Azotas – dujinis, paprastas Cheminė medžiaga, nemetalas, periodinės lentelės elementas. Lotyniškas pavadinimas Nitrogenium verčiamas kaip „salipetos pagimdymas“.

„Azoto“ pavadinimas ir jo priebalsiai vartojami daugelyje šalių: Prancūzijoje, Italijoje, Rusijoje, Turkijoje, kai kuriose Rytų slavų ir buvusi SSRS. Pagal pagrindinę versiją, pavadinimas „azotas“ kilęs iš graikų kalbos žodžio azoos - „negyvas“, nes netinka kvėpuoti.

Azotas daugiausia randamas kaip dujos – apie 78% (pagal tūrį) ore. Jo turinčių mineralų – pavyzdžiui, Čilės salietros (natrio nitratas), Indijos salietros (kalio nitrato) – telkiniai dažniausiai išeikvoti, todėl pramoniniu mastu reagentas išgaunamas cheminės sintezės būdu tiesiai iš atmosferos.

Savybės

IN normaliomis sąlygomis N2 yra dujos be skonio, spalvos ar kvapo. Nedega, yra atsparus ugniai ir sprogimui, blogai tirpus vandenyje ir alkoholyje, netoksiškas. Prastai praleidžia šilumą ir elektrą. Žemesnėje nei -196 °C temperatūroje jis pirmiausia tampa skystas, o paskui kietas. Skystas azotas yra skaidrus, judrus skystis.

Azoto molekulė yra labai stabili, todėl cheminis reagentas iš esmės yra inertiškas, normaliomis sąlygomis reaguoja tik su ličio, cezio ir pereinamųjų metalų kompleksais. Norint atlikti reakcijas su kitomis medžiagomis, reikalingos ypatingos sąlygos: labai aukšta temperatūra ir slėgis, kartais – katalizatorius. Nereaguoja su halogenais, siera, anglimi, siliciu, fosforu.

Elementas yra nepaprastai svarbus visų gyvų būtybių gyvenimui. Tai yra neatskiriama baltymų, nukleorūgščių, hemoglobino, chlorofilo ir daugelio kitų biologiškai svarbių junginių dalis. Vaidina svarbų vaidmenį gyvų ląstelių ir organizmų metabolizme.

Azotas gaminamas 150 atmosferų suslėgtų dujų pavidalu, tiekiamas juoduose balionuose su dideliu ir skaidriu geltonu užrašu. Skystas reagentas laikomas Dewar kolbose (termose su dvigubomis sienelėmis, su sidabro danga viduje ir vakuumu tarp sienelių).

Azoto pavojus

Normaliomis sąlygomis azotas nėra kenksmingas žmonėms ir gyvūnams, bet kai aukštas kraujo spaudimas sukelia narkotinį apsvaigimą, o jei trūksta deguonies, sukelia uždusimą. Labai pavojinga dekompresinė liga yra susijusi su azotu ir jo poveikiu žmogaus kraujui staigaus slėgio sumažėjimo metu.

Tikriausiai kiekvienas bent kartą tai matė filmuose ar serialuose, kaip skystas azotas akimirksniu užšaldo žmones arba užsifiksuoja ant grotų, seifų ir pan., po to jie tampa trapūs ir lengvai lūžta. Tiesą sakant, skystas azotas dėl mažos šiluminės talpos užšąla gana lėtai. Štai kodėl jo negalima naudoti žmonių užšaldymui vėlesniam atšildymui – neįmanoma vienodai ir vienu metu užšaldyti viso kūno ir organų.

Azotas priklauso pniktogenams – to paties periodinės lentelės pogrupio cheminiams elementams kaip ir jis pats. Be azoto, pniktogenai yra fosforas, arsenas, stibis, bismutas ir dirbtinai gautas muskoviumas.

Skystas azotas yra ideali medžiaga gaisrams gesinti, ypač gesinant su vertingais daiktais. Užgesinus azotu, nelieka nei vandens, nei putų, nei miltelių, o dujos tiesiog išnyksta.

Taikymas

— Trys ketvirtadaliai viso pasaulyje pagaminamo azoto atitenka amoniako gamybai, iš kurio, savo ruožtu, gaminama azoto rūgštis, plačiai naudojama įvairiose pramonės šakose.
- Į Žemdirbystė Azoto junginiai naudojami kaip trąšos, o pats azotas – geresniam daržovių konservavimui daržovių parduotuvėse.
— Sprogmenų, detonatorių, erdvėlaivių kuro (hidrazino) gamybai.
— Dažų ir vaistų gamybai.
— Siurbiant degias medžiagas vamzdžiais, kasyklose, elektroniniuose įrenginiuose.
— Koksui gesinti metalurgijoje, sukurti neutralią atmosferą pramoniniuose procesuose.
— Vamzdžių ir rezervuarų valymui; sluoksnių sprogimas kasyboje; kuro siurbimas raketose.
— Įpurškimui į orlaivių, kartais į automobilių padangas.
- Specialios keramikos gamybai - silicio nitrido, kuris padidino mechaninį, terminį, cheminis atsparumas ir daug kitų naudingų funkcijų.
— Maisto priedas E941 naudojamas pakuotėse sukurti konservuojančią aplinką, neleidžiančią oksiduotis ir vystytis mikroorganizmams. Skystas azotas naudojamas gėrimams ir aliejams išpilstyti.

Skystas azotas naudojamas kaip:

- aušinimo skystis kriostatuose, vakuuminiai įrenginiai ir taip toliau.
— Kriogeninėje terapijoje kosmetologijoje ir medicinoje, atliekant tam tikras diagnostikos rūšis, saugoti biomedžiagų, spermos, kiaušinėlių mėginius.
– Kriogeninio pjovimo metu.
- Gesinti gaisrus. Reagentui išgaruojant susidaro dujų masė, 700 kartų didesnė už skysčio tūrį. Šios dujos išstumia deguonį nuo liepsnos ir jis užgęsta.

Azotą (N 2) J. Priestley atrado 1774 m. Pavadinimas „azotas“ išvertus iš graikų kalbos reiškia „negyvas“. Taip yra dėl to, kad azotas nepalaiko degimo ir kvėpavimo procesų. Tačiau azotas yra nepaprastai svarbus visiems pagrindiniams augalų ir gyvų organizmų gyvenimo procesams.

Elemento charakteristikos

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

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

Klarko Žemės pluta 0,01% masės. Atmosferoje 78,09 % tūrio (75,6 % masės). Azotas yra gyvosios medžiagos (baltymų, nukleino rūgščių ir kt.) dalis. Hidrosferoje azotas yra nitratų (NO 3) pavidalu. Azoto atomai yra 5-as pagal gausumą atomas Visatoje.

Svarbiausios N turinčios neorganinės medžiagos.

Laisvasis (molekulinis) azotas

Azoto atomai yra sujungti vienas su kitu trimis kovalentiniais nepoliniais ryšiais: vienas iš jų yra sigma ryšys, 2 yra pi ryšiai. Ryšio nutraukimo energija yra labai didelė

Fizinės savybės

Esant normaliai temperatūrai ir Atmosferos slėgis N 2 yra bespalvės, bekvapės ir beskonės dujos, šiek tiek lengvesnės už orą, labai blogai tirpios vandenyje. Jis labai sunkiai paverčiamas į skystą būseną (virimo temperatūra -196 "C) Skystas azotas turi didelę garavimo šilumą ir naudojamas žemai temperatūrai sukurti (šaldymo agentas).

Gavimo būdai

Azotas ore yra laisvos būsenos, todėl pramoninis gamybos būdas yra oro mišinio atskyrimas (skysto oro rektifikacija).

Laboratorinėmis sąlygomis nedidelius azoto kiekius galima gauti šiais būdais:

1. Oro praleidimas per karštą varį, kuris sugeria deguonį dėl reakcijos: 2Cu + O 2 = 2CuO. Lieka azotas su inertinių dujų priemaišomis.

2. Kai kurių amonio druskų redoksinis skilimas:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

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

3. Amoniako ir amonio druskų oksidavimas:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

8NH 3 + ZBr 2 = N 2 + 6NH 4 Br

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

Cheminės savybės

Molekulinis azotas yra chemiškai inertiška medžiaga dėl išskirtinai didelio N 2 molekulių stabilumo. Tik sudėtinės reakcijos su metalais vyksta daugiau ar mažiau lengvai. Visais kitais atvejais reakcijoms inicijuoti ir paspartinti būtina naudoti aukštą temperatūrą, kibirkštines elektros iškrovas, jonizuojančiąją spinduliuotę, katalizatorius (Fe, Cr, V, Ti ir jų junginius).

