Соединения азота. Свойства азота

Азот – это химический элемент с атомным номером 7. Является газом без запаха, вкуса и цвета.


Таким образом, человек не ощущает присутствия азота в земной атмосфере, между тем как она состоит из этого вещества на 78 процентов. Азот относится к самым распространенным веществам на нашей планете. Часто можно слышать, что без азота не было бы , и это правда. Ведь белковые соединения, из которых состоит все живое, обязательно содержат в себе азот.

Азот в природе

Азот находится в атмосфере в виде молекул, состоящих из двух атомов. Помимо атмосферы, азот есть в мантии Земли и в гумусном слое почвы. Основной источник азота для промышленного производства – это полезные ископаемые.

Однако в последние десятилетия, когда запасы минералов стали истощаться, возникла острая необходимость выделения азота из воздуха в промышленных масштабах. В настоящее время эта проблема решена, и огромные объемы азота для нужд промышленности добываются из атмосферы.

Роль азота в биологии, круговорот азота

На Земле азот претерпевает ряд трансформаций, в которых участвуют и биотические (связанные с жизнью) и абиотические факторы. Из атмосферы и почвы азот поступает в растения, причем не напрямую, а через микроорганизмы. Азотфиксирующие бактерии удерживают и перерабатывают азот, превращая его в форму, легко усваиваемую растениями. В организме растений азот переходит в состав сложных соединений, в частности – белков.

По пищевой цепи эти вещества попадают в организмы травоядных, а затем – хищников. После гибели всего живого азот вновь попадает в почву, где подвергается разложению (аммонификации и денитрификации). Азот фиксируется в грунте, минералах, воде, попадает в атмосферу, и круг повторяется.

Применение азота

После открытия азота (это произошло в 18-м столетии), были хорошо изучены свойства самого вещества, его соединений, возможности использования в хозяйстве. Поскольку запасы азота на нашей планете огромны, данный элемент стал использоваться крайне активно.


Чистый азот применяется в жидком или газообразном виде. Жидкий азот имеет температуру минус 196 градусов по Цельсию и применяется в следующих областях:

— в медицине. Жидкий азот является хладагентом при процедурах криотерапии, то есть лечения холодом. Мгновенная заморозка применяется для удаления различных новообразований. В жидком азоте хранят образцы тканей и живые клетки (в частности – сперматозоиды и яйцеклетки). Низкая температура позволяет сохранить биоматериал в течение длительного времени, а затем разморозить и использовать.

Возможность хранить в жидком азоте целые живые организмы, а при необходимости размораживать их без всякого вреда высказана писателями-фантастами. Однако в реальности освоить эту технологию пока не удалось;

— в пищевой промышленности жидкий азот используется при розливе жидкостей для создания инертной среды в таре.

Вообще азот применяется в тех областях, где необходима газообразная среда без кислорода, например,

— в пожаротушении . Азот вытесняет кислород, без которого процессы горения не поддерживаются и огонь затухает.

Газообразный азот нашел применение в таких отраслях:

— производство продуктов питания . Азот используется как инертная газовая среда для сохранения свежести продуктов в упаковке;

— в нефтедобывающей промышленности и горном деле . Азотом продувают трубопроводы и резервуары, его нагнетают в шахты для формирования взрывобезопасной газовой среды;

— в самолетостроении азотом накачивают шины шасси.

Все вышесказанное относится к применению чистого азота, но не стоит забывать, что этот элемент является исходным сырьем для производства массы всевозможных соединений:

— аммиак. Чрезвычайно востребованное вещество с содержанием азота. Аммиак идет на производство удобрений, полимеров, соды, азотной кислоты. Сам по себе применяется в медицине, изготовлении холодильной техники;

— азотные удобрения;

— взрывчатые вещества;

— красители и т.д.


Азот – не только один из наиболее распространенных химических элементов, но и очень нужный компонент, применяемый во многих отраслях человеческой деятельности.

