . Как химически инертный газ азот применяют для обеспечения инертной среды в различных химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей. Жидкий азот широко используют как хладагент (см. ХЛАДАГЕНТ) , его применяют в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения (см. МИНЕРАЛЬНЫЕ УДОБРЕНИЯ) .

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "азот" в других словарях:

- (N) химический элемент, газ, без цвета, вкуса и запаха; составляет 4/5 (79 %) воздуха; уд. вес 0,972; атомный вес 14; сгущается в жидкость при 140 °С. и давлении 200 атмосфер; составная часть многих растительных и животных веществ. Словарь… … Словарь иностранных слов русского языка

АЗОТ - АЗОТ, хим. элемент, симв. N (франц. AZ), порядковый номер 7, ат. в. 14,008; точка кипения 195,7°; 1 л А. при 0° и 760 мм давл. весит 1,2508 г [лат. Nitrogenium («порождающий селитру»), нем. Stickstoff («удушающее… … Большая медицинская энциклопедия

- (лат. Nitrogenium) N, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. Название от греческой a отрицательная приставка и zoe жизнь (не поддерживает дыхания и горения). Свободный азот состоит из 2 атомных… … Большой Энциклопедический словарь

азот - а м. azote m. <араб. 1787. Лексис.1. алхим. Первая материя металлов металлическая ртуть. Сл. 18. Пустился он <парацельс> на конец по свету, предлагая всем за весьма умеренную цену свой Лауданум и свой Азот, для изцеления всех возможных… … Исторический словарь галлицизмов русского языка

- (Nitrogenium), N, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; газ, tкип 195,80 шС. Азот основной компонент воздуха (78,09% по объему), входит в состав всех живых организмов (в организме человека… … Современная энциклопедия

Азот - (Nitrogenium), N, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; газ, tкип 195,80 °С. Азот основной компонент воздуха (78,09% по объему), входит в состав всех живых организмов (в организме человека… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

- (хим. знак N, атомный вес 14) один из химических элементов;бесцветный газ, не имеющий ни запаха, ни вкуса; очень мало растворим вводе. Удельный вес его 0.972. Пикте в Женеве и Кальете в Париже удалосьсгустить азот, подвергая его высокому давлению … Энциклопедия Брокгауза и Ефрона

N (лат. Nitrogenium * a. nitrogen; н. Stickstoff; ф. azote, nitrogene; и. nitrogeno), хим. элемент V группы периодич. системы Mенделеева, ат.н. 7, ат. м. 14,0067. Oткрыт в 1772 англ. исследователем Д. Pезерфордом. При обычных условиях A.… … Геологическая энциклопедия

Муж., хим. основание, главная стихия селитры; селитротвор, селитрород, селитряк; он же главная, по количеству, составная часть нашего воздуха (азота 79 объемов, кислорода 21). Азотистый, азотный, азотовый, азот в себе содержащий. Химики различают … Толковый словарь Даля

Органоген, нитроген Словарь русских синонимов. азот сущ., кол во синонимов: 8 газ (55) неметалл … Словарь синонимов

Азот - это газ, который гасит пламя, так как не горит и не поддерживает горения. Его получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, хранят под давлением в стальных баллонах. Азот применяют, в основном, для производства аммиака и цианамида кальция, а… … Официальная терминология

Книги

• Тесты по химии. Азот и фосфор. Углерод и кремний. Металлы. 9 класс (К учебнику Г. Е. Рудзитиса, Ф. Г. Фельдмана "Химия. 9 класс" . , Боровских Т.. Данное пособие полностью соответствует федеральному государственному образовательному стандарту (второго поколения). Пособие включает тесты, охватывающие темы учебника Г. Е. Рудзитиса, Ф. Г.…

Азот (общие сведения)

Азот

Краткая информация

Азо́т - элемент 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Менделеева Д. И., с атомным номером 7.

Общие сведения об азоте

Азот является самым распространенным газом в составе атмосферы Земли. Иными словами, окружающий нас воздух на три четверти состоит именно из азота, а не из кислорода. В периодической системе химических элементов Менделеева азот обозначается символом N (от латинского Nitrogenium), имеет атомный номер 7 и занимает место в 15-ой группе. В нормальных условиях азот представляет собой двухатомный и весьма инертный газ. Он не обладает цветом, вкусом и запахом, следовательно, не ощутим для человека. Формула газа азота N2; именно в таком молекулярном состоянии он на три четверти заполняет атмосферу нашей планеты.