Reakcijos su reduktoriais (N2 – oksidatorius)

1. Sąveika su metalais:

Šarminių ir šarminių žemių nitridų Me susidarymo reakcijos vyksta tiek su grynu azotu, tiek degant metalams ore

N 2 + 6Li = 2Li 3 N

N 2 + 6Cs = 2Cs 3 N

N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2

2. Sąveika su vandeniliu (reakcija turi didelę praktinę reikšmę):

N 2 + ZN 2 = 2NH 3 amoniakas

3. Sąveika su siliciu ir anglimi

2N 2 + 3Si = Si 3 N 4 silicio (IV) nitridas

N 2 + 2C = (CN) 2 cianogenas

2N 2 + 5C + 2Na 2 CO 3 = 4NaCN + 3CO 2 natrio cianidas

Reakcijos su oksidatoriais (N2 – reduktorius)

Įprastomis sąlygomis šios reakcijos nevyksta. Azotas tiesiogiai nesąveikauja su fluoru ir kitais halogenais, o reakcija su deguonimi vyksta elektros kibirkšties išlydžio temperatūroje:

N 2 + O 2 = 2NO

Reakcija yra labai grįžtama; tiesioginis srautas vyksta su šilumos absorbcija (endoterminis).

AZOTAS
N (azotas),
cheminis elementas(at. 7 numeriu) VA periodinės elementų lentelės pogrupiai. Žemės atmosferoje yra 78 % (tūrio) azoto. Norėdami parodyti, kokios didelės yra šios azoto atsargos, pažymime, kad atmosferoje, esančioje virš kiekvieno kvadratinio kilometro žemės paviršiaus, yra tiek azoto, kad iki 50 milijonų tonų natrio nitrato arba 10 milijonų tonų amoniako (azoto ir vandenilio junginys). ) galima gauti iš jo, ir visa tai sudaro nedidelę dalį azoto, esančio žemės plutoje. Laisvo azoto buvimas rodo jo inertiškumą ir sunkumus sąveikauti su kitais elementais esant įprastoms temperatūroms. Fiksuotas azotas yra tiek organinių, tiek neorganinių medžiagų dalis. Augaluose ir gyvūnuose yra azoto, susieto su anglimi ir deguonimi baltymuose. Be to, yra žinomi azoto turintys neorganiniai junginiai, tokie kaip nitratai (NO3-), nitritai (NO2-), cianidai (CN-), nitridai (N3-) ir azidai (N3-), kurių galima gauti dideliais kiekiais.
Istorinė nuoroda. A. Lavoisier eksperimentai, skirti tirti atmosferos vaidmenį palaikant gyvybę ir degimo procesus, patvirtino santykinai inertiškos medžiagos egzistavimą atmosferoje. Nenustatęs po degimo likusių dujų elementinės prigimties, Lavoisier jas pavadino azotu, kuris senovės graikų kalboje reiškia „negyvas“. 1772 m. D. Rutherfordas iš Edinburgo nustatė, kad šios dujos yra elementas ir pavadino jas " kenksmingas oras„Lotyniškas azoto pavadinimas kilęs iš Graikiški žodžiai nitron ir gen, o tai reiškia „sadarantis druską“.
Azoto fiksacija ir azoto ciklas. Terminas „azoto fiksavimas“ reiškia atmosferos azoto N2 fiksavimo procesą. Gamtoje tai gali įvykti dviem būdais: arba ankštiniai augalai, tokie kaip žirniai, dobilai ir sojos pupelės, ant savo šaknų kaupia mazgelius, kuriuose azotą fiksuojančios bakterijos paverčia jį nitratais, arba žaibo sąlygomis atmosferos azotas oksiduojamas deguonimi. S. Arrhenius nustatė, kad kasmet tokiu būdu fiksuojama iki 400 mln. Atmosferoje azoto oksidai jungiasi su lietaus vandeniu ir sudaro azoto ir azoto rūgštis. Be to, nustatyta, kad lyjant ir sningant apytiksliai. 6700 g azoto; patekę į dirvą, jie virsta nitritais ir nitratais. Augalai naudoja nitratus, kad susidarytų augaliniai baltymai. Gyvūnai, maitindamiesi šiais augalais, pasisavina augalų baltymines medžiagas ir paverčia jas gyvuliniais baltymais. Po gyvūnų ir augalų žūties jie suyra, o azoto junginiai virsta amoniaku. Amoniakas naudojamas dvejopai: nitratų nesudarančios bakterijos jį skaido iki elementų, išskirdamos azotą ir vandenilį, o kitos bakterijos iš jo formuoja nitritus, kuriuos kitos bakterijos oksiduoja iki nitratų. Taip gamtoje vyksta azoto ciklas, arba azoto ciklas.

Branduolio ir elektronų apvalkalo sandara. Gamtoje yra du stabilūs azoto izotopai: masės 14 (N yra 7 protonai ir 7 neutronai) ir 15 masės (sudėtyje yra 7 protonai ir 8 neutronai). Jų santykis yra 99,635:0,365, taigi azoto atominė masė yra 14,008. Nestabilūs azoto izotopai 12N, 13N, 16N, 17N buvo gauti dirbtiniu būdu. Schematiškai elektroninė struktūra azoto atomas yra: 1s22s22px12py12pz1. Vadinasi, išoriniame (antrame) elektronų apvalkale yra 5 elektronai, kurie gali dalyvauti formuojant cheminius ryšius; azoto orbitalės gali priimti ir elektronus, t.y. galimas junginių su oksidacijos būsenomis nuo (-III) iki (V) susidarymas, ir jie yra žinomi.
Taip pat žiūrėkite ATOMO STRUKTŪRA.
Molekulinis azotas. Iš dujų tankio nustatymų nustatyta, kad azoto molekulė yra dviatomė, t.y. azoto molekulinė formulė yra NєN (arba N2). Dviejų azoto atomų atveju kiekvieno atomo trys išoriniai 2p elektronai sudaro trigubą ryšį:N:::N:, sudarydami elektronų poras. Išmatuotas tarpatominis atstumas N-N lygus 1,095. Kaip ir vandenilio atveju (žr. VANDENILIS), čia yra azoto molekulės su skirtingais branduolio sukiniais – simetriškais ir antisimetriniais. Esant įprastoms temperatūroms, simetrinių ir antisimetrinių formų santykis yra 2:1. Kietoje būsenoje yra žinomos dvi azoto modifikacijos: a - kubinė ir b - šešiakampė, kurios pereinamoji temperatūra a (r) b -237,39 ° C. Modifikacija b lydosi -209,96 ° C temperatūroje ir verda -195,78 ° C temperatūroje 1 atm (žr. 1 lentelę). Molio (28,016 g arba 6,023 * 10 23 molekulių) molekulinio azoto disociacijos energija į atomus (N2 2N) yra maždaug -225 kcal. Todėl atominis azotas gali susidaryti tylios elektros iškrovos metu ir yra chemiškai aktyvesnis už molekulinį azotą.
Kvitas ir paraiška. Elementinio azoto gavimo būdas priklauso nuo reikiamo grynumo. Amoniako sintezei azotas gaunamas dideliais kiekiais, o mažos tauriųjų dujų priemaišos yra priimtinos.
Azotas iš atmosferos. Ekonominiu požiūriu azotas iš atmosferos išsiskiria dėl mažos išvalyto oro suskystinimo metodo kainos (pašalinami vandens garai, CO2, dulkės ir kitos priemaišos). Iš eilės vykstantys tokio oro suspaudimo, aušinimo ir išsiplėtimo ciklai veda prie jo suskystinimo. Skystas oras yra frakciškai distiliuojamas lėtai kylant temperatūrai. Pirmiausia išsiskiria tauriosios dujos, tada azotas, o lieka skystas deguonis. Gryninimas pasiekiamas kartotiniais frakcionavimo procesais. Šiuo metodu kasmet pagaminama daug milijonų tonų azoto, daugiausia skirta amoniako, kuris yra įvairių azoto turinčių junginių, skirtų pramonei ir žemės ūkiui, gamybos technologijos žaliava, sintezei. Be to, išgryninta azoto atmosfera dažnai naudojama, kai deguonies buvimas yra nepriimtinas.
Laboratoriniai metodai. Laboratorijoje azoto galima gauti nedideliais kiekiais Skirtingi keliai, oksiduojantis amoniakas arba amonio jonas, pavyzdžiui:

