Азот: характеристика, химические свойства, физические свойства, соединения, место в природе. Азот в организме человека

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.

Химический элемент азот образует только одно простое вещество. Данное вещество является газообразным и образовано двухатомными молекулами, т.е. имеет формулу N 2 . Не смотря то, что химический элемент азот имеет высокую электроотрицательность, молекулярный азот N 2 является крайне инертным веществом. Обусловлен данный факт тем, что в молекуле азота имеет место крайне прочная тройная связь (N≡N). По этой причине практически все реакции с азотом протекают только при повышенных температурах.

Взаимодействие азота с металлами

Единственное вещество, которое реагирует с азотом в обычных условиях – литий:

Интересным является тот факт, что с остальными активными металлами, т.е. щелочными и щелочноземельными, азот реагирует только при нагревании:

Взаимодействие азота с металлами средней и низкой активности (кроме Pt и Au) также возможно, однако требует несравнимо более высоких температур.

Взаимодействие азота с неметаллами

Азот реагирует с водородом при нагревании в присутствии катализаторов. Реакция является обратимой, поэтому для повышения выхода аммиака в промышленности процесс ведут при высоком давлении:

Как восстановитель азот реагирует со фтором и кислородом. Со фтором реакция идет при действии электрического разряда:

С кислородом реакция идет под действием электрического разряда или при температуре более 2000 о С и является обратимой:

Из неметаллов азот не реагирует с галогенами и серой.

Взаимодействие азота со сложными веществами

Химические свойства фосфора

Существует несколько аллотропных модификаций фосфора., в частности белый фосфор, красный фосфор и черный фосфор.

Белый фосфор образован четырехатомными молекулами P 4 , не является устойчивой модификацией фосфора. Ядовит. При комнатной температуре мягкий и подобно воску легко режется ножом. На воздухе медленно окисляется, и из-за особенностей механизма такого окисления светится в темноте (явление хемилюминесценции). Даже при слабом нагревании возможно самопроизвольное воспламенение белого фосфора.

Из всех аллотропных модификаций белый фосфор наиболее активен.

Красный фосфор состоит из длинных молекул переменного состава P n . В некоторых источниках указывается то, что он имеет атомное строение, но корректнее все-таки считать его строение молекулярным. Вследствие особенностей строения является менее активным веществом по сравнению с белым фосфором, в частности в отличие от белого фосфора на воздухе окисляется значительно медленнее и для его воспламенения требуется поджиг.

Черный фосфор состоит из непрерывных цепей P n и имеет слоистую структуру схожую со структурой графита, из-за чего и внешне похож на него. Данная аллотропная модификация имеет атомное строение. Самый устойчивый из всех аллотропных модификаций фосфора, наиболее химически пассивен. По этой причине, рассмотренные ниже химические свойства фосфора следует относить прежде всего к белому и красному фосфору.

Взаимодействие фосфора с неметаллами

Реакционная способность фосфора является более высокой, чем у азота. Так, фосфор способен гореть после поджига при обычных условиях, образуя кислотный оксид Р 2 O 5:

а при недостатке кислорода оксид фосфора (III):

Реакция с галогенами также протекает интенсивно. Так, при хлорировании и бромировании фосфора в зависимости от пропорций реагентов образуются тригалогениды или пентагалогениды фосфора:

Ввиду существенно более слабых окислительных свойства йода по сравнению с остальными галогенами, возможно окисление фосфора йодом только до степени окисления +3:

В отличие от азота фосфор с водородом не реагирует .

Взаимодействие фосфора с металлами

Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя фосфиды:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Фосфор окисляется кислотами окислителями, в частности, концентрированными азотной и серной кислотами:

Следует знать, что белый фосфор реагирует с водными растворами щелочей. Однако, ввиду специфичности умение записывать уравнения таких взаимодействий на ЕГЭ по химии пока еще не требовалось.

В нашей семье сладкий перец любят, поэтому и высаживаем его каждый год. Большинство сортов, которые я выращиваю, проверены мною на протяжении не одного сезона, их я культивирую постоянно. А еще каждый год стараюсь попробовать что-то новенькое. Перец - растение теплолюбивое и достаточно прихотливое. О сортовых и гибридных разновидностях вкусного и урожайного сладкого перца, который хорошо у меня растет, и пойдет речь далее. Я проживаю в средней полосе России.

