Азот у природі. Азот: характеристика, хімічні властивості, фізичні властивості, сполуки, місце в природі Порядковий номер азоту в періодичній системі

Електронна конфігурація 2s 2 2p 3 Хімічні властивості Ковалентний радіус 75 пм Радіус іона 13 (+5e) 171 (-3e) пм Електронегативність
(за Полінгом) 3,04 Електродний потенціал — Ступені окислення 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -3 Термодинамічні властивості простої речовини щільність 0,808 (−195,8 °C) /см ³ Молярна теплоємність 29,125 (газ N 2) Дж /( · моль) Теплопровідність 0,026 Вт /( ·) Температура плавлення 63,29 Теплота плавлення (N 2) 0.720 кДж/моль Температура кипіння 77,4 Теплота випаровування (N 2) 5.57 кДж/моль Молярний обсяг 17,3 см³/моль Кристалічні грати простої речовини Структура ґрат кубічна Параметри решітки 5,661 Відношення c/a — Температура Дебая n/a

N	7
14,00674
2s 2 2p 3
Азот

Азот, у формі двоатомних молекул N 2 становить більшу частину атмосфери, де його вміст становить 75,6 % (за масою) або 78,084 % (за обсягом), тобто близько 3,87 10 15 т.

Маса розчиненого в гідросфері азоту, враховуючи, що одночасно відбуваються процеси розчинення азоту атмосфери у воді та виділення його в атмосферу, становить близько 2 10 13 т, крім того приблизно 7 10 11 т азоту містяться в гідросфері у вигляді сполук.

Біологічна роль

Азот є елементом, необхідним існування тварин і рослин, він входить до складу білків (16—18 % за масою), амінокислот, нуклеїнових кислот, нуклеопротеїдів, хлорофілу, гемоглобіну та інших. У складі живих клітин за кількістю атомів азоту близько 2%, за масовою часткою - близько 2,5% (четверте місце після водню, вуглецю та кисню). У зв'язку з цим значна кількість зв'язаного азоту міститься в живих організмах, «мертвій органіці» та дисперсній речовині морів та океанів. Ця кількість оцінюється приблизно в 1,9 10 11 т. В результаті процесів гниття і розкладання азотовмісної органіки, за умови сприятливих факторів навколишнього середовища, можуть утворитися природні поклади корисних копалин, що містять азот, наприклад, «чілійська селітра» (нітрат натрію з домішками інших з'єднань), норвезька, індійська селітри.

Кругообіг азоту в природі

Кругообіг азоту в природі

Фіксація атмосферного азоту в природі відбувається за двома основними напрямками - абіогенним і біогенним. Перший шлях включає головним чином реакції азоту з киснем. Оскільки азот хімічно дуже інертний, для окиснення потрібні великі кількості енергії (високі температури). Ці умови досягаються при розрядах блискавок, коли температура досягає 25000 ° C і більше. У цьому відбувається освіту різних оксидів азоту. Існує також ймовірність, що абіотична фіксація відбувається в результаті фотокаталітичних реакцій на поверхні напівпровідників або широкосмугових діелектриків (пісок пустель).

Однак основна частина молекулярного азоту (близько 1,4 10 8 т/рік) фіксується біотичним шляхом. Довгий час вважалося, що зв'язувати молекулярний азот можуть лише невелика кількість видів мікроорганізмів (хоч і широко розповсюджених на поверхні Землі): бактерії Azotobacterі Clostridium, бульбочкові бактерії бобових рослин Rhizobium, ціанобактерії Anabaena, Nostocта ін. Зараз відомо, що цією здатністю володіють багато інших організмів у воді та ґрунті, наприклад, актиноміцети в бульбах вільхи та інших дерев (всього 160 видів). Всі вони перетворюють молекулярний азот на сполуки амонію (NH 4 +). Цей процес вимагає значних витрат енергії (для фіксації 1 г атмосферного азоту бактерії в бульбах бобових витрачають близько 167,5 кДж, тобто окислюють приблизно 10 г глюкози). Таким чином, видно взаємну користь від симбіозу рослин і азотфіксуючих бактерій — перші надають другим «місце для проживання» і забезпечують отриманим в результаті фотосинтезу «паливом» — глюкозою, другі забезпечують необхідний рослинам азот у засвоюваній ними формі.

Азот у формі аміаку та сполук амонію, що виходить у процесах біогенної азотфіксації, швидко окислюється до нітратів та нітритів (цей процес носить назву нітрифікації). Останні, не пов'язані тканинами рослин (і далі по харчовому ланцюгу травоїдними та хижаками), недовго залишаються у ґрунті. Більшість нітратів і нітритів добре розчиняються, тому вони змиваються водою і зрештою потрапляють у світовий океан (цей потік оцінюється в 2,5-8 · 107 т/рік).

Азот, включений у тканини рослин і тварин, після їх загибелі піддається амоніфікації (розкладу містять складні сполуки з виділенням аміаку та іонів амонію) і денітрифікації тобто виділенню атомарного азоту, а також його оксидів. Ці процеси цілком відбуваються завдяки діяльності мікроорганізмів в аеробних та анаеробних умовах.

У відсутність діяльності людини процеси зв'язування азоту та нітрифікації практично повністю врівноважені протилежними реакціями денітрифікації. Частина азоту надходить в атмосферу з мантії з виверженнями вулканів, частина міцно фіксується в ґрунтах та глинистих мінералах, крім того, постійно йде витік азоту з верхніх шарів атмосфери у міжпланетний простір.

Токсикологія азоту та його сполук

Сам по собі атмосферний азот досить інертний, щоб безпосередньо впливати на організм людини і ссавців. Тим не менш, при підвищеному тиску він викликає наркоз, сп'яніння або ядуху (при нестачі кисню); при швидкому зниженні тиску азот викликає кесонну хворобу.

Багато сполук азоту дуже активні і нерідко токсичні.

Отримання

У лабораторіях його можна отримувати за реакцією розкладання нітриту амонію:

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Реакція екзотермічна йде з виділенням 80 ккал (335 кДж), тому потрібно охолодження судини при її протіканні (хоча для початку реакції потрібно нагрівання нітриту амонію).

Практично цю реакцію виконують, додаючи по краплях насичений розчин нітриту натрію в нагрітий насичений розчин сульфату амонію, при цьому нітрит амонію, що утворюється в результаті обмінної реакції, миттєво розкладається.

Газ, що виділяється при цьому, забруднений аміаком, оксидом азоту (I) і киснем, від яких його очищають, послідовно пропускаючи через розчини сірчаної кислоти, сульфату заліза (II) і над розпеченою міддю. Потім азот осушують.

Ще один лабораторний спосіб одержання азоту - нагрівання суміші дихромату калію та сульфату амонію (у співвідношенні 2:1 за масою). Реакція йде за рівняннями:

K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 SO 4 = (NH 4) 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 →(t) Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

Найчистіший азот можна отримати розкладанням азидів металів:

2NaN 3 →(t) 2Na + 3N 2

Так званий «повітряний», або «атмосферний» азот, тобто суміш азоту з благородними газами, одержують шляхом реакції повітря з розпеченим коксом:

O 2 + 4N 2 + 2C → 2CO + 4N 2

При цьому виходить так званий «генераторний», або «повітряний», газ – сировина для хімічних синтезів та паливо. За потреби з нього можна виділити азот, поглинувши монооксид вуглецю.

Молекулярний азот у промисловості отримують фракційною перегонкою рідкого повітря. Цим методом можна отримати і "атмосферний азот". Також широко застосовуються азотні установки, в яких використовується метод адсорбційного та мембранного газорозділу.

Один з лабораторних способів – пропускання аміаку над оксидом міді (II) при температурі ~700°С:

2NH 3 + 3CuO → N 2 + 3H 2 O + 3Cu

Аміак беруть з насиченого розчину при нагріванні. Кількість CuO у 2 рази більша за розрахунковий. Безпосередньо перед застосуванням азот очищають від домішки кисню та аміаку пропусканням над міддю та її оксидом (II) (теж ~700°C), потім сушать концентрованою сірчаною кислотою та сухою лугом. Процес відбувається досить повільно, але він того вартий: газ виходить дуже чистий.

Властивості

Фізичні властивості

Оптичний лінійний емісійний спектр азоту

За нормальних умов азот є безбарвним газом, не має запаху, мало розчинний у воді (2,3 мл/100г при 0 °C, 0,8 мл/100г при 80 °C).

У рідкому стані (темп. кипіння -195,8 ° C) - безбарвна, рухлива, як вода, рідина. При контакті з повітрям поглинає кисень.

При -209,86 °C азот перетворюється на тверде стан як снігоподібної маси чи великих білосніжних кристалів. При контакті з повітрям поглинає кисень, при цьому плавиться, утворюючи розчин кисню в азоті.

Відомі три кристалічні модифікації твердого азоту. В інтервалі 36,61 - 63,29 К існує фаза β-N 2 з щільною гексагональною упаковкою, просторова група P6 3 /mmc, Параметри решітки a = 3,93 Å і c = 6,50 Å. При температурі нижче 36,61 К стійка фаза α-N 2 з кубічними гратами, що має просторову групу Pa3 або P2 1 3 і період a=5,660 Å. Під тиском понад 3500 атмосфер і температури нижче 83 K утворюється гексагональна фаза γ-N 2 .

Хімічні властивості, будова молекули

Азот у вільному стані існує у формі двоатомних молекул N 2 , електронна конфігурація яких описується формулою σ s ²σ s *2 π x, y 4 σ z ², що відповідає потрійному зв'язку між молекулами азоту N N (довжина зв'язку d N N = 0,1095 нм). Внаслідок цього молекула азоту вкрай міцна для реакції дисоціації. N 2 ↔ 2Nпитома ентальпія освіти ΔH° 298 =945 кДж, константа швидкості реакції До 298 =10 -120 тобто дисоціація молекул азоту за нормальних умов практично не відбувається (рівновагу практично повністю зсунуто вліво). Молекула азоту неполярна і слабо поляризується, сили взаємодії між молекулами дуже слабкі, тому у звичайних умовах азот газоподібний.

Навіть за 3000 °C ступінь термічної дисоціації N 2 становить лише 0,1 %, і лише за температури близько 5000 °C сягає кількох відсотків (при нормальному тиску). У високих прошарках атмосфери відбувається фотохімічна дисоціація молекул N 2 . У лабораторних умовах можна отримати атомарний азот, пропускаючи газоподібний N2 при сильному розрядженні через поле високочастотного електричного розряду. Атомарний азот набагато активніший за молекулярний: зокрема, при звичайній температурі він реагує з сіркою, фосфором, миш'яком і з рядом металів, наприклад, з .

Внаслідок великої міцності молекули азоту багато його сполук ендотермічні, ентальпія їх утворення негативна, а сполуки азоту термічно малостійкі і досить легко розкладаються при нагріванні. Саме тому азот на Землі перебуває здебільшого у вільному стані.

Через свою значну інертність азот при звичайних умовах реагує тільки з літієм :

6Li + N 2 → 2Li 3 N,

при нагріванні він реагує з деякими іншими металами та неметалами, також утворюючи нітриди:

3Mg + N 2 → Mg 3 N 2 ,

Найбільше практичне значення має нітрид водню (аміак):

Промислове зв'язування атмосферного азоту

З'єднання азоту надзвичайно широко використовуються в хімії, неможливо навіть перерахувати всі області, де знаходять застосування речовини, що містять азот: це індустрія добрив, вибухових речовин, барвників, медикаментів та ін. Хоча колосальні кількості азоту доступні у буквальному значенні слова «з повітря», через описаної вище міцності молекули азоту N 2 довгий час залишалася невирішеною завдання отримання сполук, що містять азот, з повітря; Більшість сполук азоту видобувалася з його мінералів, як-от чилійська селітра. Однак скорочення запасів цих корисних копалин, а також зростання потреби у сполуках азоту змусило форсувати роботи з промислового зв'язування атмосферного азоту.

Найбільш поширеним є аміачний спосіб зв'язування атмосферного азоту. Оборотна реакція синтезу аміаку:

3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3

екзотермічна (тепловий ефект 92 кДж) і йде зі зменшенням об'єму, тому для зсуву рівноваги вправо відповідно до принципу Ле Шательє — Брауна необхідне охолодження суміші та високий тиск. Однак з кінетичної точки зору зниження температури невигідно, тому що при цьому сильно знижується швидкість реакції - вже при 700 ° C швидкість реакції занадто мала для її практичного використання.

У таких випадках використовується каталіз, оскільки відповідний каталізатор дозволяє збільшити швидкість реакції без зсуву рівноваги. У процесі пошуку відповідного каталізатора було випробувано близько 20 тисяч різних сполук. За сукупністю властивостей (каталітична активність, стійкість до отруєння, дешевизна) найбільшого застосування отримав каталізатор на основі металевого заліза з домішками оксидів алюмінію та калію. Процес ведуть при температурі 400-600 ° С і тиску 10-1000 атмосфер.

Слід зазначити, що при тисках вище 2000 атмосфер синтез аміаку із суміші водню та азоту йде з високою швидкістю та без каталізатора. Наприклад, при 850 °C та 4500 атмосфер вихід продукту становить 97 %.

Існує ще один, менш поширений спосіб промислового зв'язування атмосферного азоту — ціанамідний метод, заснований на реакції карбіду кальцію з азотом при 1000 °C. Реакція відбувається за рівнянням:

CaC 2+N 2 → CaCN 2+C.

Реакція екзотермічна, її тепловий ефект 293 кДж.

Щорічно з атмосфери Землі промисловим шляхом відбирається приблизно 1 10 6 т азоту. Детально процес отримання азоту викладено тут.

З'єднання азоту

Ступені окислення азоту в сполуках -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5.

Сполуки азоту в ступені окислення -3 представлені нітридами, з яких практично найбільш важливий аміак;
З'єднання азоту в ступені окислення −2 менш характерні, представлені пернітридами, з яких найважливіший пернітрид водню N2H4 або гідразин (є також вкрай нестійкий пернітрид водню N2H2, діімід);
З'єднання азоту в ступені окислення -1 NH2OH (гідроксиламін) - нестійка основа, що застосовується, поряд з солями гідроксиламонію, в органічному синтезі;
З'єднання азоту в ступені окислення +1 оксид азоту (I) N2O (закис азоту, газ, що веселить);
Сполуки азоту в ступені окислення +2 оксид азоту (II) NO (монооксид азоту);
Сполуки азоту в ступені окислення +3 оксид азоту (III) N2O3, азотиста кислота, похідні аніону NO2-, трифторид азоту NF3;
Сполуки азоту в ступені окислення +4 оксид азоту (IV) NO2 (діоксид азоту, бурий газ);
З'єднання азоту в ступені окислення +5 - оксид азоту (V) N2O5, азотна кислота та її солі - нітрати та ін.

Використання та застосування

Слабокиплячий рідкий азот у металевій склянці.

Рідкий азот застосовується як холодоагент і для кріотерапії.

Промислові застосування газоподібного азоту зумовлені його інертними властивостями. Газоподібний азот пожежо- та вибухобезпечний, перешкоджає окисленню, гниття. У нафтохімії азот застосовується для продування резервуарів і трубопроводів, перевірки роботи трубопроводів під тиском, збільшення вироблення родовищ. У гірничодобувній справі азот може використовуватися для створення в шахтах вибухобезпечного середовища, розпирання пластів породи. У виробництві електроніки азот застосовується для продування областей, що не допускають наявності кисню, що окислює. Якщо в процесі, що традиційно проходить з використанням повітря, окислення або гниття є негативними факторами - азот може успішно замістити повітря.

Важливою областю застосування азоту є його використання для подальшого синтезу найрізноманітніших сполук, що містять азот, таких, як аміак, азотні добрива, вибухові речовини, барвники і т.п. коксу з коксових батарей, а також для передавлення палива в ракетах з баків в насоси або двигуни.

У харчовій промисловості азот зареєстрований як харчова добавка E941, як газове середовище для пакування та зберігання, холодоагент, а рідкий азот застосовується при розливі олій та негазованих напоїв для створення надлишкового тиску та інертного середовища у м'якій тарі.

Рідкий азот часто демонструється в фільмах як речовина, здатного миттєво заморозити досить великі об'єкти. Це поширена помилка. Навіть для заморожування квітки потрібен досить тривалий час. Це частково пов'язано з дуже низькою теплоємністю азоту. З цієї ж причини дуже важко охолоджувати, скажімо, замки до -196 ° C і розколювати їх одним ударом.

Літр рідкого азоту, випаровуючись та нагріваючись до 20 °C, утворює приблизно 700 літрів газу. Тому рідкий азот зберігають у спеціальних судинах Дьюара з вакуумною ізоляцією відкритого типу або кріогенних ємностях під тиском. На цьому ж факті засновано принцип гасіння пожеж рідким азотом. Випаровуючись, азот витісняє кисень, необхідний для горіння, і пожежа припиняється. Оскільки азот, на відміну води, піни чи порошку, просто випаровується і вивітрюється, азотне пожежогасіння — найефективніший з погляду збереження цінностей механізм гасіння пожеж.

Заморожування рідким азотом живих істот з можливістю подальшого розморожування їх проблематична. Проблема полягає у неможливості заморозити (і розморозити) істота досить швидко, щоб неоднорідність заморозки не позначилася на її життєвих функціях. Станіслав Лем, фантазуючи на цю тему в книзі «Фіаско», вигадав екстрену систему заморожування азотом, в якій шланг з азотом, вибиваючи зуби, встромлявся в рот астронавта і всередину його подавався рясний потік азоту.

Маркування балонів

Балони з азотом пофарбовані в чорний колір, повинні мати напис жовтого кольору та коричневу смугу (норми

Азот(від грецьк. azoos - млявий, лат. nitrogenium), n, хімічний елемент v групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 7, атомна маса 14,0067; безбарвний газ, що не має запаху та смаку.

Історична довідка. Сполуки А. - селітра, азотна кислота, аміак - були відомі задовго до отримання А. у вільному стані. У 1772 Д. Резерфорд, спалюючи фосфор та ін. речовини в скляному дзвоні, показав, що газ, названий ним «задушливим повітрям», що залишається після згоряння, не підтримує дихання і горіння. У 1787 А. Лавуазьє встановив, що "життєвий" і "задушливий" гази, що входять до складу повітря, це прості речовини, і запропонував назву "А.". У 1784 р. Кавендіш показав, що А. входить до складу селітри; звідси і походить латинська назва А. (від пізньолатинське nitrum - селітра і грецьке gennao - народжую, виготовляю), запропоноване в 1790 Ж. А. Шапталем. На початку 19 в. були з'ясовані хімічна інертність А. у вільному стані та виняткова роль його у сполуках з ін. елементами як зв'язаний азот. З того часу «зв'язування» А. повітря стало однією з найважливіших технічних проблем хімії.

Поширеність у природі. А. - один із найпоширеніших елементів на Землі, причому основна його маса (близько 4? 10 15 т) зосереджена у вільному стані атмосфері.У повітрі вільний А. (у вигляді молекул n 2) становить 78,09% за обсягом (або 75,6% за масою), не рахуючи незначних домішок його у вигляді аміаку та оксидів. Середній вміст А. в літосфері 1,9? 10 -3% за масою. Природні сполуки А. - хлористий амоній nh 4 cl та різні нітрати. Великі скупчення селітри характерні для сухого безлюдного клімату (Чилі, Середня Азія). Довгий час селітри були головним постачальником А. для промисловості (зараз основне значення для зв'язування А. має промисловий синтез аміакуз А. повітря та водню). Невеликі кількості пов'язаного А. знаходяться у кам'яному куті (1-2,5%) та нафти (0,02-1,5%), а також у водах річок, морів та океанів. А. накопичується в ґрунтах (0,1%) та в живих організмах (0,3%).

Хоча назва «А.» означає «не підтримує життя», насправді це - необхідний елемент життєдіяльності. У білку тварин і людини міститься 16 - 17% А. В організмах м'ясоїдних тварин білок утворюється за рахунок білкових речовин, що споживаються, наявних в організмах травоїдних тварин і в рослинах. Рослини синтезують білок, засвоюючи азотисті речовини, що містяться в грунті, головним чином неорганічні. Значні кількості А. надходять у ґрунт завдяки азотфіксуючим мікроорганізмам,здатним переводити вільний А. повітря на сполуки А.

У природі здійснюється кругообіг А., головну роль в якому відіграють мікроорганізми - нітрофіцірующие, денітрофіцірующие, азотфіксуючі та ін. Проте в результаті вилучення з ґрунту рослинами величезної кількості пов'язаного А. (особливо при інтенсивному землеробстві) грунти виявляються збідненими А. Дефіцит А. характерний для землеробства майже всіх країн, спостерігається дефіцит А. та у тваринництві («білкове голодування»). На ґрунтах, бідних на доступний А., рослини погано розвиваються. Азотні добривата білкове підживлення тварин - найважливіший засіб підйому сільського господарства. Господарська діяльність людини порушує кругообіг А. Так, спалювання палива збагачує атмосферу А., а заводи, що виробляють добрива, пов'язують А. повітря. Транспортування добрив та продуктів сільського господарства перерозподіляє А. на поверхні землі.

А.- четвертий за поширеністю елемент Сонячної системи (після водню, гелію та кисню).

Ізотопи, атом, молекули. Природний А. складається з двох стабільних ізотопів: 14n (99,635%) та 15n (0,365%). Ізотоп 15 n застосовують у хімічних та біохімічних дослідженнях як міченого атома.Зі штучних радіоактивних ізотопів А. найбільший період напіврозпаду має 13 n (t 1/2 = 10,08 хв) , інші дуже короткоживучі. У верхніх шарах атмосфери, під дією нейтронів космічного випромінювання, 14 n перетворюється на радіоактивний ізотоп вуглецю 14 c. Цей процес використовують і ядерних реакціях для отримання 14 c. Зовнішня електронна оболонка атома А. складається з 5 електронів (одної неподіленої пари та трьох неспарених - конфігурація 2 s 2 2 p 3) . Найчастіше А. у сполуках З-ковалентен за рахунок неспарених електронів (як в аміаку nh 3). Наявність неподіленої пари електронів може призводити до утворення ще одного ковалентного зв'язку, і А. стає 4-ковалентним (як іоні амонію nh 4 +). Ступені окислення А. змінюються від +5 (n 2 0 5) до -3 (n 3). У звичайних умовах у вільному стані А. утворює молекулу n 2 де атоми n пов'язані трьома ковалентними зв'язками. Молекула А. дуже стійка: енергія дисоціації її на атоми становить 942,9 кдж/моль (225,2 ккал/моль) , тому навіть за tблизько 3300 ° С ступінь дисоціації А. становить лише близько 0,1%.

Фізичні та хімічні властивості. А. трохи легше за повітря; щільність 1,2506 кг/м 3(при 0°С та 101325 н/м2або 760 мм рт. ст.) , t пл-209,86 ° С, t кіп-195,8°C. А. зріджується: його критична температура досить низька (-147,1 ° С), а критичний тиск високо 3,39 Мн/м 2 (34,6 кгс/см 2); щільність рідкого А. 808 кг(м3).У воді А. менш розчинний, ніж кисень: при 0°С 1 м 3Н 2 Про розчиняється 23,3 гА. Краще, ніж у воді, А. розчинний у деяких вуглеводнях.

Тільки з такими активними металами, як літій, кальцій, магній А. взаємодіє при нагріванні до порівняно невисоких температур. З більшістю інших елементів А. реагує при високій температурі та у присутності каталізаторів. Добре вивчені сполуки А. з киснем n 2 o, no, n 2 o 3 , no2 і n 2 o 5. З них при безпосередній взаємодії елементів (4000°c) утворюється окис no, який при охолодженні окислюється легко далі до двоокису no 2 . У повітрі оксиди А. утворюються при атмосферних розрядах. Їх можна отримати також дією на суміш А. з киснем іонізуючих випромінювань. При розчиненні у воді азотистого n 2 Про 3 і азотного n 2 Про 5 ангідридів відповідно виходять азотиста кислота hno2 та азотна кислота hno 3 утворюють солі - нітритиі нітрати. З воднем А. з'єднується лише за високої температури і у присутності каталізаторів, у своїй утворюється аміак nh 3 . Крім аміаку, відомі інші численні сполуки А. з воднем, наприклад гідразин h 2 n-nh 2 , діімід hn=nh, азотистоводнева кислота hn 3 (h-n=n ? n), октазон n 8 h 14 та ін; більшість сполук А. з воднем виділено лише органічних похідних. З галогенами А. безпосередньо не взаємодіє, тому всі галогеніди А. отримують лише непрямим шляхом, наприклад, фтористий азот nf 3 - при взаємодії фтору з аміаком. Як правило, галогеніди А. – малостійкі сполуки (за винятком nf 3); більш стійкі оксигалогеніди А. - nof, noci, nobr, n02f і no2ci. З сіркою також не відбувається безпосереднього з'єднання А.; азотиста сірка n 4 s 4 виходить внаслідок реакції рідкої сірки з аміаком. При взаємодії розпеченого коксу з А. утворюється ціан(cn).;. Нагріванням А. з ацетиленом c 2 h 2 до 1500°C може бути отриманий ціаністий водень hcn. Взаємодія А. з металами при високих температурах призводить до утворення нітридів(наприклад, mg 3 n 2).

При дії на звичайний А. електричних розрядів [тиск 130 – 270 н/м2(1- 2 мм рт.ст)] або при розкладанні нітридів В, ti, mg і Са, а також при електричних розрядах у повітрі може утворитися активний А., що є сумішшю молекул і атомів А., що володіють підвищеним запасом енергії. На відміну від молекулярного, активний А. дуже енергійно взаємодіє з киснем, воднем, парами сірки, фосфором та деякими металами.

А. входить до складу дуже багатьох найважливіших органічних сполук ( аміни, амінокислоти, нітросполукита ін.).

Отримання та застосування. У лабораторії А. легко може бути отриманий при нагріванні концентрованого розчину нітриту амонію: nh4no2 = n 2 + 2h 2 О. Технічний спосіб отримання А. заснований на розділенні попередньо зрідженого повітря, яке піддається розгонці.

Основна частина вільного А. використовується для промислового виробництва аміаку, який потім у значних кількостях переробляється на азотну кислоту, добрива, вибухові речовини і т. д. Крім прямого синтезу аміаку з елементів, промислове значення для зв'язування А. повітря має розроблений в 1905 ціанамідний метод, заснований на тому, що при 1000°C карбід кальцію(одержуваний розжарюванням суміші вапна та вугілля в електричній печі) реагує з вільним А.: СаС + n -= cacn + С. ціанамід кальціюпри дії перегрітої водяної пари розкладається з виділенням аміаку:

cacn + ДТ 2 О = СаСО 3 +2nh 3 .

Вільний А. застосовують у багатьох галузях промисловості: як інертне середовище при різноманітних хімічних та металургійних процесах, для заповнення вільного простору в ртутних термометрах, при перекачуванні горючих рідин тощо. буд. Рідкий А. знаходить застосування в різних холодильних установках. Його зберігають і транспортують у сталевих судинах Дьюара, газоподібний А. у стислому вигляді – у балонах. Широко застосовують багато сполук А. виробництво пов'язаного А. стало посилено розвиватися після 1-ї світової війни і зараз досягло величезних масштабів.

Літ.:Некрасов Би. Ст, Основи загальної хімії, т. 1, М., 1965; Ремі Р., Курс неорганічної хімії, пров. з нім., т. 1, М., 1963: Хімія та технологія зв'язаного азоту, [М.-Л.], 1934; КХЕ, т. 1, М.,1961.

Властивості елементів V-A підгрупи

Елемент	Азот N	Фосфор Р	Миш'як As	Сурма Sb	Вісмут Bi
Властивість
Порядковий номер елемента	7	15	33	51	83
Відносна атомна маса	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Температура плавлення, 0	-210	44,1 (білий)	817 (4МПа)	631	271
Температура кипіння, 0	-196	280 (білий)	613	1380	1560
Щільність г/см 3	0,96 (твердий)	1,82 (білий)	5,72	6,68	9,80
Ступені окислення	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Будова атомів хімічних елементів

Назва хімічного елемента	Схема будови атома	Електронна будова останнього енергорівня	Формула вищого оксиду R 2 O 5	Формула летючого водневого з'єднання RH 3
1. Азот	N+7) 2) 5	…2s 2 2p 3	N 2 O 5	NH 3
2. Фосфор	P+15) 2) 8) 5	…3s 2 3p 3	P 2 O 5	PH 3
3. Миш'як	As+33) 2) 8) 18) 5	…4s 2 4p 3	As 2 O 5	AsH 3
4. Сурма	Sb+51) 2) 8) 18) 18) 5	…5s 2 5p 3	Sb 2 O 5	SbH 3
5. Вісмут	Bi+83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	…6s 2 6p 3	Bi 2 O 5	BiH 3

Наявність трьох неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні пояснює те, що в нормальному незбудженому стані валентність елементів підгрупи азоту дорівнює трьом.

У атомів елементів підгрупи азоту (крім азоту - зовнішній рівень азоту складається лише з двох підрівнів - 2s і 2p) на зовнішніх енергетичних рівнях є вакантні осередки d-підрівня, тому вони можуть розпарити один електрон з s-підрівня і перенести його на d-підрівень . Таким чином, валентність фосфору, миш'яку, сурми та вісмуту дорівнює 5.

Елементи групи азоту утворюють з воднем сполуки складу RH 3 , а з киснем оксиди виду - R 2 O 3 і R 2 O 5 . Оксидам відповідають кислоти HRO 2 і HRO 3 (і ортокислоти H 3 PO 4 крім азоту).

Вищий ступінь окислення цих елементів дорівнює +5, а нижчий -3.

Так як заряд ядра атомів збільшується, кількість електронів на зовнішньому рівні постійно, число енергетичних рівнів в атомах зростає і радіус атома збільшується від азоту до вісмуту, тяжіння негативних електронів до позитивного ядру слабшає і здатність до віддачі електронів збільшується, і, отже, в підгрупі азоту зростанням порядкового номера неметалеві властивості зменшуються, а металеві посилюються.

Азот – неметал, вісмут – метал. Від азоту до вісмуту міцність сполук RH 3 зменшується, а міцність кисневих сполук зростає.

Найбільше значення серед елементів підгрупи азоту мають азот та фосфор .

Азот, фізичні та хімічні властивості, отримання та застосування

1. Азот – хімічний елемент

N +7) 2) 5

1 s 2 2 s 2 2 p 3 незавершений зовнішній рівень, p -Елемент, неметал

Ar (N) = 14

2. Можливі ступені окислення

Із-за наявності трьох неспарених електронів азот дуже активний, знаходиться лише у вигляді сполук. Азот виявляє в сполуках ступеня окиснення від «-3» до «+5»

3. Азот – проста речовина, будова молекули, фізичні властивості

Азот (від грец. ᶀ ζωτος - неживий, лат. Nitrogenium), замість попередніх назв («флогістоване», «мефітичне» та «зіпсоване» повітря) запропонував у 1787 Антуан Лавуазьє . Як показано вище, тоді вже було відомо, що азот не підтримує ні горіння, ні дихання. Цю властивість і визнали найважливішою. Хоча згодом з'ясувалося, що азот, навпаки, украй необхідний для всіх живих істот, назва збереглася у французькій та російській мовах.

N 2 – ковалентний неполярний зв'язок, потрійний (σ, 2π), молекулярні кристалічні грати

Висновок:

1. Мала реакційна здатність за нормальної температури

2. Газ, без кольору, запаху, легше за повітря

Mr ( B повітря)/ Mr ( N 2 ) = 29/28

4. Хімічні властивості азоту

N – окислювач (0 → -3)	N – відновник (0 → +5)
1. З металами утворюються нітриди Mx N y - при нагріванні з Mg і лужно-земельними та лужними: 3С a + N 2= Ca 3 N 2 (при t) - c Li у до t кімнатної Нітриди розкладаються водою Са 3 N 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3 2. З воднем 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (Умови - T, p, kat)	N 2 + O 2 ↔ 2 NO – Q (При t = 2000 C) Азот не реагує із сіркою, вуглецем, фосфором, кремнієм та деякими іншими неметалами.

5. Отримання:

У промисловості азот одержують із повітря. Для цього повітря спочатку охолоджують, скраплюють, а рідке повітря піддають перегонці (дистиляції). Температура кипіння азоту трохи нижче (-195,8 ° C), ніж іншого компонента повітря - кисню (-182,9 ° C), тому при обережному нагріванні рідкого повітря азот випаровується першим. Споживачам газоподібний азот постачають у стислому вигляді (150 атм. або 15 МПа) у чорних балонах, що мають жовтий напис «азот». Зберігають рідкий азот у судинах Дьюара.

В лабораторіїчистий («хімічний») азот одержують додаючи при нагріванні насичений розчин хлориду амонію NH 4 Cl до твердого нітриту натрію NaNO 2:

NaNO 2 + NH 4 Cl = NaCl + N 2 + 2H 2 O.

Можна також нагрівати твердий нітрит амонію:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. ДОСВІД

6. Застосування:

У промисловості газ азот використовують головним чином отримання аміаку. Як хімічно інертний газ азот застосовують для забезпечення інертного середовища в різних хімічних та металургійних процесах при перекачуванні горючих рідин. Рідкий азот широко використовують як холодоагент, його застосовують у медицині, особливо у косметології. Важливе значення у підтримці родючості ґрунтів мають азотні мінеральні добрива.

7. Біологічна роль

Азот є елементом, необхідним існування тварин і рослин, він входить до складубілків (16-18 % за масою), амінокислот, нуклеїнових кислот, нуклеопротеїдів,хлорофілу,гемоглобіну та ін У складі живих клітин за кількістю атомів азоту близько 2%, за масовою часткою - близько 2,5% (четверте місце після водню, вуглецю та кисню). У зв'язку з цим значна кількість зв'язаного азоту міститься в живих організмах, «мертвій органіці» та дисперсній речовині морів та океанів. Ця кількість оцінюється приблизно в 1,9 10 11 т. В результаті процесів гниття і розкладання азотовмісної органіки, за умови сприятливих факторів навколишнього середовища, можуть утворитися природні поклади корисних копалин, що містять азот, наприклад, «чилійськаселітраN 2 → Li 3 N → NH 3

№2. Складіть рівняння реакції взаємодії азоту з киснем, магнієм та воднем. Для кожної реакції складіть електронний баланс, вкажіть окислювач та відновник.

№3. В одному циліндрі знаходиться газ азот, в іншому – кисень, а в третьому – вуглекислий газ. Як розрізнити ці гази?

№4. У деяких горючих газах міститься у вигляді домішки вільний азот. Чи може при згорянні таких газів у звичайних газових плитах утворитись оксид азоту (II). Чому?

АЗОТ, N (лат. Nitrogenium * а. nitrogen; н. Stickstoff; ф. azote, nitrogene; і. nitrogeno), - хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 7, атомна маса 14,0067. Відкритий 1772 англійським дослідником Д. Резерфордом.

Властивості азоту

За звичайних умов азот - газ без кольору та запаху. Природний азот складається з двох стабільних ізотопів: 14 N (99,635%) та 15 N (0,365%). Молекула азоту двоатомна; атоми пов'язані ковалентним потрійним зв'язком NN. Діаметр молекули азоту, визначений у різний спосіб, 3,15-3,53 А. Молекула азоту дуже стійка - енергія дисоціації 942,9 кДж/моль.

Молекулярний азот

Константи молекулярного азоту: f плавлення - 209,86 ° С, f кипіння - 195,8 ° С; щільність газоподібного азоту 1,25 кг/м 3 рідкого - 808 кг/м 3 .

Характеристика азоту

У твердому стані азот існує у двох модифікаціях: кубічній а-формі з щільністю 1026,5 кг/м 3 та гексагональної b-формі з щільністю 879,2 кг/м 3 . Теплота плавлення 25,5 кДж/кг, теплота випаровування 200 кДж/кг. Поверхневе натягування рідкого азоту в контакті з повітрям 8,5.10 -3 Н/м; діелектрична проникність 1,000538. Розчинність азоту у воді (см 3 на 100 мл Н 2 Про): 2,33 (0°С), 1,42 (25°С) та 1,32 (60°С). Зовнішня електронна оболонка атома азоту складається із 5 електронів. Ступені окислення азоту змінюються від 5 (N 2 Про 5) до -3 (NH 3).

З'єднання азоту

Азот за нормальних умов може реагувати із сполуками перехідних металів (Ti, V, Mo та інших.), утворюючи комплекси чи відновлюючись із заснуванням аміаку і гидразина. З такими активними металами, як азот взаємодіє при нагріванні до порівняно невисоких температур. З більшістю інших елементів азот реагує при високій температурі та у присутності каталізаторів. Добре вивчені сполуки азоту з: N 2 Про, NO, N 2 Про 5 . З азот з'єднується тільки при високій температурі та у присутності каталізаторів; при цьому утворюється аміак NH3. З галогенами азот безпосередньо не взаємодіє; тому всі галогеніди азоту одержують лише непрямим шляхом, наприклад фтористий азот NF 3 - при взаємодії з аміаком. Із сіркою також не відбувається безпосередньої сполуки азоту. При взаємодії розжареного з азотом утворюється ціан (CN) 2 . При дії на звичайний азот електричних розрядів, а також при електричних розрядах у повітрі може утворитися активний азот, що є сумішшю молекул і атомів азоту, що володіють підвищеним запасом енергії. Активний азот дуже енергійно взаємодіє з киснем, воднем, парами і деякими металами.

Азот - один з найпоширеніших елементів на Землі, причому основна його маса (близько 4.10 15 т) зосереджена у вільному стані. Щорічно при вулканічній діяльності в атмосферу виділяється 2.10 6 т азоту. Незначна частина азоту концентрується (середній вміст у літосфері 1,9.10 -3 %). Природні сполуки азоту - хлористий амоній та різні нітрати (селітри). Нітриди азоту можуть утворюватися тільки при високих температурах і тисках, що, мабуть, мало місце на ранніх стадіях розвитку Землі. Великі скупчення селітри зустрічаються лише за умов сухого пустельного клімату ( , та інших.). Невеликі кількості зв'язаного азоту перебувають у (1-2,5%) та (0,02-1,5%), а також у водах річок, морів та океанів. Азот накопичується у ґрунтах (0,1 %) та живих організмах (0,3 %). Азот входить до складу білкових молекул та багатьох природних органічних сполук.

Кругообіг азоту в природі

У природі здійснюється кругообіг азоту, який включає цикл молекулярного атмосферного азоту в біосфері, цикл в атмосфері хімічно зв'язаного азоту, кругообіг похованого з органічною речовиною поверхневого азоту в літосфері з поверненням його назад в атмосферу. Азот для промисловості раніше видобувався цілком із родовищ природних селітр, кількість яких у світі дуже обмежена. Особливо великі поклади азоту як азотнокислого натрію перебувають у Чилі; видобуток селітри в окремі роки становив понад 3 млн. т.