Amonio jonų oksidacijos nitrito jonais procesas yra labai patogus:

Taip pat žinomi ir kiti būdai – azidų skilimas kaitinant, amoniako skaidymas vario(II) oksidu, nitritų sąveika su sulfamo rūgštimi arba karbamidu:

Katalizinis amoniako skilimas aukštoje temperatūroje taip pat gali gaminti azotą:

Fizinės savybės. Kai kurios fizikinės azoto savybės pateiktos lentelėje. 1.
1 lentelė. KAI KURIOS FIZINĖS AZOTO SAVYBĖS
Tankis, g/cm3 0,808 (skystis) Lydymosi temperatūra, ° C -209,96 Virimo temperatūra, ° C -195,8 Kritinė temperatūra, ° C -147,1 Kritinis slėgis, atma 33,5 Kritinis tankis, g/cm3 a 0,311 Savitoji šiluminė talpa, J/(molC) 14,56 (15° C) Polingo elektronegatyvumas 3 Kovalentinis spindulys, 0,74 Kristalinis spindulys , Potencialas3 - 1,4 I , Wb

pirmas 14.54 antras 29.60

A Temperatūra ir slėgis, kai skysto ir dujinio azoto tankiai yra vienodi.
b Energijos kiekis, reikalingas pirmam išoriniam ir kitam elektronui pašalinti 1 moliui atominio azoto.

Cheminės savybės. Kaip jau minėta, vyraujanti azoto savybė normaliomis temperatūros ir slėgio sąlygomis yra jo inertiškumas arba mažas cheminis aktyvumas. Azoto elektroninėje struktūroje yra elektronų pora 2s lygyje ir trys pusiau užpildytos 2p orbitalės, todėl vienas azoto atomas gali susieti ne daugiau kaip keturis kitus atomus, t.y. jo koordinavimo numeris yra keturi. Mažas dydis atomas taip pat riboja su juo susietų atomų ar atomų grupių skaičių. Todėl daugelis kitų VA pogrupio narių junginių arba išvis neturi analogų tarp azoto junginių, arba panašūs azoto junginiai pasirodo esantys nestabilūs. Taigi, PCl5 yra stabilus junginys, bet NCl5 neegzistuoja. Azoto atomas gali jungtis su kitu azoto atomu, sudarydamas keletą gana stabilių junginių, tokių kaip hidrazinas N2H4 ir metalo azidai MN3. Šio tipo ryšys yra neįprastas cheminiams elementams (išskyrus anglį ir silicį). Esant aukštesnei temperatūrai, azotas reaguoja su daugeliu metalų, sudarydamas iš dalies joninius nitridus MxNy. Šiuose junginiuose azotas yra neigiamai įkrautas. Lentelėje 2 lentelėje parodytos oksidacijos būsenos ir atitinkamų junginių pavyzdžiai.
2 lentelė. AZOTO IR ATITINKAMŲJŲ JUNGINIŲ OKSIDAVIMO BŪKLĖS
Oksidacijos būsena Junginių pavyzdžiai
-III Amoniakas NH3, amonio jonas NH4+, nitridai M3N2 -II Hidrazinas N2H4 -I Hidroksilaminas NH2OH I Natrio hiponitritas Na2N2O2, azoto oksidas(I) N2O II Azoto oksidas(II) NO III Azoto oksidas NaNO2 natrio nitritas (IV nitritas) ) NO2, dimeras N2O4 V Azoto oksidas (V) N2O5, azoto rūgštis HNO3 ir jos druskos (nitratai) Nitridai. Azoto junginiai su daugiau elektropozityvių elementų, metalų ir nemetalų – nitridų – yra panašūs į karbidus ir hidridus. Jie gali būti skirstomi priklausomai nuo pobūdžio M-N jungtysį joninę, kovalentinę ir su tarpiniu ryšiu. Paprastai tai yra kristalinės medžiagos.
Joniniai nitridai.Šių junginių sujungimas apima elektronų perkėlimą iš metalo į azotą, kad susidarytų N3-jonas. Tokie nitridai yra Li3N, Mg3N2, Zn3N2 ir Cu3N2. Be ličio, kiti šarminiai metalai nesudaro IA nitridų pogrupių. Joniniai nitridai turi aukštą lydymosi temperatūrą ir reaguoja su vandeniu, sudarydami NH3 ir metalų hidroksidus.
Kovalentiniai nitridai. Kai azoto elektronai dalyvauja formuojant ryšį kartu su kito elemento elektronais, neperkeldami jų iš azoto į kitą atomą, susidaro nitridai su kovalentiniu ryšiu. Vandenilio nitridai (tokie kaip amoniakas ir hidrazinas) yra visiškai kovalentiniai, kaip ir azoto halogenidai (NF3 ir NCl3). Kovalentiniai nitridai apima, pavyzdžiui, Si3N4, P3N5 ir BN – labai stabilias baltąsias medžiagas, o BN turi dvi alotropines modifikacijas: šešiakampę ir panašią į deimantą. Pastarasis susidaro esant aukštam slėgiui ir temperatūrai, o kietumas yra artimas deimantų kietumui.
Nitridai su tarpiniu ryšiu. Pereinamieji elementai reaguoja su NH3 esant aukštai temperatūrai, sudarydami neįprastą junginių klasę, kurioje azoto atomai pasiskirsto tarp reguliariai išdėstytų metalų atomų. Šiuose junginiuose nėra aiškaus elektronų poslinkio. Tokių nitridų pavyzdžiai yra Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Šie junginiai paprastai yra visiškai inertiški ir turi gerą elektrinį laidumą.
Azoto vandenilio junginiai. Azotas ir vandenilis sąveikauja sudarydami junginius, kurie neaiškiai primena angliavandenilius (taip pat žr. ORGANINĖ CHEMIJA). Vandenilio nitratų stabilumas mažėja didėjant azoto atomų skaičiui grandinėje, priešingai nei angliavandenilių, kurie yra stabilūs ilgose grandinėse. Svarbiausi vandenilio nitridai yra amoniakas NH3 ir hidrazinas N2H4. Tai taip pat apima vandenilio azoto rūgštį HNNN (HN3).
Amoniakas NH3. Amoniakas yra vienas iš svarbiausių šiuolaikinės ekonomikos pramonės produktų. XX amžiaus pabaigoje. JAV pagamino apie. 13 mln. tonų amoniako kasmet (bevandenio amoniako atžvilgiu).
Molekulių sandara. NH3 molekulė turi beveik piramidinę struktūrą. Kampas H-N-H jungtys yra 107°, o tai artima tetraedriniam 109° kampui. Vieniša elektronų pora yra lygiavertė prijungtai grupei, todėl azoto koordinacinis skaičius yra 4, o azotas yra tetraedro centre.

Amoniako savybės. Kai kurios fizinės amoniako savybės, palyginti su vandeniu, pateiktos lentelėje. 3.