Домашнее цветоводство - не только увлекательный процесс, но и весьма хлопотное хобби. И, как правило, чем больше опыта у цветовода, тем здоровее выглядят его растения. А что делать тем, кто не имеет опыта, но хочет иметь дома комнатные растения – не вытянувшиеся чахлые экземпляры, а красивые и здоровые, не вызывающие чувство вины своим угасанием? Для новичков и цветоводов, не обременённых большим стажем, расскажу об основных ошибках, которые легко избежать.

Пышные сырники на сковороде с бананово-яблочным конфитюром - ещё один рецепт всеми любимого блюда. Чтобы сырники не опадали после приготовления, запомните несколько простых правил. Во-первых, только свежий и сухой творог, во-вторых, никаких разрыхлителей и соды, в-третьих, густота теста - из него можно лепить, оно не тугое, но податливое. Хорошее тесто с малым количеством муки получится только из хорошего творога, а тут снова смотрите пункт «во-первых».

Не секрет, что многие препараты из аптек перекочевали на дачные участки. Их применение, на первый взгляд, кажется таким экзотичным, что некоторыми дачниками воспринимается чуть ли не в штыки. При этом марганцовка - давно известный антисептик, который применяется и в медицине, и в ветеринарии. В растениеводстве раствор марганцовки применяют и как антисептик, и как удобрение. В этой статье расскажем, как правильно использовать марганцовку в саду и огороде.

Мясной салат из свинины с грибами - сельское блюдо, которое частенько можно встретить на праздничном столе в деревне. Этот рецепт с шампиньонами, но если есть возможность использовать лесные грибы, то обязательно готовьте так, будет ещё вкуснее. Много времени тратить на приготовление этого салата не нужно - 5 минут сложить мясо в кастрюлю и ещё 5 минут на нарезку. Всё остальное происходит практически без участия повара - мясо и грибы варятся, остывают, маринуются.

Огурцы хорошо растут не только в теплице или оранжерее, но и в открытом грунте. Обычно посев огурцов производится с середины апреля до середины мая. Сбор урожая в таком случае возможен с середины июля до конца лета. Огурцы не переносят мороза. Вот почему мы не сеем их слишком рано. Однако есть способ приблизить их урожай и отведать сочных красавчиков со своей грядки еще в начале лета или даже в мае. Необходимо только учесть некоторые особенности этого растения.

Полисциас – прекрасная альтернатива классическим пестролистным кустарникам и древесным. Нарядные круглые или перистые листья у этого растения создают поразительно праздничную курчавую крону, а элегантные силуэты и достаточно скромный характер превращают его в прекрасного кандидата на роль самого большого растения в доме. Более крупные листья не мешают ему успешно заменять фикусы Бенджамина и Ко. Тем более что полисциас предлагает куда больше разнообразие.

Тыквенная запеканка с корицей - сочная и невероятно вкусная, немножко похожа на тыквенный пирог, но, в отличие от пирога, она более нежная и просто тает во рту! Это идеальный рецепт сладкой выпечки для семьи, в которой есть дети. Как правило, тыкву малыши не очень любят, зато полакомиться сладеньким никогда не против. Сладкая запеканка из тыквы - вкусный и полезный десерт, который, к тому же, и готовится очень просто и быстро. Попробуйте! Вам понравится!

Живая изгородь - это не только один из важнейших элементов ландшафтного дизайна. Она выполняет и различные защитные функции. Если, например, сад граничит с проезжей дорогой, или неподалеку проходит автотрасса, то живая изгородь просто необходима. «Зеленые стены» защитят сад от пыли, шума, ветра и создадут особый уют и микроклимат. В этой статье рассмотрим оптимальные растения для создания живой изгороди, которая сможет надежно защитить участок от пыли.

Многим культурам в первые недели развития необходима пикировка (и даже не одна), а другим - пересадка «противопоказана». Чтобы «угодить» и тем, и другим, можно использовать не совсем стандартные ёмкости для рассады. Еще один весомый повод их попробовать - экономия средств. В этой статье расскажем, как обойтись без привычных ящиков, горшочков, кассет и таблеток. И обратим внимание на не традиционные, но очень эффективные и интересные ёмкости для рассады.