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↓

Содержание статьи

АЗОТ, N (nitrogenium), химический элемент (ат. номер 7) VA подгруппы периодической системы элементов. Атмосфера Земли содержит 78% (об.) азота. Чтобы показать, как велики эти запасы азота, отметим, что в атмосфере над каждым квадратным километром земной поверхности находится столько азота, что из него можно получить до 50 млн. т нитрата натрия или 10 млн. т аммиака (соединение азота с водородом), и все же это составляет малую долю азота, содержащегося в земной коре. Существование свободного азота свидетельствует о его инертности и трудности взаимодействия с другими элементами при обычной температуре. Связанный азот входит в состав как органической, так и неорганической материи. Растительный и животный мир содержит азот, связанный с углеродом и кислородом в белках. Помимо этого, известны и могут быть получены в больших количествах азотсодержащие неорганические соединения, такие, как нитраты (NO 3 –), нитриты (NO 2 –), цианиды (CN –), нитриды (N 3–) и азиды (N 3 –).

Историческая справка.

Опыты А.Лавуазье, посвященные исследованию роли атмосферы в поддержании жизни и процессов горения, подтвердили существование относительно инертного вещества в атмосфере. Не установив элементную природу остающегося после сгорания газа, Лавуазье назвал его azote, что на древнегреческом означает «безжизненный». В 1772 Д.Резерфорд из Эдинбурга установил, что этот газ является элементом, и назвал его «вредный воздух». Латинское название азота происходит от греческих слов nitron и gen, что означает «образующий селитру».

Фиксация азота и азотный цикл.

Термин «фиксация азота» означает процесс связывания атмосферного азота N 2 . В природе это может происходить двумя путями: либо бобовые растения, например горох, клевер и соя, накапливают на своих корнях клубеньки, в которых бактерии, фиксирующие азот, превращают его в нитраты, либо происходит окисление атмосферного азота кислородом в условиях разряда молнии. С.Аррениус установил, что таким способом фиксируется до 400 млн. т азота ежегодно. В атмосфере оксиды азота соединяются с дождевой водой, образуя азотную и азотистую кислоты. Кроме того, установлено, что с дождем и снегом на каждый гектар земли попадает ок. 6700 г азота; достигая почвы, они превращаются в нитриты и нитраты. Растения используют нитраты для образования растительных белковых веществ. Животные, питаясь этими растениями, усваивают белковые вещества растений и превращают их в животные белки. После смерти животных и растений происходит их разложение, азотные соединения превращаются в аммиак. Аммиак используется двумя путями: бактерии, не образующие нитратов, разрушают его до элементов, выделяя азот и водород, а другие бактерии образуют из него нитриты, которые другими бактериями окисляются до нитратов. Таким образом происходит круговорот азота в природе, или азотный цикл.

Строение ядра и электронных оболочек.

В природе существуют два стабильных изотопа азота: с массовым числом 14 ( содержит 7 протонов и 7 нейтронов) и с массовым числом 15 ( содержит 7 протонов и 8 нейтронов). Их соотношение составляет 99,635:0,365, поэтому атомная масса азота равна 14,008. Нестабильные изотопы азота 12 N, 13 N, 16 N, 17 N получены искусственно. Схематически электронное строение атома азота таково: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . Следовательно, на внешней (второй) электронной оболочке находится 5 электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей; орбитали азота могут также принимать электроны, т.е. возможно образование соединений со степенью окисления от (–III) до (V), и они известны.

Молекулярный азот.

Из определений плотности газа установлено, что молекула азота двухатомна, т.е. молекулярная формула азота имеет вид Nє N (или N 2). У двух атомов азота три внешних 2p -электрона каждого атома образуют тройную связь:N:::N:, формируя электронные пары. Измеренное межатомное расстояние N–N равно 1,095 Å. Как и в случае с водородом (см . ВОДОРОД) , существуют молекулы азота с различным спином ядра – симметричные и антисимметричные. При обычной температуре соотношение симметричной и антисимметричной форм равно 2:1. В твердом состоянии известны две модификации азота: a – кубическая и b – гексагональная с температурой перехода a ® b –237,39° С. Модификация b плавится при –209,96° С и кипит при –195,78° C при 1 атм (см . табл. 1).