3 lentelė. KAI KURIOS FIZINĖS AMONIAKO IR VANDENS SAVYBĖS

Amoniako virimo ir lydymosi taškai yra daug žemesni nei vandens, nepaisant molekulinės masės ir molekulinės struktūros panašumo. Tai paaiškinama santykinai didesniu tarpmolekulinių ryšių stiprumu vandenyje nei amoniake (tokie tarpmolekuliniai ryšiai vadinami vandeniliniais ryšiais).
Amoniakas kaip tirpiklis. Didelė skysto amoniako dielektrinė konstanta ir dipolio momentas leidžia jį naudoti kaip polinių arba joninių neorganinių medžiagų tirpiklį. Amoniako tirpiklis užima tarpinę padėtį tarp vandens ir organinių tirpiklių, tokių kaip etilo alkoholis. Šarminiai ir šarminių žemių metalai ištirpsta amoniake, sudarydami tamsiai mėlynus tirpalus. Galima daryti prielaidą, kad valentinių elektronų solvatacija ir jonizacija vyksta tirpale pagal schemą

Mėlyna spalva siejama su tirpimu ir elektronų judėjimu arba „skylių“ judumu skystyje. Esant didelei natrio koncentracijai skystame amoniake, tirpalas įgauna bronzinę spalvą ir yra labai laidus elektrai. Nesurištus šarminius metalus nuo tokio tirpalo galima atskirti išgarinant amoniaką arba pridedant natrio chlorido. Metalų tirpalai amoniake yra geros reduktorius. Autojonizacija vyksta skystame amoniake

panašus į procesą, vykstantį vandenyje

Kai kurie Cheminės savybės abi sistemos palygintos lentelėje. 4. Skystas amoniakas kaip tirpiklis turi pranašumą kai kuriais atvejais, kai neįmanoma atlikti reakcijų vandenyje dėl greitos komponentų sąveikos su vandeniu (pavyzdžiui, oksidacijos ir redukcijos). Pavyzdžiui, skystame amoniake kalcis reaguoja su KCl, sudarydamas CaCl2 ir K, nes CaCl2 netirpsta skystame amoniake, o K yra tirpus, ir reakcija vyksta visiškai. Vandenyje tokia reakcija neįmanoma dėl greitos Ca sąveikos su vandeniu. Amoniako gamyba. Dujinis NH3 išsiskiria iš amonio druskų, veikiant stipriai bazei, pavyzdžiui, NaOH:

Metodas taikomas laboratorinėmis sąlygomis. Maža gamyba amoniakas taip pat yra pagrįstas nitridų, pavyzdžiui, Mg3N2, hidrolize su vandeniu. Kalcio cianamidas CaCN2 taip pat sudaro amoniaką, kai sąveikauja su vandeniu. Pagrindinis pramoninis amoniako gamybos būdas yra jo katalizinė sintezė iš atmosferos azoto ir vandenilio esant aukštai temperatūrai ir slėgiui:

Šiai sintezei skirtas vandenilis gaunamas termiškai krekingo angliavandenilius, vandens garus veikiant anglį ar geležį, skaidant alkoholius vandens garais arba elektrolizuojant vandenį. Gauta daug patentų amoniako sintezei, kurios skiriasi proceso sąlygomis (temperatūra, slėgis, katalizatorius). Yra pramoninės gamybos būdas, naudojant terminį anglies distiliavimą. F. Haberio ir K. Boscho vardai siejami su amoniako sintezės technologine plėtra.
Cheminės amoniako savybės. Be lentelėje nurodytų reakcijų. 4, amoniakas reaguoja su vandeniu, sudarydamas junginį NH3НH2O, kuris dažnai klaidingai laikomas amonio hidroksidu NH4OH; iš tikrųjų NH4OH egzistavimas tirpale neįrodytas. Vandeninis amoniako tirpalas („amoniakas“) daugiausia susideda iš NH3, H2O ir nedidelės koncentracijos NH4+ ir OH- jonų, susidarančių disociacijos metu.

Pagrindinė amoniako prigimtis paaiškinama tuo, kad yra viena azoto elektronų pora: NH3. Todėl NH3 yra Lewiso bazė, turinti didžiausią nukleofilinį aktyvumą, pasireiškiantį asociacijos su protonu arba vandenilio atomo branduoliu forma:

Bet kuris jonas ar molekulė, galinti priimti elektronų porą (elektrofilinį junginį), reaguos su NH3 ir sudarys koordinacinį junginį. Pavyzdžiui:

Simbolis Mn+ žymi pereinamojo metalo joną (periodinės lentelės B pogrupis, pavyzdžiui, Cu2+, Mn2+ ir kt.). Bet kuri protonė (t. y. H turinti) rūgštis reaguoja su amoniaku vandeniniame tirpale, sudarydama amonio druskas, tokias kaip amonio nitratas NH4NO3, amonio chloridas NH4Cl, amonio sulfatas (NH4)2SO4, amonio fosfatas (NH4)3PO4. Šios druskos plačiai naudojamos žemės ūkyje kaip trąšos azotui į dirvą patekti. Amonio nitratas taip pat naudojamas kaip nebrangi sprogstamoji medžiaga; pirmą kartą jis buvo naudojamas su naftos kuru (dyzelinu). Vandeninis amoniako tirpalas naudojamas tiesiogiai įterpti į dirvą arba su laistymo vandeniu. Karbamidas NH2CONH2, gaunamas sintezės būdu iš amoniako ir anglies dioksidas, taip pat yra trąša. Amoniako dujos reaguoja su metalais, tokiais kaip Na ir K, sudarydamos amidus:

Amoniakas taip pat reaguoja su hidridais ir nitridais, sudarydamas amidus:

Šarminių metalų amidai (pavyzdžiui, NaNH2) kaitinant reaguoja su N2O, sudarydami azidus:

Dujinis NH3 redukuoja sunkiųjų metalų oksidus į metalus aukštoje temperatūroje, matyt, dėl vandenilio, susidarančio amoniakui skaidant į N2 ir H2:

Vandenilio atomai NH3 molekulėje gali būti pakeisti halogenu. Jodas reaguoja su koncentruotas tirpalas NH3, sudarydamas medžiagų, turinčių NI3, mišinį. Ši medžiaga yra labai nestabili ir sprogsta nuo menkiausio mechaninio poveikio. NH3 reaguojant su Cl2, susidaro chloraminai NCl3, NHCl2 ir NH2Cl. Kai amoniakas yra veikiamas natrio hipochlorito NaOCl (susidaro iš NaOH ir Cl2), galutinis produktas yra hidrazinas:

Hidrazinas. Aukščiau pateiktos reakcijos yra hidrazino monohidrato, kurio sudėtis N2H4ЧH2O, gavimo būdas. Bevandenis hidrazinas susidaro specialiai distiliuojant monohidratą su BaO ar kitomis vandenį šalinančiomis medžiagomis. Hidrazino savybės yra šiek tiek panašios į vandenilio peroksidą H2O2. Grynas bevandenis hidrazinas yra bespalvis, higroskopinis skystis, verdantis 113,5°C temperatūroje; gerai tirpsta vandenyje, sudarydamas silpną bazę

Rūgščioje aplinkoje (H+) hidrazinas sudaro tirpias []+X- tipo hidrazonio druskas. Hidrazinas ir kai kurie jo dariniai (pvz., metilhidrazinas) lengvai reaguoja su deguonimi, leidžia jį naudoti kaip skystojo raketų kuro komponentą. Hidrazinas ir visi jo dariniai yra labai nuodingi. Azoto oksidai. Junginiuose su deguonimi azotas turi visas oksidacijos būsenas, sudarydamas oksidus: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Informacijos apie azoto peroksidų (NO3, NO4) susidarymą yra nedaug. Azoto (I) oksidas N2O (dianitro monoksidas) gaunamas termiškai disociuojant amonio nitratą:

Molekulė turi linijinę struktūrą

N2O yra gana inertiškas kambario temperatūroje, tačiau aukštoje temperatūroje jis gali palaikyti lengvai oksiduojamų medžiagų degimą. N2O, žinomas kaip juoko dujos, medicinoje naudojamas švelniai anestezijai. Azoto oksidas (II) NO yra bespalvės dujos, vienas iš katalizinės amoniako terminės disociacijos produktų, esant deguoniui:

NO taip pat susidaro terminio azoto rūgšties skilimo metu arba variui reaguojant su praskiesta azoto rūgštimi:

NO gali būti gaminamas sintezės būdu iš paprastų medžiagų (N2 ir O2) labai aukštoje temperatūroje, pavyzdžiui, elektros išlydžio metu. NO molekulės struktūra turi vieną nesuporuotą elektroną. Ryšiai su tokia struktūra sąveikauja su elektros ir magnetiniai laukai. Skystoje arba kietoje būsenoje oksidas yra mėlynos spalvos, nes nesuporuotas elektronas sukelia dalinį susiejimą skysta būsena o silpna dimerizacija kietoje būsenoje: 2NO N2O2. Azoto oksidas (III) N2O3 (azoto trioksidas) - azoto rūgšties anhidridas: N2O3 + H2O 2HNO2. Grynas N2O3 gali būti gaunamas kaip mėlynas skystis žemos temperatūros(-20° C) iš ekvimolekulinio NO ir NO2 mišinio. N2O3 yra stabilus tik kietoje būsenoje esant žemai temperatūrai (lydymosi temperatūra -102,3 ° C skystoje ir dujinėje būsenoje vėl suyra į NO ir NO2). Azoto oksidas (IV) NO2 (azoto dioksidas) molekulėje taip pat turi nesuporuotą elektroną (žr. azoto oksidą (II) aukščiau). Molekulės struktūra turi trijų elektronų ryšį, o molekulė pasižymi laisvojo radikalo savybėmis (viena linija atitinka du suporuotus elektronus):