Полезный овощной суп из краснокочанной капусты с сельдереем, красным луком и свеклой - рецепт вегетарианского супа, который также можно готовить в постные дни. Тем, кто решил сбросить несколько лишних килограммов, я посоветую не добавлять картофель, и немного уменьшить количество оливкового масла (достаточно 1 столовой ложки). Суп получается очень ароматным и густым, а в пост можно подать порцию супчика с постным хлебом - тогда получится сытно и полезно.

Наверняка все уже слышали о популярном термине «хюгге», который пришёл к нам из Дании. Это слово никак не переводится на другие языки мира. Потому что обозначает много всего сразу: уют, счастье, гармонию, душевную атмосферу... В этой северной стране, кстати, большая часть времени в году - пасмурная погода и мало солнца. Ещё и лето короткое. А уровень счастья при этом - один из самых высоких (страна регулярно занимает первое место в общемировом рейтинге ООН).

Мясные шарики в соусе с картофельным пюре - простое второе блюдо, приготовленное по мотивам итальянкой кухни. Более привычное название этого блюда - тефтели или мясные фрикадельки, однако итальянцы (и не только они) называют такие небольшие круглые котлетки мясными шариками. Котлетки сначала обжаривают до золотистой корочки, а затем тушат в густом овощном соусе - получается очень вкусно, просто объедение! Фарш для этого рецепта подходит любой - куриный, говяжий, свиной.

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 (англ. Nitrogen, франц. Azote, нем. Stickstoff) был открыт почти одновременно несколькими исследователями. Кавендиш получил азот из воздуха (1772), пропуская последний через раскаленный уголь, а затем через раствор щелочи для поглощения углекислоты. Кавендиш не дал специального названия новому газу, упоминая о нем как о мефитическом воздухе (лат. - mephitis - удушливое или вредное испарение земли). Официально открытие азота обычно приписывается Резерфорду, опубликовавшему в 1772 г. диссертацию "О фиксируемом воздухе, называемом иначе удушливым", где впервые описаны некоторые химические свойства азота. В эти же годы Шееле получил азот из атмосферного воздуха тем же путем, что и Кавендиш. Он назвал новый газ испорченным воздухом (Verdorbene Luft). Пристли (1775) назвал азот флогистированным воздухом (Air phlogisticated). Лавуазье в 1776-1777 гг. подробно исследовал состав атмосферного воздуха и установил, что 4/5 его объема состоят из удушливого газа (Air mofette).
Лавуазье предложил назвать элемент "азот" от отрицательной греческой приставки "а" и слова жизнь "зоэ", подчеркивая его неспособность поддерживать дыхание. В 1790 году для азота было предложено название "нитроген" (nitrogene - "образующий селитру"), что и стало в дальнейшем основой международного названия элемента (Nitrogenium) и символа азота - N.

Нахождение в природе, получение:

Азот в природе встречается главным образом в свободном состоянии. В воздухе объемная доля его составляет 78,09%, а массовая доля - 75,6%. Соединения азота в небольших количествах содержатся в почвах. Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений. Общее содержание азота в земной коре 0,01%.
В атмосфере азота содержится примерно 4 квадрильона (4·10 15) тонн, а в океанах - около 20 триллионов (20·10 12) тонн. Незначительная часть этого количества - около 100 миллиардов тонн - ежегодно связывается и включается в состав живых организмов. Из этих 100 миллиардов тонн связанного азота только 4 миллиарда тонн содержится в тканях растений и животных - все остальное накапливается в разлагающих микроорганизмах и в конце концов возвращается в атмосферу.
В технике азот получают из воздуха. Для получения азота воздух переводят в жидкое состояние, а затем испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (t кип N 2 = -195,8°С, t кип O 2 = -183°С)
В лабораторных условиях чистый азот можно получить разлагая нитрит аммония или смешивая при нагревании растворы хлорида аммония и нитрита натрия:
NH 4 NO 2 N 2 + 2H 2 O; NH 4 Cl + NaNO 2 NaCl + N 2 + 2H 2 O.

Физические свойства:

Природный азот состоит из двух изотопов: 14 N и 15 N. При обычных условиях азот - газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха, плохо растворяется в воде (в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота, кислорода - 31 мл). При температуре -195,8°C азот 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.
Энергия связи атомов в молекуле азота очень велика и составляет 941,6 кДж/моль. Расстояние между центрами атомов в молекуле 0,110 нм. Молекула N 2 диамагнитна. Это свидетельствует о том, что связь между атомами азота тройная.
Плотность газообразного азота при 0°C 1,25046 г/дм 3

Химические свойства:

При обычных условиях азот - химически малоактивное вещество из-за прочной ковалентной связи. В обычных условиях реагирует только с литием, образуя нитрид: 6Li + N 2 = 2Li 3 N
С повышением температуры активность молекулярного азота увеличивается, при этом он может быть может быть и окислителем (с водородом, металлами), и восстановителем (с кислородом, фтором). При нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора азот взаимодействует с водородом образуя аммиак: N 2 + 3H 2 = 2NH 3
С кислородом азот соединяется только в электрической дуге с образованием оксида азотa(II): N 2 + O 2 = 2NO
В электрическом разряде возможна и реакция со фтором: N 2 + 3F 2 = 2NF 3

Важнейшие соединения:

Азот способен образовывать химические соединения, находясь во всех степенях окисления от +5 до -3. Соединения в положительных степенях окисления азот образует с фтором и кислородом, причем в степенях окисления больше +3 азот может находиться только в соединениях с кислородом.
Аммиак , NH 3 - бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяется в воде ("нашатырный спирт"). Аммиак обладает основными свойствами, взаимодействует с водой, галогеноводородами, кислотами:
NH 3 + H 2 O NH 3 *H 2 O NH 4 + + OH - ; NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Один из типичных лигандов в комплексных соединениях: Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 (фиол., р-рим)
Восстановитель: 2NH 3 + 3CuO 3Cu + N 2 + 3H 2 O.
Гидразин - N 2 H 4 (пернитрид водорода), ...
Гидроксиламин - NH 2 OH, ...
Оксид азота(I) , N 2 O (закись азота, веселящий газ). ...
Оксид азота(II) , NO - бесцветный газ, не имеет запаха, в воде малорастворим, относится к несолеобразующим. В лаборатории получают при взаимодействии меди и разбавленной азотной кислоты:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.
В промышленности получают каталитическим окислением аммиака при получении азотной кислоты:
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6 H 2 O
Легко окисляется до оксида азота(IV): 2NO + O 2 = 2NO 2
Оксид азота(III) , ??? ...
...
Азотистая кислота , ??? ...
...
Нитриты , ??? ...
...
Оксид азота(IV) , NO 2 - ядовитый газ бурого цвета, имеет характерный запах, хорошо растворяется в воде, давая при этом две кислоты, азотистую и азотную: H 2 O + NO 2 = HNO 2 + HNO 3
При охлаждении переходит в бесцветный димер: 2NO 2 N 2 O 4
Оксид азота(V) , ??? ...
...
Азотная кислота , HNO 3 - бесцветная жидкость с резким запахом, t кип = 83°С. Сильная кислота, соли - нитраты. Один из сильнейших окислителей, что обусловлено наличием в составе кислотного остатка атома азота в высшей степени окисления N +5 . При взаимодействии азотной кислоты с металлами в качестве основного продукта выделяется не водород, а различные продукты восстановления нитрат-иона:
Cu + 4HNO 3 (конц) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;
4Mg + 10HNO 3 (оч.разб.) = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 5H 2 O.
Нитраты , ??? ...
...

Применение:

Широко используется для создания инертной среды - наполнения электрических ламп накаливания и свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке жидкостей, в пищевой промышленности как упаковочный газ. Им азотируют поверхность стальных изделий, в поверхностном слое образуются нитриды железа, которые придают стали большую твердость. Жидкий азот часто используется для глубокого охлаждения различных веществ.
Важное значение азот имеет для жизни растений и животных, поскольку он входит в состав белковых веществ. В больших количествах азот применяется для получения аммиака. Соединения азота находят применение в производстве минеральных удобрений, взрывчатых веществ и во многих отраслях промышленности.

Л.В. Черкашина
ХФ ТюмГУ, гр. 542(I)

Источники:
- Г.П. Хомченко. Пособие по химии для поступающих в вузы. М., Новая волна, 2002.
- А.С. Егоров, Химия. Пособие-репетитор для поступающих в вузы. Ростов-на-Дону, Феникс, 2003.
- Открытие элементов и происхождение их названий/