Энергия диссоциации моля (28,016 г или 6,023Ч 10 23 молекул) молекулярного азота на атомы (N 2 2N) равна примерно –225 ккал. Поэтому атомарный азот может образовываться при тихом электрическом разряде и химически более активен, чем молекулярный азот.

Получение и применение.

Способ получения элементного азота зависит от требуемой его чистоты. В огромных количествах азот получают для синтеза аммиака, при этом допустимы небольшие примеси благородных газов.

Азот из атмосферы.

Экономически выделение азота из атмосферы обусловлено дешевизной метода сжижения очищенного воздуха (пары воды, CO 2 , пыль, другие примеси удалены). Последовательные циклы сжатия, охлаждения и расширения такого воздуха приводят к его сжижению. Жидкий воздух подвергают фракционной перегонке при медленном подъеме температуры. Первыми выделяются благородные газы, затем азот, и остается жидкий кислород. Очистка достигается многократностью процессов фракционирования. Таким методом производят многие миллионы тонн азота ежегодно, преимущественно для синтеза аммиака, который является исходным сырьем в технологии производства различных азотсодержащих соединений для промышленности и сельского хозяйства. Кроме того, очищенную азотную атмосферу часто используют, когда недопустимо присутствие кислорода.

Лабораторные способы.

Азот в небольших количествах можно получать в лаборатории разными способами, окисляя аммиак или ион аммония, например:

Очень удобен процесс окисления иона аммония нитрит-ионом:

Известны и другие способы – разложение азидов при нагревании, разложение аммиака оксидом меди(II), взаимодействие нитритов с сульфаминовой кислотой или мочевиной:

При каталитическом разложении аммиака при высокой температуре тоже можно получить азот:

Физические свойства.

Некоторые физические свойства азота приведены в табл. 1.

Химические свойства.

Как уже было отмечено, преобладающим свойством азота при обычных условиях температуры и давления является его инертность, или малая химическая активность. Электронная структура азота содержит электронную пару на 2s -уровне и три наполовину заполненные 2р -орбитали, поэтому один атом азота может связывать не более четырех других атомов, т.е. его координационное число равно четырем. Небольшой размер атома также ограничивает количество атомов или групп атомов, которые могут быть связаны с ним. Поэтому многие соединения других членов подгруппы VA либо вовсе не имеют аналогов среди соединений азота, либо аналогичные соединения азота оказываются нестабильными. Так, PCl 5 – стабильное соединение, а NCl 5 не существует. Атом азота способен связываться с другим атомом азота, образуя несколько достаточно стабильных соединений, такие, как гидразин N 2 H 4 и азиды металлов MN 3 . Такой тип связи необычен для химических элементов (за исключением углерода и кремния). При повышенных температурах азот реагирует со многими металлами, образуя частично ионные нитриды M x N y . В этих соединениях азот заряжен отрицательно. В табл. 2 приведены степени окисления и примеры соответствующих соединений.

Нитриды.

Соединения азота с более электроположительными элементами, металлами и неметаллами – нитриды – похожи на карбиды и гидриды. Их можно разделить в зависимости от характера связи M–N на ионные, ковалентные и с промежуточным типом связи. Как правило, это кристаллические вещества.

Ионные нитриды.

Связь в этих соединениях предполагает переход электронов от металла к азоту с образованием иона N 3– . К таким нитридам относятся Li 3 N, Mg 3 N 2 , Zn 3 N 2 и Cu 3 N 2 . Кроме лития, другие щелочные металлы IA подгруппы нитридов не образуют. Ионные нитриды имеют высокие температуры плавления, реагируют с водой, образуя NH 3 и гидроксиды металлов.

Ковалентные нитриды.