NO2 gaunamas kataliziškai oksiduojant amoniaką deguonies pertekliumi arba oksiduojant NO ore:

ir taip pat pagal reakcijas:

Kambario temperatūroje NO2 yra tamsiai rudos dujos, turinčios magnetines savybes dėl nesuporuoto elektrono buvimo. Esant žemesnei nei 0° C temperatūrai, NO2 molekulė dimerizuojasi į azoto tetroksidą, o esant -9,3° C vyksta visiška dimerizacija: 2NO2 N2O4. Skystoje būsenoje tik 1 % NO2 yra nedimerizuotas, o 100° C temperatūroje 10 % N2O4 lieka dimero pavidalu. NO2 (arba N2O4) reaguoja šiltas vanduo susidarant azoto rūgščiai: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Todėl NO2 technologija yra labai svarbi kaip tarpinis etapas gaminant pramoniniu požiūriu svarbų produktą – azoto rūgštį. Azoto oksidas (V) N2O5 (pasenęs azoto anhidridas) yra balta kristalinė medžiaga, gaunama dehidratuojant azoto rūgštį, esant fosforo oksidui P4O10:

N2O5 lengvai tirpsta oro drėgme ir vėl susidaro HNO3. N2O5 savybes lemia pusiausvyra

N2O5 yra geras oksidatorius, jis lengvai, kartais smarkiai reaguoja su metalais ir organiniai junginiai o grynos būsenos kaitinant sprogsta. Tikėtiną N2O5 struktūrą galima pavaizduoti kaip

Azoto oksorūgštys. Azotui žinomos trys okso rūgštys: hipoazotinė H2N2O2, azotinė HNO2 ir azoto rūgštis HNO3. Hiponitro rūgštis H2N2O2 yra labai nestabilus junginys, susidarantis nevandeninėje terpėje iš sunkiojo metalo druskos - hiponitrito, veikiant kitai rūgščiai: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Tirpalui išgaravus susidaro baltas sprogmuo, kurio struktūra yra H-O-N=N-O-H.
Azoto rūgštis HNO2 neegzistuoja gryna forma, tačiau jos mažos koncentracijos vandeniniai tirpalai susidaro į bario nitritą pridedant sieros rūgšties:

Azoto rūgštis taip pat susidaro, kai vandenyje ištirpsta ekvimolinis NO ir NO2 (arba N2O3) mišinys. Azoto rūgštis yra šiek tiek stipresnė už acto rūgštį. Jame esančio azoto oksidacijos laipsnis yra +3 (jo struktūra H-O-N=O), t.y. tai gali būti ir oksidatorius, ir reduktorius. Redukuojančių agentų įtakoje jis dažniausiai redukuojamas iki NO, o sąveikaujant su oksidatoriais oksiduojasi iki azoto rūgšties. Kai kurių medžiagų, pavyzdžiui, metalų ar jodido jonų, tirpimo azoto rūgštyje greitis priklauso nuo azoto rūgšties, esančios priemaišoje, koncentracijos. Azoto rūgšties druskos – nitritai – gerai tirpsta vandenyje, išskyrus sidabro nitritą. NaNO2 naudojamas dažų gamyboje. Azoto rūgštis HNO3 yra vienas iš svarbiausių neorganinių pagrindinių produktų chemijos pramonė. Jis naudojamas daugelio kitų neorganinių ir organinių medžiagų, tokių kaip sprogmenys, trąšos, polimerai ir pluoštai, dažai, vaistai ir kt., technologijose.
taip pat žr CHEMINIAI ELEMENTAI.
LITERATŪRA
Azotininko vadovas. M., 1969 Nekrasov B.V. Bendrosios chemijos pagrindai. M., 1973 Azoto fiksavimo problemos. Neorganinės ir fizikinė chemija. M., 1982 m

Collier enciklopedija. – Atvira visuomenė. 2000 .

Sinonimai:

Pažiūrėkite, kas yra „AZOTAS“ kituose žodynuose:

- (N) cheminis elementas, dujos, bespalvis, beskonis ir bekvapis; sudaro 4/5 (79%) oro; mušti svoris 0,972; atominis svoris 14; 140 °C temperatūroje kondensuojasi į skystį. ir slėgis 200 atmosferų; komponentas daug augalinių ir gyvulinių medžiagų. Žodynas…… Žodynas svetimžodžiai rusų kalba

AZOTAS- AZOTAS, cheminis. elementas, simbolis N (prancūzų AZ), serijos numeris 7, at. V. 14.008; virimo temperatūra 195,7°; 1 l A. esant 0° ir 760 mm slėgiui. sveria 1,2508 g [lat. Nitrogenium („generuojanti salietrą“), vok. Stickstoff („dusinantis…… Didelis medicinos enciklopedija

- (lot. Nitrogenium) N, periodinės sistemos V grupės cheminis elementas, atominis skaičius 7, atominė masė 14,0067. Pavadinimas iš graikų kalbos yra neigiamas priešdėlis ir zoe gyvenimas (nepalaiko kvėpavimo ar degimo). Laisvąjį azotą sudaro 2 atomai.... Didysis enciklopedinis žodynas

azoto- a m azote m. arabų. 1787. Lexis.1. alchemikas Pirmoji metalų medžiaga yra metalinis gyvsidabris. Sl. 18. Paracelsas iškeliavo į pasaulio pabaigą, siūlydamas visiems savo Laudanumą ir Azotą už labai priimtiną kainą, kad išgydytų visus įmanomus... ... Istorijos žodynas Rusų kalbos galicizmas

- (azotas), N, periodinės lentelės V grupės cheminis elementas, atominis skaičius 7, atominė masė 14,0067; dujos, virimo temperatūra 195,80 shs. Azotas yra pagrindinis oro komponentas (78,09 % tūrio), yra visų gyvų organizmų dalis (žmogaus organizme... ... Šiuolaikinė enciklopedija

Azotas- (azotas), N, periodinės sistemos V grupės cheminis elementas, atominis skaičius 7, atominė masė 14,0067; dujos, virimo temperatūra 195,80 °C. Azotas yra pagrindinė oro sudedamoji dalis (78,09 % tūrio) ir visų gyvų organizmų dalis (žmogaus kūne... ... Iliustruotas enciklopedinis žodynas

- (cheminis ženklas N, atominė masė 14) vienas iš cheminių elementų bespalvis, bekvapis, beskonis; Labai mažai tirpsta vandenyje. Specifinė gravitacija jo 0,972. Pictet Ženevoje ir Calhet Paryžiuje pavyko kondensuoti azotą veikiant aukštam slėgiui... Brockhauso ir Efrono enciklopedija

Elektroninė konfigūracija 2s 2 2p 3 Cheminės savybės Kovalentinis spindulys 75 val Jonų spindulys 13 (+5e) 171 (-3e) pm Elektronegatyvumas
(pagal Paulingą) 3,04 Elektrodo potencialas — Oksidacijos būsenos 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -3 Paprastos medžiagos termodinaminės savybės Tankis 0,808 (–195,8 °C)/cm³ Molinė šiluminė talpa 29,125 (dujos N 2) J / ( mol) Šilumos laidumas 0,026 W/( ·) Lydymosi temperatūra 63,29 Lydymosi šiluma (N 2) 0,720 kJ/mol Virimo temperatūra 77,4 Garavimo šiluma (N 2) 5,57 kJ/mol Molinis tūris 17,3 cm³/mol Paprastos medžiagos kristalinė gardelė Grotelių struktūra kub Grotelių parametrai 5,661 c/a santykis — Debye temperatūra n/a

N	7
14,00674
2s 2 2p 3
Azotas

Diatominių N2 molekulių pavidalo azotas sudaro didžiąją dalį atmosferos, kur jo kiekis yra 75,6% (masės) arba 78,084% (tūrio), tai yra apie 3,87 10 15 tonų.

Hidrosferoje ištirpusio azoto masė, atsižvelgiant į tai, kad vienu metu vyksta atmosferos azoto tirpimo vandenyje ir jo išleidimo į atmosferą procesai, yra apie 2 10 13 tonų, be to, yra apie 7 10 11 tonų azoto. hidrosferoje junginių pavidalu.