История открытия

В конце XVIII столетия сразу несколько ученых вплотную подошли к открытию нового химического элемента, свойства которого наукой еще не были изучены. Так, Генри Кавендиш в 1772 году осуществил следующий эксперимент: он неоднократно пропустил воздух над раскалённым углём, обработал уголь щелочным раствором и в конечном счете получил остаток нового вещества. Химик назвал этот остаток «удушливым воздухом». Кавендиш по факту получил азот – новый химический элемент, но догадаться об этом он не смог. В том же году эксперименты по получению «удушливого воздуха» продолжил друг Кавендиша профессор Пристли. Он также многократно получал в ходе своих опытов азот, но ошибочно предполагал, что этот газ кислород. Поэтому ни один из двух ученых первооткрывателями азота не считаются.

Параллельно с этими опытами свои собственные эксперименты поставил в том же 1772 году Даниэль Резерфорд. Именно он в магистерской работе правильно описал основные свойства азота. В частности, то, что он не пригоден для дыхания, не вступает в реакцию с щелочами и не поддерживает процесс горения. Чаще всего именно Резерфорда называют открывателем азота.

Свойства азота

Физические свойства азота в нормальных условиях характеризуют его как бесцветный газ, не имеющий запаха и не ощутимый органами чувств человека. Азот слабо растворим в воде, обладает плотностью 1,2506 кг/м 3 . В жидком состоянии азот представляет собой бесцветную и подвижную жидкость, визуально похожую на воду. При температуре −195,8 °C закипает. Плотность жидкого азота уменьшается до 808 кг/м 3 . При −209,86 °C азот переходит в твердое агрегатное состояние, приобретая вид ярко-белых кристаллов больших размеров.

Свободное состояние азота представляет собой двухатомную молекулу N2 с тройной связью между молекулами. Эта связь делает молекулу азота чрезвычайно прочной, и в обычных условиях диссоциации молекул практически не отмечается. В результате азот является очень инертным газом: практически не вступает в химические реакции с другими веществами и в нормальных условиях находится в свободно состоянии. Силы межмолекулярного взаимодействия крайне слабые, вот почему при нормальных условиях азот представляет собой газ, а не жидкость или твердое вещество.

Интересные факты об азоте

Название азот, что значит «лишенный жизни», появилось с легкой руки Антуана Лавуазье в конце XVIII века, когда экспериментально было установлено, что азот не может поддерживать дыхание и горение. Теперь же мы знаем, что, будучи «безжизненным» по названию, азот чрезвычайно важен для поддержания жизни всех существ. Латинское название азота «нитрогениум» переводится как «селитру рождающий» и напоминает о важнейшем значении этого элемента для промышленности.

Все живые организмы усваивать азот в чистом виде не могут. Необходимое его количество мы усваиваем через белковую пищу. Когда человек дышит, то вдыхает содержащийся в воздухе азот. Он никак не усваивается легкими (в отличие от кислорода), поэтому в нашем выдохе в основном присутствует азот. Удивительно, но как раз обилие азота в атмосфере помогает нам не потреблять кислород в количествах, смертельных для организма человека.

В фантастике распространен сюжет о заморозке азотом живых существ, дабы сохранить их для будущих поколений. В реальности современные ученые этого сделать не могут, поскольку заморозка жидким азотом происходит медленно, и организм погибает раньше, чем успевает «правильно» замерзнуть.

Применение азота

Применение азота в промышленном производстве обуславливается его высокими инертными свойствами. Жидкий азот используется в качестве промышленного хладагента. Азот в газообразном состоянии используют как антиокислитель. Поскольку чистым газообразным азотом можно заместить воздух (в составе которого окислитель — кислород), то азотом продувают полости в электротехнической промышленности и в машиностроении как таковом. С его помощью продувают резервуары и трубопроводы, контролируют их работу при большом давлении внутри резервуара.

Азот является сырьем для синтеза важных азотосодержащих соединений. К таким относятся азотные удобрения, которые вместе с фосфорными и калийными удобрениями незаменимы в растениеводстве. Азот является составной частью аммиака, который используется в холодильном оборудовании, в качестве промышленного растворителя, в медицине и вообще является важнейшим химическим сырьем. Производство большинства взрывчатых веществ на планете базируется на химических свойствах кислорода и азота.

Азот можно встретить и в пищевой промышленности как пищевую добавку E941. Газообразный азот необходим для заполнения шинных камер для шасси самолетов. Сейчас стало модным заполнять шины азотом и в среде автолюбителей, хотя научных доказательств эффективности такого использования пока не приведено. Азот и другие газы нашли широкое применение в медицине: как в области создания новых лекарственных препаратов и методик, так и при изготовлении высокоточного медицинского оборудования.

Ведущим поставщиком газов в Украине на сегодня считается компания «DP Air Gas».