Когда электроны азота участвуют в образовании связи совместно с электронами другого элемента без перехода их от азота к другому атому, образуются нитриды с ковалентной связью. Нитриды водорода (например, аммиак и гидразин) полностью ковалентны, как и галогениды азота (NF 3 и NCl 3). К ковалентным нитридам относятся, например, Si 3 N 4 , P 3 N 5 и BN – высокостабильные белые вещества, причем BN имеет две аллотропные модификации: гексагональную и алмазоподобную. Последняя образуется при высоких давлениях и температурах и имеет твердость, близкую к твердости алмаза.

Нитриды с промежуточным типом связи.

Переходные элементы в реакции с NH 3 при высокой температуре образуют необычный класс соединений, в которых атомы азота распределены между регулярно расположенными атомами металла. В этих соединениях нет четкого смещения электронов. Примеры таких нитридов – Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2 . Эти соединения, как правило, совершенно инертны и обладают хорошей электрической проводимостью.

Водородные соединения азота.

Азот и водород взаимодействуют, образуя соединения, отдаленно напоминающие углеводороды . Стабильность азотоводородов уменьшается с увеличением числа атомов азота в цепи в отличие от углеводородов, которые устойчивы и в длинных цепях. Наиболее важные нитриды водорода – аммиак NH 3 и гидразин N 2 H 4 . К ним относится также азотистоводородная кислота HNNN (HN 3).

Аммиак NH3.

Аммиак – один из наиболее важных промышленных продуктов современной экономики. В конце 20 в. США производили ок. 13 млн. т аммиака ежегодно (в пересчете на безводный аммиак).

Строение молекулы.

Молекула NH 3 имеет почти пирамидальное строение. Угол связи H–N–H составляет 107° , что близко к величине тетраэдрического угла 109° . Неподеленная электронная пара эквивалентна присоединенной группе, в результате координационное число азота равно 4 и азот располагается в центре тетраэдра.

Cвойства аммиака.

Некоторые физические свойств аммиака в сравнении с водой приведены в табл. 3.

Температуры кипения и плавления у аммиака намного ниже, чем у воды, несмотря на близость молекулярных масс и сходство строения молекул. Это объясняется относительно большей прочностью межмолекулярных связей у воды, чем у аммиака (такая межмолекулярная связь называется водородной).

Аммиак как растворитель.

Высокая диэлектрическая проницаемость и дипольный момент жидкого аммиака позволяют использовать его как растворитель для полярных или ионных неорганических веществ. Аммиак-растворитель занимает промежуточное положение между водой и органическими растворителями типа этилового спирта. Щелочные и щелочноземельные металлы растворяются в аммиаке, образуя темносиние растворы. Можно полагать, что в растворе происходит сольватация и ионизация валентных электронов по схеме

Синий цвет связывают с сольватацией и движением электронов или с подвижностью «дырок» в жидкости. При высокой концентрации натрия в жидком аммиаке раствор принимает бронзовую окраску и отличается высокой электропроводностью. Несвязанный щелочной металл можно выделить из такого раствора испарением аммиака или добавлением хлорида натрия. Растворы металлов в аммиаке являются хорошими восстановителями. В жидком аммиаке происходит автоионизация

аналогично процессу, протекающему в воде:

Некоторые химические свойства обеих систем сопоставлены в табл. 4.

Жидкий аммиак как растворитель имеет преимущество в некоторых случаях, когда невозможно проводить реакции в воде из-за быстрого взаимодействия компонентов с водой (например, окисление и восстановление). Например, в жидком аммиаке кальций реагирует с KCl с образованием CaCl 2 и K, поскольку CaCl 2 нерастворим в жидком аммиаке, а К растворим, и реакция протекает полностью. В воде такая реакция невозможна из-за быстрого взаимодействия Ca с водой.

Получение аммиака.

Газообразный NH 3 выделяется из солей аммония при действии сильного основания, например, NaOH:

Метод применим в лабораторных условиях. Небольшие производства аммиака основаны также на гидролизе нитридов, например Mg 3 N 2 , водой. Цианамид кальция CaCN 2 при взаимодействии с водой также образует аммиак. Основным промышленным методом получения аммиака является каталитический синтез его из атмосферного азота и водорода при высоких температуре и давлении:

Водород для этого синтеза получают термическим крекингом углеводородов, действием паров воды на уголь или железо, разложением спиртов парами воды или электролизом воды. На синтез аммиака получено множество патентов, отличающихся условиями проведения процесса (температура, давление, катализатор). Существует способ промышленного получения при термической перегонке угля. С технологической разработкой синтеза аммиака связаны имена Ф.Габера и К.Боша.

Химические свойства аммиака.

Кроме реакций, упомянутых в табл. 4, аммиак реагирует с водой, образуя соединение NH 3 Ч H 2 O, которое часто ошибочно считают гидроксидом аммония NH 4 OH; в действительности существование NH 4 OH в растворе не доказано. Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») состоит преимущественно из NH 3 , H 2 O и и малых концентраций ионов NH 4 + и OH – , образующихся при диссоциации

Основной характер аммиака объясняется наличием неподеленной электронной пары азота:NH 3 . Поэтому NH 3 – это основание Льюиса, которое имеет высшую нуклеофильную активность, проявляемую в форме ассоциации с протоном, или ядром атома водорода:

Любые ион или молекула, способные принимать электронную пару (электрофильное соединение), будут взаимодействовать с NH 3 с образованием координационного соединения. Например:

Символ M n + представляет ион переходного металла (B-подгруппы периодической таблицы, например, Cu 2+ , Mn 2+ и др.). Любая протонная (т.е. Н-содержащая) кислота реагирует с аммиаком в водном растворе с образованием солей аммония, таких, как нитрат аммония NH 4 NO 3 , хлорид аммония NH 4 Cl, сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 , фосфат аммония (NH 4) 3 PO 4 . Эти соли широко применяются в сельском хозяйстве как удобрения для введения азота в почву. Нитрат аммония кроме того применяют как недорогое взрывчатое вещество; впервые оно было применено с нефтяным топливом (дизельным маслом). Водный раствор аммиака применяют непосредственно для введения в почву или с орошающей водой. Мочевина NH 2 CONH 2 , получаемая синтезом из аммиака и углекислого газа, также является удобрением. Газообразный аммиак реагирует с металлами типа Na и K с образованием амидов:

Аммиак реагирует с гидридами и нитридами также с образованием амидов:

Амиды щелочных металлов (например, NaNH 2) реагируют с N 2 O при нагревании, образуя азиды:

Газообразный NH 3 восстанавливает оксиды тяжелых металлов до металлов при высокой температуре, по-видимому, благодаря водороду, образующемуся в результате разложения аммиака на N 2 и H 2:

Атомы водорода в молекуле NH 3 могут замещаться на галоген. Иод реагирует с концентрированным раствором NH 3 , образуя смесь веществ, содержащую NI 3 . Это вещество очень неустойчиво и взрывается при малейшем механическом воздействии. При реакции NH 3 c Cl 2 образуются хлорамины NCl 3 , NHCl 2 и NH 2 Cl. При воздействии на аммиак гипохлорита натрия NaOCl (образуется из NaOH и Cl 2) конечным продуктом является гидразин:

Гидразин.

Приведенные выше реакции представляют собой способ получения моногидрата гидразина состава N 2 H 4 Ч H 2 O. Безводный гидразин образуется при специальной перегонке моногидрата с BaO или другими водоотнимающими веществами. По свойствам гидразин слегка напоминает пероксид водорода H 2 O 2 . Чистый безводный гидразин – бесцветная гигроскопичная жидкость, кипящая при 113,5° C; хорошо растворяется в воде, образуя слабое основание

В кислой среде (H +) гидразин образует растворимые соли гидразония типа + X – . Легкость, с которой гидразин и некоторые его производные (например, метилгидразин) реагируют с кислородом, позволяет использовать его в качестве компонента жидкого ракетного топлива. Гидразин и все его производные сильно ядовиты.

Оксиды азота.

В соединениях с кислородом азот проявляет все степени окисления, образуя оксиды: N 2 O, NO, N 2 O 3 , NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5 . Имеется скудная информация об образовании пероксидов азота (NO 3 , NO 4). 2HNO 2 . Чистый N 2 O 3 может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (–20

При комнатной температуре NO 2 – газ темнокоричневого цвета, обладает магнитными свойствами благодаря наличию неспаренного электрона. При температурах ниже 0° C молекула NO 2 димеризуется в тетраоксид диазота, причем при –9,3° C димеризация протекает полностью: 2NO 2 N 2 O 4 . В жидком состоянии недимеризовано только 1% NO 2 , а при 100° C остается в виде димера 10% N 2 O 4 .

NO 2 (или N 2 O 4) реагирует в теплой воде с образованием азотной кислоты: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Технология NO 2 поэтому очень существенна как промежуточная стадия получения промышленно важного продукта – азотной кислоты.

Оксид азота(V)

N 2 O 5 (устар . ангидрид азотной кислоты) – белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P 4 O 10:

Азотистая кислота

HNO 2 не существует в чистом виде, однако водные растворы ее невысокой концентрации образуются при добавлении серной кислоты к нитриту бария:

Азотистая кислота образуется также при растворении эквимолярной смеси NO и NO 2 (или N 2 O 3) в воде. Азотистая кислота немного сильнее уксусной кислоты. Степень окисления азота в ней +3 (ее структура H–O–N=O), т.е. она может являться и окислителем, и восстановителем. Под действием восстановителей она восстанавливается обычно до NO, а при взаимодействии с окислителями окисляется до азотной кислоты.

Скорость растворения некоторых веществ, например металлов или иодид-иона, в азотной кислоте зависит от концентрации азотистой кислоты, присутствующей в виде примеси. Соли азотистой кислоты – нитриты – хорошо растворяются в воде, кроме нитрита серебра. NaNO 2 применяется в производстве красителей.

Азотная кислота

HNO 3 – один из наиболее важных неорганических продуктов основной химической промышленности. Она используется в технологиях множества других неорганических и органических веществ, например, взрывчатых веществ, удобрений, полимеров и волокон, красителей, фармацевтических препаратов и др.

Литература:

Справочник азотчика . М., 1969
Некрасов Б.В. Основы общей химии . М., 1973
Проблемы фиксации азота. Неорганическая и физическая химия . М., 1982

Азот – это один из множества химических элементов из периодической таблицы, но вопрос о том, что такое азот, возникает очень часто. Причина этого вполне очевидна – данное вещество активно применяется в науке и технике, промышленности, выступает основой для создания множества полезных в быту и трудовой деятельности материалов и соединений.

Данный элемент относится к 15 группе таблицы Менделеева, он очень распространен по всей планете и составляет большую часть атмосферы Земли, особенно более высоких слоев.

Вещество относится к инертным образованиям – таким, которые практически не вступают во взаимодействие с другими элементами. Горение элемент не поддерживает.

Как и другие инертные газы, нитроген (как его называют в латыни nitrogen), не имеет запаха, отличается также отсутствием цвета. Также он не ядовитый и не опасный для живого организма. Большие количества n2 содержаться в воздухе (он составляет примерно 78% всего объема воздуха), также он может содержаться в скалах, горных породах, всевозможных соединениях.

Молекула азота является обязательным компонентом белковых структур живых организмов, также она имеется в нуклеиновых кислотах и других вещах.

Характеристика и физические свойства азота

Как уже было отмечено выше, данное вещество не имеет ни запаха, ни вкуса, оно отличается инертностью, то есть, слабой способностью взаимодействовать с другими химическими элементами.

Помимо того, что в воздухе содержится очень большое количество азота, его обнаружили и в других местах: в газовых туманностях в космосе, на планетах Нептун, а также Уран, некоторых спутниках планет солнечной системы.

Знать физические свойства элемента важно, так как он используется повсеместно. Выглядят они так:

1. Молекулярная масса вещества составляет 14 атомных единиц массы (а. е. м.). Этому же значению равна и относительная атомная масса.
2. Теплоемкость зависит от температуры. При 0 градусов Цельсия она равняется 1039 Дж/(кг*град). Если же сжать газ до давления в 100 атмосфер, то это значение увеличится до 1242.
3. Плотность составляет 1,25 килограмм/м 3.
4. Температура плавления нитрогена равняется -210 градусов Цельсия. В атмосфере элемент находится в газообразном состоянии, при охлаждении до -196 градусов он конденсируется в жидкость, которая внешне напоминает воду. Кипит нитроген при -195,8°C.
5. Степень окисления вещества зависит от того, в каких оно находится соединениях и может принимать значения −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Еще одно важное физическое свойство – при контакте с воздухом азот поглощает имеющийся в нем кислород, благодаря чему плавится.

Химические свойства азота и его соединения

Между атомами N2 существуют тройные связи, молекулы вещества проявляют высокий уровень стойкости к процессам диссоциации. В обычных условиях диссоциация между молекулами элемента практически не происходит.

Между отдельными молекулами действуют достаточно слабые связи, благодаря чему нитроген существует преимущественно в газообразном состоянии. Интересно, что даже при нагреве до 3000°C термическая диссоциация практически не происходит.

Азот на Земле содержится в основном в свободном виде, так как любые соединения с ним очень малоустойчивы даже перед температурным фактором.

Атомарный газ из N обладает уже значительно большей способностью к взаимодействию с другими элементами, он реагирует при контакте с металлами, мышьяком, серой, фосфором и т. д.

Круговорот азота в природе

Так как рассматриваемое вещество является одним из самых распространенных на планете, то неудивительно, что оно имеет свой развитый круговорот. Оно входит в состав и представителей флоры, и фауны, находится в грунте, воздухе.

Цикл обращения его в биосфере выглядит так:

1. Сначала микроорганизмы поглощают азот из продуктов разложения, содержание которых насыщено N2 молекулами.
2. Происходит органический обмен веществ, где образуется как аммиак, так и аммоний.
3. Другие организмы поглощают эти продукты и переводят их в вид нитратов.
4. Нитраты участвуют в росте растений, которые потом опять будут съедены животными, а те в свою очередь генерируют продукты разложения. Таким образом, цепь кругооборота замыкается.

Строение молекул нитрогена таково, что лучше всего это вещество усваивают некоторые типы микроорганизмов, особенно относящиеся к бобовым растениям.

Именно поэтому очень эффективным способом повышения плодородия почвы является посадка там бобовых культур, которые активно поглощают азот и таким образом обогащают почву.

Также данному процессу способствуют грозы, немалую роль играет и искусственное производство аммиака.

Получение азота

Применение азота

Как водород, кислород и другие распространенные вещества, азот играет очень важную роль в жизни всего человечества.

Он активно применяется во многих сферах деятельности:

1. Аммиак обеспечивает в промышленности возможность выработки азотной кислоты, соды, удобрений для сельского хозяйства. Также он применяется в холодильных установках в качестве хладагента и в медицине.
2. С помощью газа создаются многие осветительные приборы, устройства для охлаждения и вымораживания, к примеру, азотные ловушки для вакуумных установок.
3. Вещество необходимо при производстве взрывчатки, красителей, пластмассы и синтетических материалов, без него нельзя себе представить работу ракетной и космической техники. Также используется для производства искусственных тканей.
4. В нефтедобывающей и газодобывающей отрасли с помощью нитрогена поддерживается внутрипластовое давление, которое позволяет извлечь больше полезных ископаемых.
5. В металлургии материал необходим для проведения отжига черных и цветных металлов.
6. В электронике данный газ используют для того, чтобы не допустить окисления элементов производимой электроники, полупроводников.

И это далеко не все сферы применения рассматриваемого компонента.

Как видите, таблица Менделеева скрывает много интересных элементов и азот является одним из них. Его температура замерзания, электронная формула и прочие вопросы широко представлены в Сети, поэтому ознакомиться с ними в случае необходимости не составляет никакого труда.

N2 – важнейший компонент живой и неживой природы нашей Планеты и всего космоса, поэтому каждый человек просто обязан знать о нем побольше.

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.

(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.

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 .

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.…