Biologinis vaidmuo

Azotas yra elementas, būtinas gyvūnų ir augalų egzistavimui, jis yra baltymų (16-18% masės), aminorūgščių, nukleorūgščių, nukleoproteinų, chlorofilo, hemoglobino ir kt. azoto atomų yra apie 2%, pagal masės dalį - apie 2,5% (ketvirta vieta po vandenilio, anglies ir deguonies). Dėl to reikšminga suma surišto azoto randama gyvuose organizmuose, „negyvose organinėse medžiagose“ ir išsklaidytose medžiagose jūrose ir vandenynuose. Šis kiekis yra apytiksliai 1,9 10 11 tonų Dėl azoto turinčių organinių medžiagų puvimo ir skilimo procesų, veikiant palankiems veiksniams. aplinką, natūralūs azoto turinčių mineralų telkiniai gali susidaryti, pavyzdžiui, „Čilės nitratas“ (natrio nitratas su kitų junginių priemaišomis), Norvegijos, Indijos nitratas.

Azoto ciklas gamtoje

Azoto ciklas gamtoje

Atmosferos azoto fiksacija gamtoje vyksta dviem pagrindinėmis kryptimis – abiogenine ir biogenine. Pirmasis kelias daugiausia apima azoto reakcijas su deguonimi. Kadangi azotas yra chemiškai labai inertiškas, oksidacijai reikia daug energijos (aukštos temperatūros). Šios sąlygos pasiekiamos žaibo smūgio metu, kai temperatūra pasiekia 25 000 °C ar daugiau. Tokiu atveju susidaro įvairūs azoto oksidai. Taip pat yra galimybė, kad abiotinė fiksacija įvyksta dėl fotokatalitinių reakcijų puslaidininkių arba plačiajuosčio ryšio dielektrikų (dykumos smėlio) paviršiuje.

Tačiau pagrindinė molekulinio azoto dalis (apie 1,4·10 8 t/metus) fiksuojama biotiškai. Ilgą laiką buvo manoma, kad molekulinį azotą gali surišti tik nedaugelis mikroorganizmų rūšių (nors ir plačiai paplitusių Žemės paviršiuje): bakterijos. Azotobakterijos Ir Clostridium, mazgelių bakterijos ankštiniai augalai Rhizobium, cianobakterijos Anabaena, Nostoc tt Dabar žinoma, kad daugelis kitų organizmų vandenyje ir dirvožemyje turi tokį gebėjimą, pavyzdžiui, alksnio ir kitų medžių gumbuose esantys aktinomicetai (iš viso 160 rūšių). Visi jie molekulinį azotą paverčia amonio junginiais (NH 4 +). Šiam procesui reikia didelių energijos sąnaudų (1 g atmosferinio azoto fiksuoti bakterijos ankštinių augalų mazgeliuose sunaudoja apie 167,5 kJ, tai yra, oksiduoja apie 10 g gliukozės). Taigi matoma abipusė nauda iš augalų ir azotą fiksuojančių bakterijų simbiozės – pirmosios suteikia pastarosioms „vietą gyventi“ ir aprūpina „kuru“, gautu fotosintezės metu – gliukoze, antrosios – azotu. būtinos augalams tokia forma, kurią jie galėtų įsisavinti.

Azotas amoniako ir amonio junginių pavidalu, susidaręs dėl biogeninio azoto fiksavimo procesų, greitai oksiduojasi iki nitratų ir nitritų (šis procesas vadinamas nitrifikacija). Pastarieji, nesusieti augalų audiniais (o toliau maisto grandinėje – žolėdžių ir plėšrūnų), dirvoje ilgai neužsibūna. Dauguma nitratų ir nitritų yra labai tirpūs, todėl juos nuplauna vanduo ir galiausiai patenka į pasaulio vandenynus (šis srautas vertinamas 2,5-8·10 7 t/metus).

Azotas, įtrauktas į augalų ir gyvūnų audinius po jų mirties, yra amonifikuojamas (azoto turinčių kompleksinių junginių skilimas išskiriant amoniaką ir amonio jonus) ir denitrifikacija, tai yra, išsiskiria atominis azotas, taip pat jo oksidai. . Šie procesai vyksta visiškai dėl mikroorganizmų aktyvumo aerobinėmis ir anaerobinėmis sąlygomis.

Nesant žmogaus veiklos, azoto fiksavimo ir nitrifikacijos procesus beveik visiškai subalansuoja priešingos denitrifikacijos reakcijos. Dalis azoto į atmosferą patenka iš mantijos su ugnikalnių išsiveržimais, dalis yra tvirtai įsitvirtinusi dirvose ir molio mineraluose, be to, azotas nuolat nuteka iš viršutiniai sluoksniai atmosferą į tarpplanetinę erdvę.

Azoto ir jo junginių toksikologija

Pats atmosferos azotas yra pakankamai inertiškas, kad turėtų tiesioginį poveikį žmogaus organizmui ir žinduoliams. Tačiau esant aukštam kraujospūdžiui, tai sukelia narkozę, intoksikaciją ar uždusimą (dėl deguonies trūkumo); Kai slėgis greitai mažėja, azotas sukelia dekompresinę ligą.

Daugelis azoto junginių yra labai aktyvūs ir dažnai toksiški.

Kvitas

Laboratorijose jį galima gauti amonio nitrito skilimo reakcijos būdu:

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Reakcija egzoterminė, išsiskiria 80 kcal (335 kJ), todėl jai vykstant indas turi būti atvėsintas (nors amonio nitritas turi būti kaitinamas, kad prasidėtų reakcija).

Praktiškai ši reakcija atliekama į pašildytą sočiųjų amonio sulfato tirpalą lašinant įlašinant prisotintą natrio nitrito tirpalą, o mainų reakcijos metu susidaręs amonio nitritas akimirksniu suyra.

Šiuo atveju išsiskiriančios dujos yra užterštos amoniaku, azoto oksidu (I) ir deguonimi, iš kurių jos išvalomos paeiliui leidžiant per sieros rūgšties, geležies (II) sulfato tirpalus ir per karštą varį. Tada azotas išdžiovinamas.

Kitas laboratorinis azoto gamybos būdas yra kalio dichromato ir amonio sulfato mišinio kaitinimas (santykiu 2:1 pagal svorį). Reakcija vyksta pagal lygtis:

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

Gryniausias azotas gali būti gaunamas skaidant metalų azidus:

2NaN3 →(t) 2Na + 3N 2

Vadinamasis „oro“ arba „atmosferos“ azotas, tai yra azoto ir inertinių dujų mišinys, gaunamas reaguojant orui su karštu koksu:

O 2 + 4N 2 + 2C → 2CO + 4N 2

Taip susidaro vadinamosios „generatoriaus“ arba „oro“ dujos – cheminės sintezės žaliava ir kuras. Jei reikia, azotą nuo jo galima atskirti absorbuojant anglies monoksidą.

Molekulinis azotas gaminamas pramoniniu būdu, frakciniu būdu distiliuojant skystą orą. Šis metodas taip pat gali būti naudojamas „atmosferos azotui“ gauti. Taip pat plačiai naudojami azoto įrenginiai, kuriuose naudojami adsorbcijos ir membraninių dujų atskyrimo metodai.

Vienas iš laboratorinių metodų yra amoniako perdavimas per vario (II) oksidą ~700°C temperatūroje:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu

Amoniakas paimamas iš jo prisotinto tirpalo kaitinant. CuO kiekis yra 2 kartus didesnis nei apskaičiuotas. Prieš pat naudojimą azotas išvalomas iš deguonies ir amoniako, praleidžiant per varį ir jo oksidą (II) (taip pat ~700°C), po to džiovinamas koncentruota sieros rūgštimi ir sausu šarmu. Procesas gana lėtas, bet vertas: gautos dujos labai švarios.

Savybės

Fizinės savybės

Optinės linijos azoto emisijos spektras

Normaliomis sąlygomis azotas yra bespalvės, bekvapės dujos, mažai tirpios vandenyje (2,3 ml/100g esant 0 °C, 0,8 ml/100g esant 80 °C).

Skystos būsenos (virimo temperatūra –195,8 °C) yra bespalvis, judrus skystis, kaip vanduo. Susilietus su oru, jis sugeria iš jo deguonį.

