Азот – это малорастворимый в воде газ, не имеющий цвета, запаха и вкуса. В свободном виде азот может применяться в различных отраслях промышленности. Рассмотрим подробнее те отрасли, где используют азот.

Металлургия

• При отжиге, спекании порошковым металлом.
• При нейтральной закалке, пайке твердым припоем.
• При цианировании (азот необходим для защиты черных и цветных металлов).
• Азот также играет важную роль в работе загрузочного устройства в доменной печи, машины для огневой зачистки металлов.
• На коксохимическом производстве.

Химия, газ, нефть

• Азот газообразный применяется при освоении скважин. С его помощью снижают уровень воды в скважинах. Данный метод является весьма перспективным, характеризуется он надежностью, а также простотой контроля и регулирования процесса в широком диапазоне значений давлений и расходов. С помощью газообразного азота быстро осуществляется опорожнение глубоких скважин, быстрое и резкое, либо медленное и плавное снижение в скважине давления. Азот обеспечивает дренирование пласта и подпитку сжатым газом, что необходимо для фонтанирования жидкости.
• Азот применяют при создании инертной среды в различных емкостях во время разгрузочно-погрузочных работ. Также азот применяется при тушении пожаров, во время испытаний и продувки трубопровода.
• Азот в чистом виде используется в целях синтеза аммиака, при производстве удобрений азотного типа, а также при переработке сопутствующих газов и конверсии метана.
• Азот применяется для сокращения отложений на заводах по переработке нефти, для переработки компонентов с высоким октановым числом для увеличения производительности заводов по крекингу нефти.

Пожаротушение

• Азот обладает инертными свойствами, за счет которых возможно вытеснение кислорода и предотвращение реакции окисления. Горение является, по сути, быстрым окислением, за счет наличия в атмосфере кислорода и источника горения, которым может послужить искра, электрическая дуга или просто химическая реакция с большим количеством выделяемого тепла. Благодаря использованию азота, можно избежать такой ситуации. Если в среде концентрация азота составит 90%, то возгорание не произойдет.
• Как стационарные азотные установки, так и мобильные станции для производства азота, могут эффективно предотвратить возгорание. С их помощью очаг возгорания может также быть успешно потушен.

Медицина

• В исследованиях в лабораториях, для больничных анализов.

Горнодобывающая промышленность

• В угледобывающих шахтах азот также нужен для пожаротушения.

Фармацевтика

• Азот используется для упаковки, транспортировки и вытеснения кислорода из разнообразных резервуаров с продуктом.

Пищевая промышленность

• Азот необходим для перевалки, хранения, упаковки продуктов питания (особенно сыров и масложировых продуктов, которые очень быстро окисляются кислородом), для увеличения срока их хранения, а также для сохранения вкусовых качеств этих продуктов.
• Смесь азота и диоксида углерода позволяет остановить размножение бактерий.
• Азот, создавая инертную среду, позволяет защитить продукты питания от вредоносных насекомых.
• Азот выступает в качестве разбавителя для создания газовой смеси.

Целлюлозно-бумажная отрасль промышленности

• Азот используется в процессах обработки катодным лучом бумаги, картона, и даже некоторых предметов из дерева, с целью полимеризовать лаковые покрытия. Такой способ позволяет понизить затраты на фотоинициаторы, а также снизить уровень выброса летучих соединений и повысить уровень качества обработки.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru//

Размещено на http://www.allbest.ru//

Особенности азота

У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода; согласно правилу Гунда, этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на 2s-орбитали. Три неспаренных электрона на 2р-орбитали, прежде всего, ответственны за трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением является аммиак, в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с тремя атомами водорода. У азота нет возможности перехода электронов в возбужденное состояние, так как ближайшие орбитали при n = 3 слишком высоки по энергии. Поэтому максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму, а одна - по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии N+ может образовывать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет большое разнообразие степеней окисления: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от степеней окисления -3,+5 и +3 (NH3, HNO3 и NaNO2).

Распространение азота в природе

Среди всех элементов, образующих земной шар, один азот (если не считать инертных газов) как бы избегает образовывать химические соединения и входит в состав земного шара преимущественно в свободном виде. А так как азот в свободном состоянии - газ, основная его масса сосредоточена в газовой оболочке той сложной химической системы, которую представляет собой земной шар, - в его атмосфере. Содержание азота в земной коре в виде соединений составляет 0,01 массовой доли, %. Атмосфера более чем на 75 массовых долей, % состоит из газообразного азота, что равно ~4*1015 т. Связанный азот образует минералы в форме нитратов: чилийская NaNO3, индийская KNO3 и норвежская Ca(NO3)2 селитры. Азот в форме сложных органических производных входит в состав белков, в связанном виде содержится в нефти (до 1,5 массовой доли, %), каменных углях (до 2,5 массовой доли, %).

Молекула N2 является самой устойчивой формой его существования, чем обусловлена так называемая проблема связанного азота. Потребление связанного азота растениями и животными приводит к обеднению окружающей среды соединениями азота. Этот дефицит должен восполняться искусственным путем, поскольку естественное пополнение запасов связанного азота (грозы, деятельность азотобактерий и т. п.) не компенсирует его потери. Исключительное значение в решении проблемы связанного азота имеют две реакции: синтез аммиака и его каталитическое окисление.

Получение азота

В технике азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При этом в первую очередь отгоняются наиболее летучие вещества - азот и благородные газы. Последние не мешают в случае применения азота для создания инертной среды в химических и других производствах. От примесного кислорода (несколько процентов) азот освобождают химически, пропуская его через систему с нагретой медью. При этом практически весь кислород связывается в CuO.

В лаборатории азот получают нагреванием смеси крепких растворов хлорида аммония и нитрита натрия: NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl или разложением нитрита аммония при нагревании: NH4NO2 = N2 + 2H2O

Наиболее чистый азот получается при термическом разложении азидов металлов, например: 2NaN3 = 2Na + 3N2

Физические свойства

Азот - газ без цвета и запаха. Точка кипения жидкого азота -195,8 град. С, точка плавления твердого азота -210,5 град. С. Твердый азот получается в виде порошка и в виде льда. Азот плохо растворим в воде и органических растворителях. В 1 л воды при 0 град. С растворяется всего 23,6 см3 азота. 1 л азота при нормальных условиях весит 1,2505 г.

Химические свойства

Азот находиться в верхнем правом углу периодической системы, в котором сосредоточены неметаллы с наибольшими сродствами к электронам. Поэтому он должен быть мало склонен выступать в качестве электроположительного элемента, а как элемент электроотрицательный должен уступать в химической активности только немногим неметаллам, в первую очередь правее его стоящим кислороду и фтору. Между тем химическая характеристика азота, как и исторически первые сообщения о нем, всегда начинается не с положительных признаков, а с отрицательных: с подчеркивания его химической инертности. Первая причина химической инертности азота в обычных условиях - особо прочное сцепление его атомов в молекуле N2.

N2=2N-711 кДж.

При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, с образованием нитрида лития: N2 + 6Li = 2Li3N, с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N2 + 3Ca = Ca3N2. В реакциях взаимодействия азота с металлами, азот проявляет окислительные свойства, также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом (при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора): N2 + 3H2 = 2NH3. Азот также взаимодействует и с другими неметаллами, проявляя при этом восстоновительные свойства: N2+O2 = 2NO, N2 + 3F2 =2NF3.

Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами, но они являются неустойчивыми, и многие из них, особенно хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты.

Водородные соединения азота

Летучим характеристическим соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак - самое важное водородное соединение азота. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H3N. В химическом строении аммиака sp3-гибридные орбитали атома азота образуют три -связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра. Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает химическую не насыщенность и реакционноспособность молекул аммиака. При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. При охлаждении до -33 град. С аммиак сжижается, а при -78 град. С затвердевает. В жидком и твердом аммиаке между молекулами действуют водородные связи, вследствие чего аммиак обладает рядом экстремальных свойств по сравнению с другими водородными соединениями элементов пятой группы главной подгруппы. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно - земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. Вещества с функциональными полярными группами в жидком аммиаке подвергаются электролитической диссоциации.

По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ: при 0 град. С 1 объем воды поглощает 1200 объемов газообразного аммиака. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей. При этом возможны два механизма возникновения водородных связей между молекулами аммиака и воды:

Поскольку донорная способность молекул аммиака выражена сильней, чем у воды, а связь О-Н более полярна по сравнению с полярностью связи N-Н в аммиаке, межмолекулярная водородная связь образуется по первому механизму. Таким образом, физико-химические процессы в водном растворе аммиака можно представить следующим образом.

Возникновение гидроксид - ионов создает щелочную реакцию раствора аммиака в воде. Константа ионизации невелика (рК 5). В условиях пониженных температур из водных растворов аммиака можно выделить кристаллогидраты NH3 Н2О (tпл=-77 град. С), 2NН3 Н2О (tпл=-78 град. С) и NН3 2Н2О (tпл=-97 град. С). Кристаллогидраты состоят из цепей молекул аммиака и воды, сшитых водородными связями в трехмерную сетку, в которых отсутствуют структурные мотивы NН4ОН. Это означает, что так называемый гидроксид аммония не существует как химический индивид, как нет гидроксида оксония ОН3ОН и гидроксида фторонияFН2ОН. Таким образом, водные растворы аммиака обладают основными свойствами не за счет образования мнимого соединения NН4ОН, а вследствие исключительно выраженной донорной активности атома азота в NН3.

Равновесие в водном растворе аммиака можно сместить вправо добавлением кислоты. При этом в растворе образуются соли аммония. Они получаются также при непосредственном взаимодействии газообразных веществ:

NН3 + НСl = NН4Сl

Сам ион аммония и большинство его солей бесцветны. В твердом состоянии соли аммония образуют структуры, характерные для веществ со значительной долей ионной составляющей связи. Поэтому они хорошо растворяются в воде, почти сполна подвергаются электролитической ионизации. Структура иона NН4+ - тетраэдрическая, в которой все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, а азот находится в его центре. Положительный заряд равномерно распределен между всеми атомами водорода. По свойствам соли аммония похожи на соли калия вследствие близости ионных радиусов NН4+ (0,142 нм) и К+ (0,133 нм). Существенная разница заключается только в том, что соли калия, образованные сильными кислотами, не подвержены гидролизу, а соли аммония в водных растворах гидролизуются вследствие слабо выраженных основных свойств аммиака.

Соли аммония отличаются невысокой термической устойчивостью. Природа конечных продуктов термического разложения солей аммония в основном определяется свойствами аниона. Если анион происходит от кислоты - окислителя, то имеет место окисление аммиачного азота, например: NН4NО3 = N2О + 2Н2О

В этой реакции аммиачный азот отдает 4 электрона нитратному азоту, а потому последний выступает как окислитель. С другой стороны, эта реакция представляет собой пример внутримолекулярного конпропорционирования. Для аммонийных солей от кислот, не являющихся окислителями, при их термическом разложении выделяется аммиак и кислота: (NН4)3РО4 = 3NН3 + Н3РО4

При обработке солей аммония щелочами выделяется аммиак:

2NН4Сl + Са(ОН)2 = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2О

Эта реакция может служить простым способом получения аммиака в лаборатории. В промышленности аммиак получают прямым синтезом из компонентов - простых веществ.

На воздухе аммиак не горит, но в атмосфере кислорода он окисляется до свободного азота: 4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О

При каталитическом окислении реакция идет иначе:

4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О

Аммиак выступает как восстановитель и в реакциях с другими окислителями. Реже аммиак выступает как окислитель, например:

Nа + NН3 = NаNН2 + 1/2Н2

В этой реакции металлический натрий вытесняет водород из жидкого аммиака. При этом водород аммиака понижает свою степень окисления, и аммиак играет роль окислителя. С другой стороны, подобные реакции иллюстрируются проявлением аммиаком кислотных свойств. Амиды металлов, например NаNН2, являются солями аммиака, отвечающими его кислотной функции. Совершенно очевидно, что кислотная природа у аммиака выражена значительно слабее, чем у Н2О и НF. Константа кислотной ионизации ничтожно мала (рКа 35), а потому соли аммиака как кислоты в воде нацело гидролизуются:

NaNH2 + H2O = NaOH + NH3

Кислотной функции аммиака отвечают не только амиды, но и имиды и нитриды металлов. Если в амидах замещен один атом водорода (NаNН2) , в имидах - два (Li2NН), то в нитридах - все три (AlN).

При осторожном окислении аммиака мягким окислителем, например гипохлоридом натрия, получают другое водородное соединение аммиака - гидразин или диамид:

2NН3 + NаОСl = N2Н4 + NаСl + Н2О

Диамид представляет собой бесцветную, легко испаряемую токсичную жидкость с высокой диэлектрической проницаемостью(Е=52 при 25 град.С)

По химическим свойствам гидразин во многом похож на аммиак. В водных растворах гидразина также возникают водородные связи, как и в случае аммиака. При взаимодействии гидразина с 1 молекулой воды с участием водородной связи образуется катион +, а с двумя - 2+.

Существование гидроксидов этих катионов как индивидуальных веществ не установлено, тем не менее, известны два типа солей гидразина, например N2Н5Сl и N2Н6Сl2.

При восстановлении раствора азотной кислоты атомарным водородом получается гидроксиламин:

НNО3 + 6Н = NН2ОН + 2Н2О

Гидроксиламин - бесцветные кристаллы (tпл = 33 град.С), термически нестойкие, выше 100 град.С взрываются. Водные растворы гидроксиламина более устойчивы. В растворе также возникают межмолекулярные водородные связи, и устанавливается динамическое равновесие:

Однако основная функции гидроксиламина выражена еще слабее (рКb 8), чем у аммиака и гидразина. С кислотами гидроксиламин дает соли гидроксиламмония. Наиболее известным препаратом является хлорид гидроксиламмония Сl. Растворы солей гидроксиламмония более устойчивы, чем твердые вещества, и имеют кислую реакцию вследствие гидролиза.

Поскольку атом азота в гидроксиламине имеет степень окисления -1, он может функционировать и как окислитель, и как восстановитель. Но для него более характерны восстановительные свойства, особенно в щелочной среде.

Среди водородных соединений азота наименьшая отрицательная степень окисления азота представлена в азиде водорода НN3. В этом соединении степень окисления азота равна - 1/3. Необычайная степень окисления обусловлена структурной неравноценностью атомов азота в этом веществе.

С позиции МВС эта структурная неравноценность может быть представлена схемой:

Главное в этой схеме - делокализация П-связей вдоль прямой, соединяющей атомы азота. Правомерность схемы доказывается расстоянием между атомами азота 1-2 и 2-3, являющимися промежуточными между длинами связей

Водный раствор НN3 называется азотистоводородной кислотой. Она получается окислением гидразина азотистой кислотой:

N2Н4 + НNО2 = НN3 + 2Н2О

По силе она приближается к уксусной. В разбавленных растворах азотистоводородная кислота медленно диспропорционирует:

НN3 + Н2О = N2 + NН2ОН

В безводном состоянии она может взорваться не только при нагревании, но и от сотрясения:

2НN3 = 3N2 + H2

Смесь азотистоводородной и концентрированной соляной кислот способна растворять даже благородные металлы. Соли азотистоводородной кислоты - азиды - по растворимости в воде похожи на галогениды. Так, азиды щелочных металлов хорошо растворяются в воде, АgN3, Рb(N3)2 и Нg(N3)2 - плохо. Азиды щелочных и щелочно-земельных металлов при медленном нагревании устойчивы вплоть до плавления. Азиды тяжелых металлов легко взрываются при ударе:

Рb(N3)2 = Рb + 3N2

Кислородные соединения азота

С кислородом азот образует ряд оксидов: N2О и NО - бесцветные газы, N2О3 голубое твердое вещество (ниже -100 град.С), NО2 - бурый газ, N2О4 - бесцветный газ, N2О5 - бесцветные кристаллы.

Оксид N2О (закись азота, "веселящий газ", поскольку он обладает наркотическим действием) получают термическим разложением нитрата аммония или гидроксиламмония:

[НN3ОН]NО2 = N2О + 2Н2О (внутримолекулярное конпропорционирование)

Оксид азота (+1) - эндотермическое соединение. Однако при комнатной химически температуре мало активен. При нагревании его реакционная способность сильно возрастает. Он окисляет водород, металлы, фосфор, серу, уголь, органические и другие вещества, например:

Сu + N2О = N2 + СuО

При нагревании N2О выше 700 град.С одновременно с реакцией разложения протекает его диспропорционирование:

2N2О = 2N2 + О2;2N2О = 2NО + N2

С водой оксид азота (+1) не взаимодействует, хотя известна кислота Н2N2О2, в которой азот тоже имеет степень окисления +1. Эта кислота называется азотноватистой, и ей приписывается структура с двумя равноценными атомами азота:

Свободную азотноватистую кислоту можно получить следующим образом:

NН2ОН + НNО2 = Н2N2О2 + Н2О

Она хорошо растворяется в воде, но кислота слабая. Азотноватистая кислота весьма неустойчива, при незначительном нагревании взрывается:

Н2N2О2 = N2О + Н2О

Соли Н2N2О2 - гипонитриты и гидрогипонитриты - в воде сильно подвержены гидролизу. Большинство гипонитритов мало растворимо в воде, намного лучше растворяются гидрогипонитриты.

Четные степени окисления для азота сравнительно мало характерны. К числу таких соединений относится оксид азота (+2). Молекула NО содержит нечетное число электронов и, по существу, представляет собой обладающий малой активностью радикал. В молекуле одна ковалентная по донорно-акцепторному механизму и две П-связи. Несмотря на эндотермичность и положительную величину энергии Гиббса образования NО из простых веществ, оксид азота (+2) не распадается на элементы. Дело в том, что, согласно ММО, порядок связи в NО довольно высок и равен 2,5. Молекула NО прочнее молекулы О2, так как у первой на разрыхляющей МО П2р*всего один электрон, а у второй - два электрона.

В лаборатории оксид азота (+2) чаще всего получают действием разбавленной кислоты на медные стружки:

3Сu + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О

На воздухе оксид азота (+2) мгновенно окисляется:

2NО + О2 = 2NО2

Окисляется NО и галогенами, образуя нитрозилгалогениды:

2NО + Г2 = 2NОГ

При взаимодействии с восстановителями NО восстанавливается до N2О, N2, NН2ОН, NН3 в зависимости от восстановительной способности партнера и условий провидения процессов

Водный раствор оксида азота (+2) нейтрален. Никаких соединений с водой он не образует, хотя известны соли (гипонитраты) не выделенной в свободном состоянии азотноватой кислоты Н2N2О3, в которой азот также имеет степень окисления +2.

Оксид азота N2О3 существует в твердом состоянии (ниже -100 град.С). В жидком и парообразном состояниях оксид азота (+3) в значительной степени диссоциирован за счет диспропорционирования:

N2О3-NО + NО2

Получают N2О3 охлаждением эквимолярных количеств NО и NО2. А равномерный ток смеси нужного состава получается при взаимодействии 50%-ной НNО3 с оксидом мышьяка (+3):

2НNО3 + Аs2О3 = 2НАsО3 + NО + NО2

Оксиду азота (+3) отвечает известная лишь в растворе неустойчивая азотистая кислота НNО2. Получить ее можно растворением в воде равных объемов NО и NО2 в воде:

NО + NО2 + Н2О = 2НNО2

При хранении и нагревании НNО2диспропорционирует:

3НNО2 = НNО3 + 2NО + Н2О

Наиболее характерные для нее окислительные свойства:

НNО2 + 2НI = I2 + 2NО + 2Н2О

Однако сильные окислители переводят азотистую кислоту в азотную:

5НNО2 + 2КмnО4 + 3Н2SО4 = К2SО4 + 2МnSО4 + 5НNО3 + 3Н2О

Оксид азота (+4) получают растворением меди в концентрированной азотной кислоте: Сu + 4НNО3 = Сu(NО3)2 + 2NО2 + 2Н2О

Он является хорошим окислителем, в нем горят фосфор, сера, уголь и некоторые органические вещества. Выше 150 град.С диоксид азота начинается разлагаться:

2NО2 = 2NО + О2

Поскольку молекула диоксида азота с неспаренным электроном по существу представляет собой радикал, она легко димеризуется:

Димер бесцветен и диамагнитен в отличие от окрашенного в красно-бурый цвет и парамагнитен.

Диоксид азота при взаимодействии с водой диспропорционирует:

2NО2 + Н2О = НNО2 + НNО3

При растворении NО2 в горячей воде получается азотная кислота, ибо первоначально образующаяся азотиста кислота диспропорционирует с выделением оксида азота (+2) и образованием азотной кислоты.

Оксид азота (+5) имеет молекулярную структуру только в газовой фазе. В твердом состоянии N2О5 имеет структуру, образованную ионами NО2+ и NО3-. N2О5 - легко возгоняющиеся кристаллы, причем испаряются молекулы. Таким образом, при возгонке оксида азота (+5) ионы NО2+ и NО3- объединяются в молекулы N2О5 . Получают оксид азот (+5) дегидратацией азотной кислоты с помощью Р2О5 или окислением NО2 озоном:

2НNО3 + Р2О5 = 2НРО3 + N2О5; 6NО2 + О3 = 3N2О5

Оксид азота (+5) является энергичным окислителем, многие реакции с его участием протекают весьма бурно. При растворение в воде дает азотную кислоту:

N2О5 + Н2О = 2НNО3

Азотная кислота - одна из сильных кислот. Молекула НNО3 и нитрат-ион имеют строение, представленное схемами

Безводная азотная кислота представляет собой бесцветную летучую жидкость. При хранении (особенно на свету) и при нагревании частично разлагается:

4НNО3 = 4NО2 + 2Н2О + О2

Так называемая "дымящая" азотная кислота (красного цвета) представляет собой раствор выделяющегося диоксида азота в концентрированной НNО3.

В лаборатории НNО3 получают нагреванием нитрата натрия с серной кислотой:

NaNО3 + Н2SО4 = НNО3 + NaНSО4

В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Сначала аммиак каталитически окисляют до оксида азота (+2), который далее окисляется до

NО2. Затем оксид азота (+4) растворяют в горячей воде и получают азотную кислоту.

Азотная кислота является сильным окислителем и окисляет почти все металлы и неметаллы. Последние, как правило, переводятся ею в производные высшей степени окисления, например:

S + 6НNО3 = Н2SО4 + 6NО2 + 2Н2О

Из металлов только золото, платина, осмий, иридий, ниобий, тантал и вольфрам устойчивы к действию азотной кислоты. Некоторые металлы (например, железо, алюминий, хром) пассивируются концентрированной азотной кислотой. Окислительными свойствами обладают и водные растворы азотной кислоты. Обычно процесс восстановления НNО3 протекает в нескольких параллельных направлениях, и в результате получается смесь различных продуктов восстановления. Природа этих продуктов, их относительное содержание в смеси зависят от силы восстановителя, концентрации азотной кислоты и температуры.

Более сильным окислителем является смесь концентрированных азотной и соляной кислот - "царская водка". Она растворяет даже золото и платину, которые не растворяются в азотной, а тем более в соляной кислоте. Ее окислительная активность обусловлена снижением редокс - потенциала растворяющихся металлов, т. е. усилением их восстановительных свойств за счет образования прочных хлоридных комплексов:

Аu + НNО3 + 4НСl = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О

Соли азотной кислоты - нитраты - известны почти для всех металлов. Большинство из них бесцветны и хорошо растворяются в воде. В кислых водных растворах нитраты являются более слабыми окислителями, чем азотная кислота, а в нейтральной среде вообще не обладают окислительными свойствами. Сильными окислителями они являются в расплавах, когда происходит разложение с выделением кислорода. Оксид азота (+5) при взаимодействии со 100%-ным пероксидом водорода образует пероксоазотную (надазотную) кислоту:

N2О5 + 2Н2О2 = 2НNО4 + Н2О

Пероксоазотная кислота нестойка, легко взрывается, водой полностью гидролизуется:

Н-О-О-N + Н2О = Н2О2 + НNО3

Соединения с неметаллами

Известны все галогениды азота NГ3. ТрифторидNF3 получают взаимодействием фтора с аммиаком:

3F2 + 4NН3 = 3 NН4F + NF3

Трифторид азота - бесцветный токсичный газ, молекулы которого обладают пирамидальным строением. У основания пирамиды дислоцированы атомы фтора, а вершина занята атомом азота с неподеленной электронной парой. К различным химическим реагентам и к нагреванию NF3 весьма устойчив.

Остальные тригалогениды азота эндотермичны, а потому неустойчивы и реакционноспособны. NCl3 образуется при пропускании газообразного хлора в крепкий раствор хлорида аммония:

3Cl2 + NН4Сl = 4НСl + NCl3

азот химический элемент

Трихлорид азота представляет собой легколетучую (tкип = 71 град.С) жидкость с резким запахом. Небольшой нагрев или удар сопровождается взрывом с выделением большого количества теплоты. При этом NCl3 распадается на элементы. ТригалогенидыNBr3 и NI3 еще менее стабильны.

Производные азота с халькогенами очень неустойчивы вследствие их сильной эндотермичности. Все они плохо изучены, при нагреве и ударе взрываются.

Размещено на Allbest.ru

Подобные документы

Характеристика азота – элемента 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. Менделеева. Особенности получения и применения азота. Физические и химические свойства элемента. Применение азота, его значение в жизни человека.

презентация , добавлен 26.12.2011


История открытия азота, его формула и свойства, нахождение в природе и химические реакции, которые происходят непосредственно в природе при участии азота. Методы связывания, получение и свойства нескольких важнейших соединений, области применения азота.

курсовая работа , добавлен 22.05.2010


Свойства элементов подгруппы азота, строение и характеристика атомов. Увеличение металлических свойств при переходе элементов сверху вниз в периодической системе. Распространение азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в природе, их применение.

реферат , добавлен 15.06.2009


Нахождение азота в природе, его физические и химические свойства. Выделение азота из жидкого воздуха. Свойство жидкого азота при испарении резко понижать температуру. Получение аммиака и азотной кислоты. Образование и скопление селитры в природе.

реферат , добавлен 20.11.2011


Биологическая роль азота и его соединений для живой материи; распространенность, свойства. Факторы, влияющие на круговорот азота в антропогенных биоценозах. Токсикология и "физиологическая необходимость" азота для организма человека, животных и растений.

курсовая работа , добавлен 22.11.2012


Открытие, физические и химические свойства азота. Круговорот азота в природе. Промышленный и лабораторный способы получения чистого азота. Химические реакции азота в нормальных условиях. Образование природных залежей полезных ископаемых, содержащих азот.

презентация , добавлен 08.12.2013


Биологические и не биологические процессы фиксации азота. Открытие бактерий рода азотобактер. Соединения азота, формы их распространения и области применения. Физические и химические свойства азота, его распространение в природе и способы получения.

реферат , добавлен 22.04.2010


Понятие аммиакатов, их использование в химическом анализе. Характеристика и свойства азота, строение молекулы. Степени окисления азота в соединениях. Форма молекулы аммиака. Проведение эксперимента по исследованию свойств аммиакатов, меди, никеля.

курсовая работа , добавлен 02.10.2013


Общие аспекты токсичности тяжелых металлов для живых организмов. Биологическая и экологическая роль р-элементов и их соединений. Применение их соединений в медицине. Токсикология оксидов азота, нитритов и нитратов. Экологическая роль соединений азота.

курсовая работа , добавлен 06.09.2015


Бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Смеси оксида азота с эфиром, циклопропаном, хлорэтилом. Химические свойства и получение оксида азота. Симптомы отравления веселящим газом и оказание первой медицинской помощи.

Азот (лат. Nitrogenium) - химический элемент 15‑й группы (V группа в старой нумерации) периодической системы Менделеева; атомный номер 7, атомная масса 14,0067.

Бесцветный газ, без вкуса и запаха. Один из самых распространенных элементов, главная составляющая часть атмосферы Земли (4×10 15 т).

Круговорот азота в природе.

Строение молекулы аммиака NH 3 .

Синтез аммиака идет в гигантских колоннах синтеза, куда с помощью компрессора подается смесь водорода и азота. Реакция протекает под давлением в 300 ат и температуре около 500 °C в присутствии катализатора. Образовавшийся аммиак NH3 в холодильнике превращается в жидкость (конденсируется). Жидкий аммиак удаляется из системы, а непрореагировавшие газы поступают в циркуляционный насос, который снова подает их в колонну синтеза.

Слово «азот», предложенное французским химиком А. Лавуазье в конце XVIII в., греческого происхождения. «Азот» означает «безжизненный» (приставка «а» - отрицание, «зоэ» - «жизнь»). Именно так считал Лавуазье. Именно так считали его современники, в том числе шотландский химик и врач Д. Резерфорд, выделивший азот из воздуха чуть раньше своих известных коллег - шведа К. Шеелеу англичан Д. Пристли и Г. Кавендиига. Резерфорд в 1772 г. опубликовал диссертацию о так называемом «мефитическом», т. е. неполноценном, воздухе, не поддерживающем горения и дыхания.

Название «азот» для нового газа казалось достаточно точным. Но так ли это?

Азот действительно в отличие от кислорода не поддерживает дыхания и горения. Однако дышать чистым кислородом постоянно человек не может. Даже больным дают чистый кислород лишь непродолжительное время. Очевидно, он не просто нейтральный разбавитель кислорода. Именно смесь азота с кислородом наиболее приемлема для дыхания большинства обитателей нашей планеты.

А разве справедливо называть безжизненным этот элемент? Чем подкармливают растения, внося минеральные удобрения? Прежде всего соединениями азота, калия и фосфора. Азот входит в состав бесчисленного множества органических соединений, в том числе таких жизненно важных, как белки и аминокислоты.

Для человечества чрезвычайно полезна относительная инертность этого газа. Будь он более склонен к химическим реакциям, атмосфера Земли не могла бы существовать в том виде, в каком она существует. Сильный окислитель кислород вступил бы с азотом в реакцию, и образовались бы ядовитые оксиды азота. Но если бы азот был действительно инертным газом, таким, например, как гелий, то тогда ни химические производства, ни всемогущие микроорганизмы не смогли бы связать азот атмосферы и удовлетворить потребность всего живого в связанном азоте. Не было бы аммиака, азотной кислоты, необходимой для производства множества веществ, не было бы важнейших удобрений. Не было бы и жизни на Земле, ведь азот входит в состав всех организмов. На долю азота приходится около 3% от массы человеческого организма.

Элементарный, не связанный азот применяется достаточно широко. Это самый дешевый из газов, химически инертных в обычных условиях, поэтому в тех процессах металлургии и большой химии, где надо защищать активное соединение или расплавленный металл от взаимодействия с кислородом воздуха, создают чисто азотные защитные атмосферы. Под защитой азота хранят в лабораториях легко окисляющиеся вещества. В металлургии азотом насыщают поверхности некоторых металлов и сплавов, чтобы придать им большую твердость и износоустойчивость. Широко известно, например, азотирование стали и титановых сплавов.

Жидкий азот (температуры плавления и кипения азота: −210 °C и −196 °C) используют в холодильных установках.

Малая химическая активность азота объясняется прежде всего строением его молекулы. Как и у большинства газов (кроме инертных), молекула азота состоит из двух атомов. В образовании связи между ними участвуют по 3 валентных электрона внешней оболочки каждого атома. Чтобы разрушить молекулу азота, необходимо затратить очень большую энергию - 954,6 кДж/моль. Без разрушения молекулы азот в химическую связь не вступит. При обычных условиях с ним способен вступить в реакцию только литий, давая нитрид Li 3 N.

Намного активнее атомарный азот. При обычной температуре он вступает в реакции с серой, фосфороммышьяком и некоторыми металлами, например со ртутью. Но получить азот в виде отдельных атомов сложно. Даже при 3000 °C не наблюдается заметного разложения молекул азота на атомы.

Соединения азота имеют громадное значение и для науки, и для многих отраслей промышленности. Ради получения связанного азота человечество идет на огромные энергетические затраты.

Основным способом связывания азота в промышленных условиях остается синтез аммиака NH 3 (см. Синтез химический). Аммиак - один из самых массовых продуктов химической промышленности, мировое производство его - более 70 млн т в год. Процесс идет при температуре 400–600 °C и давлении в миллионы паскалей (сотни ат) в присутствии катализаторов, например губчатого железа с добавками оксида калия, оксида алюминия. Сам аммиак используется ограниченно и обычно в виде водных растворов (аммиачная вода - как жидкое удобрение, нашатырный спирт - в медицине). Но аммиак в отличие от атмосферного азота довольно легко вступает в реакции присоединения и замещения. Да и окисляется он легче, чем азот. Поэтому аммиак и стал исходным продуктом для получения большинства азотсодержащих веществ.

Прямое окисление азота кислородом требует очень высоких температур (4000 °C) или других очень активных методов воздействия на прочные молекулы азота - электрического разряда, ионизирующего излучения. Известны пять оксидов азота: N 2 O - оксид азота (I), NO - оксид азота (II), N 2 O 3 - оксид азота (III), NO 2 - оксид азота (IV), N 2 O 5 - оксид азота (V).

В промышленности широко применяется азотная кислота HNO 3 , которая одновременно является и сильной кислотой, и активным окислителем. Она способна растворять все металлы, кроме золота и платины. Химикам азотная кислота известна, по крайней мере, с XIII в., ею пользовались древние алхимики. Азотная кислота чрезвычайно широко используется для получения нитросоединений. Это главный нитрующий агент, с помощью которого в состав органических соединений вводят нитрогруппы NO 2 . А когда три таких группы появятся, к примеру, в молекуле толуола C 6 H 5 CH 3 , то обычный органический растворитель превращается во взрывчатое вещество - тринитротолуол, он же тротил, или тол. Глицерин после нитрования превращается в опасное взрывчатое вещество - нитроглицерин.

Не менее важна азотная кислота в производстве минеральных удобрений. Соли азотной кислоты - нитраты, прежде всего нитраты натрия, калия и аммония, используются главным образом как азотные удобрения. Но, как установил академик Д. Н. Прянишников, растение, если ему предоставлена возможность выбора, предпочитает аммиачный азот нитратному.

Соли другой кислоты азота - слабой азотистой HNO 2 - называются нитритами и также довольно широко используются в химической и других отраслях промышленности.

Получать соединения азота с минимальными энергетическими затратами при небольших температурах и давлениях ученые стремятся уже давно. Идею о том, что некоторые микроорганизмы могут связывать азот воздуха, первым высказал русский физик П. Коссович в конце XIX в., а выделил из почвы первую азотфиксирующую бактерию другой наш соотечественник - биохимик С. Н. Виноградский в 1890‑е гг. Но лишь в последнее время стал более или менее ясен механизм связывания азота бактериями. Бактерии усваивают азот, превращая его в аммиак, который затем очень быстро превращается в аминокислоты и белки. Процесс идет при участии ферментов.

В лабораториях нескольких стран (в СССР в начале 60‑х гг.) получены комплексные соединения, способные связывать атмосферный азот. Главная роль при этом отводится комплексам, содержащим молибден, железо и магний. В основном уже изучен и разработан механизм этого процесса.

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.…

Азот (N 2) был открыт Дж. Пристли в 1774 г. Название "азот" в переводе с греческого означает "безжизненный". Оно обусловлено тем, что азот не поддерживает процессы горения и дыхания. Но для всех основных процессов жизнедеятельности растительных и живых оргнизмов азот крайне важен.

Характеристика элемента

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Изотопы: 14 N (99,635%); 15 N (0,365%)

Кларк в земной коре 0,01 % по массе. В атмосфере 78,09 % по объему (75,6 % по массе). Азот входит в состав живой материи (белки, нуклеиновые кислоты и др. ОВ). В гидросфере азот присутствует в виде нитратов (NО 3). Атомы азота занимают 5-е место по распространенности во Вселенной.

Важнейшие N-содержащие неорганические вещества.

Свободный (молекулярный) азот

Атомы азота связаны между собой тремя ковалентными неполярными связями: одна из них - сигма-связь, 2 - пи-связи. Энергия разрыва связи очень велика

Физические свойства

При обычной температуре и атмосферном давлении N 2 - бесцветный газ, без запаха и вкуса, немного легче воздуха, очень плохо растворяется в воде. В жидкое состояние переводится с большим трудом (Ткип -196"С). Жидкий азот имеет большую теплоту испарения и применяется для создания низких температур (хладагент).

Способы получения

Азот присутствует в воздухе в свободном состоянии, поэтому промышленный способ получения заключается в разделении воздушной смеси (ректификация жидкого воздуха).

В лабораторных условиях небольшие количества азота можно получить следующими способами:

1. Пропускание воздуха над раскаленной медью, которая поглощает кислород за счет реакции: 2Cu + О 2 = 2СиО. Остается азот с примесями инертных газов.

2. Окислительно-восстановительное разложение некоторых солей аммония:

NH 4 NО 2 = N 2 + 2Н 2 О

(NH 4) 2 Cr 2 О 7 = N 2 + Cr 2 О 3 + 4Н 2 О

3. Окисление аммиака и солей аммония:

4NH 3 + 3О 2 = 2N 2 + 6Н 2 О

8NH 3 + ЗВr 2 = N 2 + 6NH 4 Br

NH 4 Cl + NaNO 2 = N 2 + NaCl + 2Н 2 О

Химические свойства

Молекулярный азот - химически инертное вещество вследствие исключительно высокой устойчивости молекул N 2 . Только реакции соединения с металлами протекают более или менее легко. Во всех остальных случаях для инициирования и ускорения реакций необходимо применять высокие температуры, искровые электрические разряды, ионизирующее излучение, катализаторы (Fe, Cr, V, Ti и их соединения).

Реакции с восстановителями (N 2 - окислитель)

1. Взаимодействие с металлами:

Реакции образования нитридов щелочных и щелочноземельных Me протекают как с чистым азотом, так и при горении металлов на воздухе

N 2 + 6Li = 2Li 3 N

N 2 + 6Cs = 2Cs 3 N

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2

2. Взаимодействие с водородом (реакция имеет большое практическое значение):

N 2 + ЗН 2 = 2NH 3 аммиак

3. Взаимодействие с кремнием и углеродом

2N 2 + 3Si = Si 3 N 4 нитрид кремния (IV)

N 2 + 2C = (CN) 2 дициан

2N 2 + 5C + 2Na 2 CО 3 = 4NaCN + 3CО 2 цианид натрия

Реакции с окислителями (N 2 - восстановитель)

Эти реакции в обычных условиях не протекают. С фтором и другими галогенами азот непосредственно не взаимодействует, а с кислородом реакция происходит при температуре электрических искровых разрядов:

N 2 + О 2 = 2NO

Реакция сильно обратимая; прямая протекает с поглощением тепла (эндотермичная).

Главная » Для начинающих » Молекулярный азот. Азот — «безжизненный» газ, крайне важный для всего живого