Esant -209,86 °C azotas virsta kieta sniego masės arba didelių sniego baltumo kristalų pavidalu. Susilietus su oru, jis sugeria iš jo deguonį ir ištirpsta, sudarydamas deguonies tirpalą azote.

Yra žinomos trys kietojo azoto kristalinės modifikacijos. 36,61–63,29 K diapazone yra β-N 2 fazė su šešiakampiu uždaru sandarikliu, erdvės grupė P6 3/mmc, gardelės parametrai a=3,93 Å ir c=6,50 Å. Esant žemesnei nei 36,61 K temperatūrai, α-N 2 fazė su kubine gardele yra stabili, turinti erdvės grupę Pa3 arba P2 1 3 ir periodą a = 5,660 Å. Esant didesniam nei 3500 atmosferų slėgiui ir žemesnei nei 83 K temperatūrai, susidaro šešiakampė γ-N 2 fazė.

Cheminės savybės, molekulinė struktūra

Laisvoje būsenoje azotas egzistuoja diatominių N 2 molekulių pavidalu, kurių elektroninė konfigūracija apibūdinama formule σ s ²σ s *2 π x, y 4 σ z ², kuri atitinka trigubą ryšį tarp azoto molekulių N ≡N (ryšio ilgis d N≡N = 0,1095 nm). Dėl to azoto molekulė yra itin stipri disociacijos reakcijai N 2 ↔ 2N specifinė formavimosi entalpija ΔH° 298 =945 kJ, reakcijos greičio konstanta K 298 =10 -120, tai yra, azoto molekulių disociacija normaliomis sąlygomis praktiškai nevyksta (pusiausvyra beveik visiškai pasislinkusi į kairę). Azoto molekulė yra nepolinė ir silpnai poliarizuota, sąveikos jėgos tarp molekulių labai silpnos, todėl normaliomis sąlygomis azotas yra dujinis.

Net 3000 °C temperatūroje N 2 šiluminės disociacijos laipsnis tesiekia 0,1 % ir tik apie 5000 °C temperatūroje pasiekia kelis procentus (esant normaliam slėgiui). Aukštuose atmosferos sluoksniuose vyksta fotocheminė N 2 molekulių disociacija. Laboratorinėmis sąlygomis atominį azotą galima gauti leidžiant dujinį N 2 esant stipriai iškrovai per aukšto dažnio elektros iškrovos lauką. Atominis azotas yra daug aktyvesnis nei molekulinis azotas: ypač esant normaliai temperatūrai, jis reaguoja su siera, fosforu, arsenu ir daugeliu metalų, pavyzdžiui, ko.

Dėl didelio azoto molekulės stiprumo daugelis jos junginių yra endoterminiai, jų susidarymo entalpija neigiama, o azoto junginiai termiškai nestabilūs ir gana lengvai suyra kaitinami. Štai kodėl azotas Žemėje dažniausiai yra laisvos būsenos.

Dėl didelio inertiškumo azotas normaliomis sąlygomis reaguoja tik su ličiu:

6Li + N 2 → 2Li 3 N,

Kaitinamas, jis reaguoja su kai kuriais kitais metalais ir nemetalais, taip pat sudarydamas nitridus:

3Mg + N2 → Mg3N2,

Vandenilio nitridas (amoniakas) turi didžiausią praktinę reikšmę:

Pramoninis atmosferos azoto fiksavimas

Azoto junginiai itin plačiai naudojami chemijoje, net neįmanoma išvardyti visų sričių, kuriose naudojamos azoto turinčios medžiagos: tai trąšų, sprogmenų, dažiklių, vaistų ir kt. Nors milžiniškus azoto kiekius galima gauti tiesiogine prasme „iš oro“, dėl aukščiau aprašytos azoto molekulės N 2 stiprumo, azoto turinčių junginių gavimo iš oro problema jau seniai liko neišspręsta; Dauguma azoto junginių buvo išgauti iš jo mineralų, pavyzdžiui, Čilės salietros. Tačiau šių mineralų atsargų sumažėjimas, taip pat augantis azoto junginių poreikis privertė paspartinti pramoninės atmosferos azoto fiksacijos darbus.

Labiausiai paplitęs amoniako atmosferos azoto fiksavimo būdas. Grįžtamoji amoniako sintezės reakcija:

3H2 + N2↔ 2NH3

egzoterminis (šiluminis efektas 92 kJ) ir atsiranda sumažėjus tūriui, todėl norint pakeisti pusiausvyrą į dešinę pagal Le Chatelier-Brown principą, reikia mišinį atvėsinti ir aukšto slėgio. Tačiau kinetikos požiūriu temperatūros mažinimas yra nepalankus, nes tai labai sumažina reakcijos greitį – jau esant 700 °C reakcijos greitis yra per mažas praktiniam naudojimui.

Tokiais atvejais naudojama katalizė, nes tinkamas katalizatorius leidžia padidinti reakcijos greitį nekeičiant pusiausvyros. Ieškant tinkamo katalizatoriaus buvo išbandyta apie dvidešimt tūkst. įvairūs ryšiai. Remiantis savybių deriniu (katalizinis aktyvumas, atsparumas apsinuodijimui, maža kaina), plačiausiai naudojamas katalizatorius, pagamintas iš metalinės geležies su aliuminio ir kalio oksidų priemaišomis. Procesas vykdomas 400–600°C temperatūroje ir 10–1000 atmosferų slėgyje.

Reikėtų pažymėti, kad esant didesniam nei 2000 atmosferų slėgiui, amoniako sintezė iš vandenilio ir azoto mišinio vyksta dideliu greičiu ir be katalizatoriaus. Pavyzdžiui, esant 850 °C ir 4500 atmosferų, produkto išeiga yra 97%.

Yra dar vienas, mažiau paplitęs atmosferos azoto pramoninio surišimo būdas – cianamido metodas, pagrįstas kalcio karbido reakcija su azotu 1000 °C temperatūroje. Reakcija vyksta pagal lygtį:

CaC 2 + N 2 → CaCN 2 + C.

Reakcija egzoterminė, jos šiluminis efektas 293 kJ.

Kasmet pramoniniu būdu iš Žemės atmosferos pašalinama apie 1·10 6 t azoto. Azoto gavimo procesas detaliai aprašytas čia GRASYS

Azoto junginiai

Azoto oksidacijos laipsniai junginiuose yra −3, −2, −1, +1, +2, +3, +4, +5.

Azoto junginius –3 oksidacijos būsenoje atstovauja nitridai, iš kurių praktiškai svarbiausias yra amoniakas;
Mažiau būdingi –2 oksidacijos būsenos azoto junginiai, kuriuos reprezentuoja pernitridai, iš kurių svarbiausias yra vandenilio pernitridas N2H4 arba hidrazinas (yra ir itin nestabilus vandenilio pernitridas N2H2, diimidas);
Azoto junginiai oksidacijos būsenoje –1 NH2OH (hidroksilaminas) yra nestabili bazė, kartu su hidroksilammonio druskomis naudojama organinėje sintezėje;
Azoto junginiai oksidacijos būsenoje +1 azoto oksidas (I) N2O (azoto oksidas, juoko dujos);
Azoto junginiai oksidacijos būsenoje +2 azoto oksidas (II) NO (azoto monoksidas);
Azoto junginiai oksidacijos būsenoje +3 azoto oksidas (III) N2O3, azoto rūgštis, anijono dariniai NO2-, azoto trifluoridas NF3;
Azoto junginiai oksidacijos būsenoje +4 azoto oksidas (IV) NO2 (azoto dioksidas, rudos dujos);
Azoto junginiai oksidacijos būsenoje +5 - azoto oksidas (V) N2O5, azoto rūgštis ir jos druskos - nitratai ir kt.

Naudojimas ir taikymas

Žemai verdantis skystas azotas metalinėje stiklinėje.

Skystas azotas naudojamas kaip šaltnešis ir krioterapijai.

Azoto dujos pramonėje naudojamos dėl inertiškų savybių. Dujinis azotas yra atsparus ugniai ir sprogimui, apsaugo nuo oksidacijos ir puvimo. Naftos chemijoje azotas naudojamas rezervuarams ir vamzdynams išvalyti, vamzdynų veikimui slėgiu tikrinti, laukų gamybai didinti. Kasyboje azotas gali būti naudojamas kuriant sprogimui atsparią aplinką kasyklose ir plėsti uolienų sluoksnius. Elektronikos gamyboje azotas naudojamas vietoms, kuriose nėra oksiduojančio deguonies, išvalyti. Procese, kuris tradiciškai atliekamas naudojant orą, jei oksidacija arba skilimas yra neigiami veiksniai, azotas gali sėkmingai pakeisti orą.

Svarbi azoto panaudojimo sritis yra jo naudojimas tolesnei įvairių azoto turinčių junginių, tokių kaip amoniakas, sintezei, azoto trąšos, sprogmenys, dažikliai ir kt. Dideli kiekiai azoto naudojami kokso gamyboje ("sausas kokso gesinimas"), iškraunant koksą iš kokso krosnių akumuliatorių, taip pat "presuojant" kurą raketose iš cisternų į siurblius ar variklius.

Maisto pramonėje azotas registruojamas kaip maisto priedas E941, kaip dujinė pakavimo ir laikymo terpė, išpilstant aliejų ir negazuotus gėrimus naudojamas šaltnešis ir skystas azotas, kad būtų sukurtas perteklinis slėgis ir inertiška aplinka minkštuose induose.

Skystas azotas dažnai rodomas filmuose kaip medžiaga, galinti akimirksniu užšaldyti didelius objektus. Tai dažna klaida. Net gėlės užšaldymas reikalauja gana ilgo laiko. Taip yra iš dalies dėl labai mažos azoto šiluminės talpos. Dėl tos pačios priežasties labai sunku atšaldyti, tarkime, iki –196 °C ir suskaldyti juos vienu smūgiu.

Litras skysto azoto, išgaruojant ir kaitinant iki 20 °C, sudaro apie 700 litrų dujų. Dėl šios priežasties skystas azotas laikomas specialiose vakuuminiu būdu izoliuotose Dewar kolbose. atviro tipo arba kriogeniniai slėginiai indai. Gaisrų gesinimo skystuoju azotu principas pagrįstas tuo pačiu faktu. Išgaruodamas azotas išstumia degimui reikalingą deguonį, ugnis nutrūksta. Kadangi azotas, skirtingai nei vanduo, putos ar milteliai, tiesiog išgaruoja ir išnyksta, gesinimas azotu yra efektyviausias gaisro gesinimo mechanizmas vertybių išsaugojimo požiūriu.

Gyvų būtybių užšaldymas skystu azotu su galimybe vėliau atitirpti yra problemiškas. Problema yra nesugebėjimas užšaldyti (ir atšaldyti) būtybės pakankamai greitai, kad sušalimo nehomogeniškumas nepakenktų jo gyvybinėms funkcijoms. Stanislovas Lemas, fantazuodamas šia tema savo knygoje „Fiasko“, sugalvojo avarinio azoto užšaldymo sistemą, kurioje azoto žarna, išmušusi dantis, buvo įsmeigta į astronauto burną, o į vidų buvo tiekiama gausi azoto srovė.

Cilindro žymėjimas

Azoto balionai nudažyti juodai ir turi būti su užrašu geltona spalva ir ruda juostelė (įprasta

Cheminis elementas azotas sudaro tik vieną paprastą medžiagą. Ši medžiaga yra dujinė ir susidaro iš dviatomių molekulių, t.y. turi formulę N2. Nepaisant to, kad cheminis elementas azotas turi didelį elektronegatyvumą, molekulinis azotas N2 yra itin inertiška medžiaga. Kondicionuotas Šis faktas faktas, kad azoto molekulėje yra itin stiprus trigubas ryšys (N≡N). Dėl šios priežasties beveik visos reakcijos su azotu vyksta tik aukštesnėje temperatūroje.

Azoto sąveika su metalais

Vienintelė medžiaga, kuri normaliomis sąlygomis reaguoja su azotu, yra litis:

Įdomus faktas yra tas, kad su likusia dalimi aktyvieji metalai, t.y. šarminės ir šarminės žemės, azotas reaguoja tik kaitinant:

Galima ir azoto sąveika su vidutinio ir mažo aktyvumo metalais (išskyrus Pt ir Au), tačiau tam reikia nepalyginamai aukštesnės temperatūros.

Azoto sąveika su nemetalais

Azotas reaguoja su vandeniliu, kai kaitinamas dalyvaujant katalizatoriams. Reakcija yra grįžtama, todėl norint padidinti amoniako išeigą pramonėje, procesas atliekamas aukštu slėgiu:

Kaip reduktorius, azotas reaguoja su fluoru ir deguonimi. Reakcija su fluoru vyksta veikiant elektros iškrovai:

Reakcija su deguonimi vyksta veikiant elektros iškrovai arba aukštesnėje nei 2000 o C temperatūroje ir yra grįžtama:

Iš nemetalų azotas nereaguoja su halogenais ir siera.

Azoto sąveika su sudėtingomis medžiagomis

Fosforo cheminės savybės

Yra keli alotropinės modifikacijos fosforas, ypač baltasis fosforas, raudonasis fosforas ir juodasis fosforas.

Baltąjį fosforą sudaro tetraatominės P4 molekulės ir tai nėra stabili fosforo modifikacija. nuodingas. Kambario temperatūroje jis yra minkštas ir, kaip vaškas, lengvai pjaustomas peiliu. Ode oksiduojasi lėtai, o dėl tokio oksidacijos mechanizmo ypatumų tamsoje švyti (chemiliuminescencijos reiškinys). Savaiminis užsidegimas galimas net esant žemai šilumai baltasis fosforas.

Iš visų alotropinių modifikacijų baltasis fosforas yra aktyviausias.

Raudonasis fosforas susideda iš ilgų kintamos sudėties Pn molekulių. Kai kurie šaltiniai nurodo, kad jis turi atominę struktūrą, tačiau teisingiau jo struktūrą laikyti molekuline. Dėl savo struktūrinių savybių jis yra mažiau aktyvus, palyginti su baltuoju fosforu, kitaip nei baltasis fosforas, jis oksiduojasi daug lėčiau, kad užsidegtų.

Juodasis fosforas susideda iš ištisinių P n grandinių ir turi sluoksninę struktūrą, panašią į grafito struktūrą, todėl atrodo panašiai. Ši alotropinė modifikacija turi atominę struktūrą. Stabiliausia iš visų alotropinių fosforo modifikacijų, chemiškai pasyviausia. Dėl šios priežasties toliau aptariamos cheminės fosforo savybės pirmiausia turėtų būti priskiriamos baltajam ir raudonajam fosforui.

Fosforo sąveika su nemetalais

Fosforo reaktyvumas yra didesnis nei azoto. Taigi, fosforas normaliomis sąlygomis gali degti po uždegimo, sudarydamas rūgštinį oksidą P 2 O 5:

ir esant deguonies trūkumui, fosforo (III) oksidas:

Reakcija su halogenais taip pat yra intensyvi. Taigi, chloruojant ir brominant fosforą, priklausomai nuo reagentų proporcijų, susidaro fosforo trihalogenidai arba pentahalidai:

Dėl žymiai silpnesnių jodo oksidacinių savybių, palyginti su kitais halogenais, fosforo oksidacija jodu galima tik iki oksidacijos laipsnio +3:

Skirtingai nuo azoto fosforas nereaguoja su vandeniliu.

Fosforo sąveika su metalais

Kaitinamas fosforas su aktyviais metalais ir vidutinio aktyvumo metalais, susidaro fosfidai:

Fosforo sąveika su sudėtingomis medžiagomis

Fosforą oksiduoja oksiduojančios rūgštys, ypač koncentruotos azoto ir sieros rūgštys:

Turėtumėte žinoti, kad baltas fosforas reaguoja su vandeniniais šarmų tirpalais. Tačiau dėl specifiškumo iki vieningo valstybinio chemijos egzamino galimybės rašyti tokių sąveikų lygtis dar nereikalaujama.

Tačiau tie, kurie pretenduoja į 100 taškų, dėl savo ramybės, gali prisiminti šias savybes fosforo sąveika su šarmų tirpalais šaltyje ir kaitinant. Šaltyje baltojo fosforo sąveika su šarminiais tirpalais vyksta lėtai. Reakciją lydi kvapo dujų susidarymas supuvusi žuvis- fosfinas ir junginiai, turintys retą fosforo oksidacijos laipsnį +1: Kai verdant baltas fosforas reaguoja su koncentruotu šarmo tirpalu, išsiskiria vandenilis ir susidaro fosfitas: