Azot - gaz, basit Kimyasal madde Periyodik tablonun metal olmayan elementi. Nitrogenium'un Latince adı "güherçileyi doğurmak" anlamına gelir.

“Azot” adı ve ünsüzleri birçok ülkede kullanılmaktadır: Fransa, İtalya, Rusya, Türkiye, bazı Doğu Slav ve eski SSCB. Ana versiyona göre, "nitrojen" adı, nefes almaya uygun olmadığı için Yunanca azoos - "cansız" kelimesinden gelmektedir.

Azot öncelikle gaz halinde bulunur; havada yaklaşık %78 (hacimce) bulunur. Bunu içeren mineral yatakları - örneğin Şili güherçilesi (sodyum nitrat), Hint güherçilesi (potasyum nitrat) çoğunlukla tükendi, bu nedenle endüstriyel ölçekli reaktif doğrudan atmosferden kimyasal sentez yoluyla ekstrakte edilir.

Özellikler

İÇİNDE normal koşullar N2 tadı, rengi ve kokusu olmayan bir gazdır. Yanmaz, yangına ve patlamaya karşı dayanıklıdır, su ve alkolde az çözünür ve toksik değildir. Isıyı ve elektriği kötü iletir. -196 °C'nin altındaki sıcaklıklarda önce sıvı, sonra katı hale gelir. Sıvı nitrojen şeffaf, hareketli bir sıvıdır.

Nitrojen molekülü çok stabil olduğundan kimyasal reaktif temelde etkisizdir ve normal koşullar altında yalnızca lityum, sezyum ve geçiş metali kompleksleriyle reaksiyona girer. Diğer maddelerle reaksiyonların gerçekleştirilmesi için özel koşullar gereklidir: çok yüksek sıcaklık ve basınç, bazen de katalizör. Halojenler, kükürt, karbon, silikon, fosfor ile reaksiyona girmez.

Element tüm canlıların yaşamı için son derece önemlidir. Proteinlerin, nükleik asitlerin, hemoglobinin, klorofilin ve diğer birçok biyolojik açıdan önemli bileşiğin ayrılmaz bir parçasıdır. Canlı hücrelerin ve organizmaların metabolizmasında önemli bir rol oynar.

Azot, 150 atmosferde sıkıştırılmış gaz formunda üretilir ve üzerinde büyük ve açık sarı bir yazı bulunan siyah silindirlerle sağlanır. Sıvı reaktif Dewar şişelerinde (çift duvarlı, içi gümüş kaplamalı ve duvarlar arasında vakum bulunan bir termos) saklanır.

Azot tehlikesi

Normal şartlarda nitrojen insanlara ve hayvanlara zararlı değildir ancak yüksek tansiyon narkotik zehirlenmesine neden olur, oksijen eksikliği durumunda boğulmaya neden olur. Çok tehlikeli bir dekompresyon hastalığı, nitrojen ve bunun basınçta keskin bir düşüş sırasında insan kanı üzerindeki etkisi ile ilişkilidir.

Muhtemelen herkes bunu en az bir kez filmlerde veya dizilerde görmüştür. sıvı nitrojenin insanları nasıl anında dondurduğunu veya parmaklıklara, kasalara vb. kilitlendiğini, ardından kırılgan hale geldiklerini ve kolayca kırıldıklarını. Aslında sıvı nitrojen, düşük ısı kapasitesinden dolayı oldukça yavaş donar. Bu nedenle insanları daha sonra buzunu çözmek için dondurmak için kullanılamaz - tüm vücudu ve organları eşit ve aynı anda dondurmak mümkün değildir.

Azot, periyodik tablonun kendisi ile aynı alt grubunun kimyasal elementleri olan piktojenlere aittir. Azotun yanı sıra piktojenler arasında fosfor, arsenik, antimon, bizmut ve yapay olarak elde edilen muskovium bulunur.

Sıvı nitrojen, özellikle değerli nesnelerle ilgili yangınları söndürmek için ideal bir malzemedir. Azotla söndürüldükten sonra su, köpük, toz kalmaz ve gaz tamamen kaybolur.

Başvuru

— Dünyada üretilen nitrojenin dörtte üçü amonyak üretimine gidiyor ve buradan çeşitli endüstrilerde yaygın olarak kullanılan nitrik asit üretiliyor.
- İÇİNDE tarım Azot bileşikleri gübre olarak kullanılır ve sebze depolarında sebzelerin daha iyi korunması için nitrojenin kendisi kullanılır.
— Patlayıcıların, ateşleyicilerin, uzay aracı yakıtının (hidrazin) üretimi için.
— Boya ve ilaç üretimi için.
— Yanıcı maddeleri borulardan, madenlerden, elektronik cihazlardan pompalarken.
— Metalurjide kok söndürmek, endüstriyel proseslerde nötr bir atmosfer yaratmak için.
— Boruların ve tankların temizlenmesi için; madencilikte katmanların patlaması; roketlere yakıt pompalamak.
— Uçak lastiklerine, bazen de araba lastiklerine enjeksiyon için.
- Özel seramiklerin üretimi için - mekanik, termal, arttırılmış silikon nitrür kimyasal direnç ve diğer birçok kullanışlı özellik.
— Gıda katkı maddesi E941, ambalajlarda oksidasyonu ve mikroorganizmaların gelişimini önleyen koruyucu bir ortam oluşturmak için kullanılır. Sıvı nitrojen, içeceklerin ve yağların şişelenmesinde kullanılır.

Sıvı nitrojen şu şekilde kullanılır:

— Kriyostatlarda soğutma sıvısı, vakum kurulumları ve benzeri.
— Kozmetoloji ve tıpta kriyojenik tedavide, belirli teşhis türlerinin gerçekleştirilmesinde, biyomateryal, sperm, yumurta örneklerinin saklanmasında.
— Kriyojenik kesimde.
- Yangınları söndürmek için. Reaktif buharlaştıkça sıvının hacminden 700 kat daha büyük bir gaz kütlesi oluşturur. Bu gaz oksijeni alevden uzaklaştırır ve söner.

Azot (N 2), 1774 yılında J. Priestley tarafından keşfedildi. Yunancadan çevrilen "nitrojen" adı "cansız" anlamına gelir. Bunun nedeni nitrojenin yanma ve solunum süreçlerini desteklememesidir. Ancak bitki ve canlı organizmaların tüm temel yaşam süreçleri için nitrojen son derece önemlidir.

Eleman özellikleri

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

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

Clark'ın yerkabuğu ağırlıkça %0,01. Atmosferde hacimce %78,09 (kütlece %75,6). Azot canlı maddenin bir parçasıdır (proteinler, nükleik asitler vb.). Hidrosferde nitrojen, nitratlar (NO3) formunda bulunur. Azot atomları evrende en çok bulunan 5. atomdur.

En önemli N içeren inorganik maddeler.

Serbest (moleküler) nitrojen

Azot atomları birbirine üç kovalent polar olmayan bağla bağlanır: bunlardan biri sigma bağı, 2'si pi bağıdır. Bağ kırma enerjisi çok yüksektir

Fiziki ozellikleri

Normal sıcaklıkta ve atmosferik basınç N2 renksiz, kokusuz ve tatsız, havadan biraz daha hafif, suda çok az çözünen bir gazdır. Büyük zorluklarla sıvı hale dönüştürülür (kaynama noktası -196 "C). Sıvı nitrojen yüksek buharlaşma ısısına sahiptir ve düşük sıcaklıklar (soğutucu akışkan) oluşturmak için kullanılır.

Elde etme yöntemleri

Azot havada serbest halde bulunur, bu nedenle endüstriyel üretim yöntemi hava karışımını ayırmaktır (sıvı hava arıtma).

Laboratuvar koşullarında az miktarda nitrojen aşağıdaki yollarla elde edilebilir:

1. Tepkime nedeniyle oksijeni emen sıcak bakırın üzerinden hava geçirilmesi: 2Cu + O 2 = 2CuO. Geriye inert gazların safsızlıklarını içeren nitrojen kalır.

2. Bazı amonyum tuzlarının redoks ayrışması:

NH4NO2 = N2 + 2H20

(NH4)2Cr207 = N2 + Cr203 + 4H20

3. Amonyak ve amonyum tuzlarının oksidasyonu:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H20

8NH3 + ZBr2 = N2 + 6NH4Br

NH4Cl + NaNO2 = N2 + NaCl + 2H20

Kimyasal özellikler

Moleküler nitrojen, N2 moleküllerinin olağanüstü yüksek stabilitesinden dolayı kimyasal olarak inert bir maddedir. Yalnızca metallerle bileşik reaksiyonlar az çok kolaylıkla meydana gelir. Diğer tüm durumlarda reaksiyonları başlatmak ve hızlandırmak için yüksek sıcaklıkların, kıvılcım elektrik deşarjlarının, iyonlaştırıcı radyasyonun ve katalizörlerin (Fe, Cr, V, Ti ve bunların bileşikleri) kullanılması gerekir.

İndirgeyici maddelerle reaksiyonlar (N 2 - oksitleyici madde)

1. Metallerle etkileşim:

Alkali ve alkalin toprak nitrürlerin oluşum reaksiyonları Me, hem saf nitrojenle hem de metallerin havada yanması sırasında meydana gelir.

N2 + 6Li = 2Li3N

N 2 + 6C = 2C 3 N

N2 + 3Mg = Mg3N2

2. Hidrojen ile etkileşim (reaksiyon büyük pratik öneme sahiptir):

N 2 + ZN 2 = 2NH3 amonyak

3. Silikon ve karbon ile etkileşim

2N 2 + 3Si = Si 3 N 4 silikon (IV) nitrür

N2 + 2C = (CN)2 siyanojen

2N2 + 5C + 2Na2C03 = 4NaCN + 3CO2 sodyum siyanür

Oksitleyici maddelerle reaksiyonlar (N 2 - indirgeyici madde)

Bu reaksiyonlar normal koşullar altında meydana gelmez. Azot, flor ve diğer halojenlerle doğrudan etkileşime girmez ve oksijenle reaksiyon, elektrik kıvılcımı deşarjlarının sıcaklığında meydana gelir:

N2 + Ö2 = 2NO

Reaksiyon oldukça geri dönüşümlüdür; doğrudan akış, ısı emilimi (endotermik) ile gerçekleşir.

AZOT
N (nitrojenyum),
kimyasal element(sayı 7) Periyodik element tablosunun VA alt grupları. Dünya atmosferi %78 (hacim) nitrojen içerir. Bu nitrojen rezervlerinin ne kadar büyük olduğunu göstermek için, dünya yüzeyinin her kilometrekaresinin üzerindeki atmosferde, 50 milyon tona kadar sodyum nitrat veya 10 milyon tona kadar amonyak (bir nitrojen bileşiği) kadar çok nitrojen bulunduğunu not ediyoruz. hidrojen) ondan elde edilebilir, bu yer kabuğunda bulunan nitrojenin küçük bir kısmını oluşturur. Serbest nitrojenin varlığı, onun eylemsizliğini ve normal sıcaklıklarda diğer elementlerle etkileşime girmenin zorluğunu gösterir. Sabit nitrojen hem organik hem de inorganik maddenin bir parçasıdır. Bitki ve hayvan yaşamı, proteinlerde karbona ve oksijene bağlı nitrojen içerir. Ayrıca nitratlar (NO3-), nitritler (NO2-), siyanürler (CN-), nitrürler (N3-) ve azitler (N3-) gibi nitrojen içeren inorganik bileşikler de bilinmektedir ve büyük miktarlarda elde edilebilmektedir.
Tarihsel referans. A. Lavoisier'in, atmosferin yaşamın ve yanma süreçlerinin sürdürülmesindeki rolünün araştırılmasına yönelik deneyleri, atmosferde nispeten inert bir maddenin varlığını doğruladı. Lavoisier, yanma sonrasında kalan gazın temel yapısını belirlemeden, onu eski Yunanca'da "cansız" anlamına gelen azot olarak adlandırdı. 1772 yılında Edinburgh'lu D. Rutherford bu gazın bir element olduğunu tespit etti ve ona "adını verdi" zararlı hava"Azotun Latince adı şu kelimeden geliyor: Yunanca kelimeler nitron ve gen, bu da "güherçile oluşturan" anlamına gelir.
Azot fiksasyonu ve azot döngüsü."Azot fiksasyonu" terimi, atmosferik nitrojen N2'nin sabitlenmesi işlemini ifade eder. Doğada bu iki şekilde gerçekleşebilir: Bezelye, yonca ve soya fasulyesi gibi baklagiller köklerinde nodüller biriktirir ve burada nitrojen sabitleyen bakteriler onu nitratlara dönüştürür veya atmosferik nitrojen, yıldırım koşulları altında oksijen tarafından oksitlenir. S. Arrhenius, yılda 400 milyon tona kadar nitrojenin bu şekilde sabitlendiğini buldu. Atmosferde nitrojen oksitler yağmur suyuyla birleşerek nitrik ve nitröz asitleri oluşturur. Ayrıca yağmur ve karla birlikte yaklaşık olarak tespit edilmiştir. 6700 gr nitrojen; toprağa ulaştıklarında nitrit ve nitratlara dönüşürler. Bitkiler, bitki proteinlerini oluşturmak için nitratları kullanır. Bu bitkilerle beslenen hayvanlar, bitkilerin protein maddelerini özümseyerek hayvansal proteinlere dönüştürürler. Hayvanların ve bitkilerin ölümünden sonra ayrışırlar ve nitrojen bileşikleri amonyağa dönüşür. Amonyak iki şekilde kullanılır: Nitrat oluşturmayan bakteriler onu elementlere bölerek nitrojen ve hidrojen açığa çıkarır ve diğer bakteriler ondan nitritler oluşturur ve bunlar diğer bakteriler tarafından nitratlara oksitlenir. Doğada nitrojen döngüsü yani nitrojen döngüsü bu şekilde gerçekleşir.

Çekirdeğin yapısı ve elektron kabukları. Doğada nitrojenin iki kararlı izotopu vardır: kütle numarası 14 olan (N, 7 proton ve 7 nötron içerir) ve kütle numarası 15 olan (7 proton ve 8 nötron içerir). Oranları 99,635:0,365'tir, yani nitrojenin atom kütlesi 14,008'dir. Kararsız nitrojen izotopları 12N, 13N, 16N, 17N yapay olarak elde edildi. Şematik olarak elektronik yapı nitrojen atomu: 1s22s22px12py12pz1. Sonuç olarak, dış (ikinci) elektron kabuğu, kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek 5 elektron içerir; nitrojen yörüngeleri aynı zamanda elektronları da kabul edebilir; (-III)'den (V)'e kadar oksidasyon durumlarına sahip bileşiklerin oluşumu mümkündür ve bunlar bilinmektedir.
Ayrıca bkz. ATOMİK YAPI.
Moleküler nitrojen. Gaz yoğunluğunun belirlenmesinden nitrojen molekülünün diatomik olduğu tespit edilmiştir; nitrojenin moleküler formülü NєN'dir (veya N2). İki nitrojen atomu için, her atomun dıştaki üç 2p elektronu üçlü bir bağ oluşturur:N:::N:, elektron çiftleri oluşturur. Ölçülen atomlar arası mesafe N-N 1,095'e eşittir. Hidrojen durumunda olduğu gibi (bkz. HİDROJEN), farklı nükleer dönüşlere sahip nitrojen molekülleri vardır - simetrik ve antisimetrik. Normal sıcaklıklarda simetrik ve antisimetrik formların oranı 2:1'dir. Katı halde, nitrojenin iki modifikasyonu bilinmektedir: a - kübik ve b - a (r) b -237,39 ° C geçiş sıcaklığına sahip altıgen. Modifikasyon b -209,96 ° C'de erir ve -195,78 ° C'de 1'de kaynar atm (bkz. tablo 1). Bir mol (28.016 g veya 6.023 * 10 23 molekül) moleküler nitrojenin atomlara (N2 2N) ayrışma enerjisi yaklaşık -225 kcal'dir. Bu nedenle atomik nitrojen, sessiz bir elektrik deşarjı sırasında oluşabilmektedir ve kimyasal olarak moleküler nitrojenden daha aktiftir.
Kabul ve başvuru. Elementel nitrojen elde etme yöntemi gerekli saflığa bağlıdır. Amonyak sentezi için büyük miktarlarda azot elde edilirken, soy gazların küçük katkıları kabul edilebilir.
Atmosferden gelen azot. Ekonomik olarak nitrojenin atmosferden salınması, arıtılmış havayı sıvılaştırma yönteminin düşük maliyetinden kaynaklanmaktadır (su buharı, CO2, toz ve diğer yabancı maddeler giderilir). Bu tür havanın birbirini izleyen sıkıştırma, soğutma ve genleşme döngüleri sıvılaşmasına yol açar. Sıvı hava, sıcaklıkta yavaş bir artışla fraksiyonel damıtma işlemine tabi tutulur. Önce soy gazlar açığa çıkar, sonra nitrojen kalır ve geriye sıvı oksijen kalır. Saflaştırma, tekrarlanan fraksiyonlama işlemleriyle sağlanır. Bu yöntem, esas olarak sanayi ve tarıma yönelik çeşitli nitrojen içeren bileşiklerin üretim teknolojisinde hammadde olan amonyak sentezi için yılda milyonlarca ton nitrojen üretir. Ek olarak, oksijenin varlığının kabul edilemez olduğu durumlarda sıklıkla saflaştırılmış bir nitrojen atmosferi kullanılır.
Laboratuvar yöntemleri. Azot laboratuvarda küçük miktarlarda elde edilebilir. Farklı yollar, oksitleyici amonyak veya amonyum iyonu, örneğin:

Amonyum iyonunun nitrit iyonu ile oksidasyon işlemi çok uygundur:

Diğer yöntemler de bilinmektedir - ısıtıldığında azidlerin ayrışması, amonyağın bakır(II) oksit ile ayrışması, nitritlerin sülfamik asit veya üre ile etkileşimi:

Amonyağın yüksek sıcaklıklarda katalitik ayrışması da nitrojen üretebilir:

Fiziki ozellikleri. Azotun bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 1.
Tablo 1. AZOTUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Yoğunluk, g/cm3 0,808 (sıvı) Erime noktası, °C -209,96 Kaynama noktası, °C -195,8 Kritik sıcaklık, ° C -147,1 Kritik basınç, atma 33,5 Kritik yoğunluk, g/cm3 a 0,311 Özgül ısı kapasitesi, J/(molC) 14,56 (15° C) Pauling elektronegatifliği 3 Kovalent yarıçap, 0,74 Kristal yarıçapı, 1,4 (M3-) İyonlaşma potansiyeli , Wb

ilk 14.54 ikinci 29.60

A Sıvı ve gaz halindeki nitrojenin yoğunluklarının aynı olduğu sıcaklık ve basınç.
B 1 mol atomik nitrojen başına ilk dış elektronu ve bir sonrakini çıkarmak için gereken enerji miktarı.

Kimyasal özellikler. Daha önce belirtildiği gibi, normal sıcaklık ve basınç koşulları altında nitrojenin baskın özelliği inertliği veya düşük kimyasal aktivitesidir. Azotun elektronik yapısı, 2s seviyesinde bir elektron çifti ve üç adet yarı dolu 2p yörüngesi içerir; böylece bir nitrojen atomu, dörtten fazla başka atoma bağlanamaz; koordinasyon numarası dörttür. Küçük boy Bir atom aynı zamanda kendisiyle ilişkilendirilebilecek atomların veya atom gruplarının sayısını da sınırlar. Bu nedenle, VA alt grubunun diğer üyelerinin birçok bileşiğinin ya nitrojen bileşikleri arasında hiçbir analogu yoktur ya da benzer nitrojen bileşiklerinin kararsız olduğu ortaya çıkar. Yani PCl5 kararlı bir bileşiktir ancak NCl5 mevcut değildir. Bir nitrojen atomu, başka bir nitrojen atomuna bağlanarak hidrazin N2H4 ve metal azidler MN3 gibi oldukça kararlı birkaç bileşik oluşturabilir. Bu tür bir bağ, kimyasal elementler için alışılmadık bir durumdur (karbon ve silikon hariç). Yüksek sıcaklıklarda nitrojen birçok metalle reaksiyona girerek kısmen iyonik nitrürler MxNy oluşturur. Bu bileşiklerde nitrojen negatif yüklüdür. Masada Tablo 2 oksidasyon durumlarını ve karşılık gelen bileşiklerin örneklerini göstermektedir.
Tablo 2. AZOT VE İLGİLİ BİLEŞİKLERİN YÜKSELTGENME DURUMLARI
Oksidasyon durumu Bileşik örnekleri
-III Amonyak NH3, amonyum iyonu NH4+, nitrürler M3N2 -II Hidrazin N2H4 -I Hidroksilamin NH2OH I Sodyum hiponitrit Na2N2O2, nitrik oksit(I) N2O II Nitrik oksit(II) NO III Azot oksit N2O3, sodyum nitrit NaNO2 IV Oksit nitrojen(IV) ) NO2, dimer N2O4 V Azot oksit (V) N2O5, nitrik asit HNO3 ve tuzları (nitratlar) Nitrürler. Daha elektropozitif elementler, metaller ve ametaller (nitritler) içeren nitrojen bileşikleri karbürlere ve hidritlere benzer. Doğaya bağlı olarak bölünebilirler M-N bağlantıları iyonik, kovalent ve ara tip bir bağla ayrılır. Kural olarak bunlar kristal maddelerdir.
İyonik nitrürler. Bu bileşiklerdeki bağlanma, N3- iyonunu oluşturmak için elektronların metalden nitrojene transferini içerir. Bu tür nitrürler arasında Li3N, Mg3N2, Zn3N2 ve Cu3N2 yer alır. Lityum dışında diğer alkali metaller nitrürlerin IA alt gruplarını oluşturmazlar. İyonik nitrürler yüksek erime noktalarına sahiptir ve su ile reaksiyona girerek NH3 ve metal hidroksitler oluşturur.
Kovalent nitrürler. Azot elektronları, azottan başka bir atoma aktarmadan başka bir elementin elektronlarıyla birlikte bir bağ oluşumuna katıldığında, kovalent bağlı nitrürler oluşur. Hidrojen nitrürler (amonyak ve hidrazin gibi), nitrojen halojenürler (NF3 ve NCl3) gibi tamamen kovalenttir. Kovalent nitrürler örneğin Si3N4, P3N5 ve BN'yi içerir - oldukça kararlı beyaz maddeler ve BN'nin iki allotropik modifikasyonu vardır: altıgen ve elmas benzeri. İkincisi yüksek basınç ve sıcaklıklarda oluşur ve elmasınkine yakın bir sertliğe sahiptir.
Ara tip bağa sahip nitrürler. Geçiş elementleri yüksek sıcaklıklarda NH3 ile reaksiyona girerek nitrojen atomlarının düzenli aralıklı metal atomları arasında dağıtıldığı alışılmadık bir bileşik sınıfı oluşturur. Bu bileşiklerde net bir elektron yer değiştirmesi yoktur. Bu tür nitritlerin örnekleri Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2'dir. Bu bileşikler genellikle tamamen inerttir ve iyi bir elektrik iletkenliğine sahiptir.
Azotun hidrojen bileşikleri. Azot ve hidrojen etkileşime girerek hidrokarbonlara belli belirsiz benzeyen bileşikler oluşturur (ayrıca bkz. ORGANİK KİMYA). Uzun zincirlerde stabil olan hidrokarbonların aksine, hidrojen nitratların stabilitesi zincirdeki nitrojen atomu sayısı arttıkça azalır. En önemli hidrojen nitrürler amonyak NH3 ve hidrazin N2H4'tür. Bunlar aynı zamanda hidronitrik asit HNNN'yi (HN3) de içerir.
Amonyak NH3. Amonyak, modern ekonominin en önemli endüstriyel ürünlerinden biridir. 20. yüzyılın sonunda. ABD yaklaşık üretti. Yıllık 13 milyon ton amonyak (susuz amonyak cinsinden).
Molekül yapısı. NH3 molekülü neredeyse piramidal bir yapıya sahiptir. Köşe H-N-H bağlantıları 107° olup, 109° tetrahedral açıya yakındır. Yalnız elektron çifti bağlı gruba eşdeğerdir, bu da nitrojenin koordinasyon sayısının 4 olmasına ve nitrojenin tetrahedronun merkezinde bulunmasına neden olur.

Amonyağın özellikleri. Amonyağın suya kıyasla bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 3.

Tablo 3. AMONYAK VE SUYUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ

Amonyağın kaynama ve erime noktaları, moleküler ağırlıkların benzerliğine ve moleküler yapının benzerliğine rağmen suyunkinden çok daha düşüktür. Bu, sudaki moleküller arası bağların amonyaktan nispeten daha güçlü olmasıyla açıklanmaktadır (bu tür moleküller arası bağlara hidrojen bağları denir).
Çözücü olarak amonyak. Sıvı amonyağın yüksek dielektrik sabiti ve dipol momenti, onun polar veya iyonik inorganik maddeler için çözücü olarak kullanılmasını mümkün kılar. Amonyak çözücüsü, su ile etil alkol gibi organik çözücüler arasında bir ara pozisyonda bulunur. Alkali ve alkali toprak metalleri amonyak içinde çözünerek koyu mavi çözeltiler oluşturur. Değerlik elektronlarının çözülmesinin ve iyonlaşmasının şemaya göre çözeltide meydana geldiği varsayılabilir.

Mavi renk, elektronların çözünmesi ve hareketi veya bir sıvıdaki "deliklerin" hareketliliği ile ilişkilidir. Sıvı amonyaktaki yüksek sodyum konsantrasyonunda çözelti bronz bir renk alır ve elektriksel olarak oldukça iletkendir. Bağlanmamış alkali metal, böyle bir çözeltiden amonyağın buharlaştırılmasıyla veya sodyum klorür ilavesiyle ayrılabilir. Amonyaktaki metal çözeltileri iyi indirgeyici maddelerdir. Otoiyonizasyon sıvı amonyakta meydana gelir

suda meydana gelen sürece benzer

Bazı Kimyasal özellikler her iki sistem tabloda karşılaştırılmıştır. 4. Sıvı amonyak, bileşenlerin su ile hızlı etkileşimi nedeniyle (örneğin oksidasyon ve indirgeme) su içinde reaksiyon gerçekleştirmenin imkansız olduğu bazı durumlarda bir çözücü olarak avantaja sahiptir. Örneğin, sıvı amonyakta kalsiyum, KCl ile reaksiyona girerek CaCl2 ve K'yi oluşturur, çünkü CaCl2 sıvı amonyak içinde çözünmez ve K çözünür ve reaksiyon tamamen ilerler. Suda Ca'nın su ile hızlı etkileşimi nedeniyle böyle bir reaksiyon imkansızdır. Amonyak üretimi. Gaz halindeki NH3, güçlü bir bazın, örneğin NaOH'nin etkisi altında amonyum tuzlarından salınır:

Yöntem laboratuvar koşullarında uygulanabilir. Küçük üretim amonyak aynı zamanda nitrürlerin, örneğin Mg3N2'nin su ile hidrolizine de dayanmaktadır. Kalsiyum siyanamid CaCN2 de suyla etkileşime girdiğinde amonyak oluşturur. Amonyak üretmenin ana endüstriyel yöntemi, yüksek sıcaklık ve basınçta atmosferik nitrojen ve hidrojenden katalitik sentezidir:

Bu sentez için hidrojen, hidrokarbonların termal olarak parçalanması, su buharının kömür veya demir üzerindeki etkisi, alkollerin su buharı ile ayrışması veya suyun elektrolizi ile elde edilir. Amonyak sentezi için proses koşullarında (sıcaklık, basınç, katalizör) farklılık gösteren birçok patent alınmıştır. Kömürün termal damıtılması yoluyla endüstriyel üretim yöntemi vardır. F. Haber ve K. Bosch isimleri amonyak sentezinin teknolojik gelişimi ile ilişkilidir.
Amonyağın kimyasal özellikleri. Tabloda belirtilen reaksiyonlara ek olarak. Şekil 4'te, amonyak suyla reaksiyona girerek NH3НH2O bileşiğini oluşturur; bu bileşik genellikle yanlışlıkla amonyum hidroksit NH4OH olarak kabul edilir; aslında çözeltide NH4OH'nin varlığı kanıtlanmamıştır. Sulu bir amonyak çözeltisi (“amonyak”) ağırlıklı olarak NH3, H2O ve ayrışma sırasında oluşan küçük konsantrasyonlarda NH4+ ve OH- iyonlarından oluşur

Amonyağın temel doğası, yalnız elektron çifti nitrojen:NH3'ün varlığıyla açıklanır. Bu nedenle NH3, protonla veya hidrojen atomunun çekirdeğiyle birleşme şeklinde ortaya çıkan, en yüksek nükleofilik aktiviteye sahip bir Lewis bazıdır:

Bir elektron çiftini (elektrofilik bileşik) kabul edebilen herhangi bir iyon veya molekül, bir koordinasyon bileşiği oluşturmak üzere NH3 ile reaksiyona girecektir. Örneğin:

Mn+ sembolü bir geçiş metali iyonunu temsil eder (periyodik tablonun B alt grubu, örneğin Cu2+, Mn2+, vb.). Herhangi bir protik (yani H içeren) asit, amonyum nitrat NH4NO3, amonyum klorür NH4Cl, amonyum sülfat (NH4)2SO4, amonyum fosfat (NH4)3PO4 gibi amonyum tuzlarını oluşturmak için sulu bir çözeltide amonyakla reaksiyona girer. Bu tuzlar tarımda toprağa azot katmak için gübre olarak yaygın şekilde kullanılmaktadır. Amonyum nitrat aynı zamanda ucuz bir patlayıcı olarak da kullanılır; ilk kez petrol yakıtı (dizel yağı) ile birlikte kullanılmıştır. Sulu bir amonyak çözeltisi doğrudan toprağa veya sulama suyuyla birlikte kullanılır. Üre NH2CONH2, amonyaktan sentez yoluyla elde edilir ve karbon dioksit, aynı zamanda bir gübredir. Amonyak gazı Na ve K gibi metallerle reaksiyona girerek amidler oluşturur:

Amonyak ayrıca hidritler ve nitrürlerle reaksiyona girerek amidler oluşturur:

Alkali metal amidler (örneğin NaNH2) ısıtıldığında N2O ile reaksiyona girerek azitler oluşturur:

Gaz halindeki NH3, görünüşe göre amonyağın N2 ve H2'ye ayrışmasıyla üretilen hidrojen nedeniyle, yüksek sıcaklıklarda ağır metal oksitleri metallere indirger:

NH3 molekülündeki hidrojen atomları halojenle değiştirilebilir. İyot ile reaksiyona girer konsantre çözelti NH3, NI3 içeren maddelerin bir karışımını oluşturur. Bu madde çok kararsızdır ve en ufak bir mekanik darbede patlar. NH3'ün Cl2 ile reaksiyonu NCl3, NHCl2 ve NH2Cl kloraminlerini üretir. Amonyak, sodyum hipoklorit NaOCl'ye (NaOH ve Cl2'den oluşur) maruz kaldığında son ürün hidrazin olur:

Hidrazin. Yukarıdaki reaksiyonlar, N2H4ЧH2O bileşimi ile hidrazin monohidratın üretilmesine yönelik bir yöntemi temsil eder. Susuz hidrazin, monohidratın BaO veya diğer su giderici maddelerle özel olarak damıtılmasıyla oluşturulur. Hidrazinin özellikleri hidrojen peroksit H2O2'ye biraz benzer. Saf susuz hidrazin, 113,5° C'de kaynayan, renksiz, higroskopik bir sıvıdır; suda iyi çözünür, zayıf bir baz oluşturur

Asidik bir ortamda (H+), hidrazin, []+X- tipinde çözünür hidrazonyum tuzları oluşturur. Hidrazin ve bazı türevlerinin (metilhidrazin gibi) oksijenle reaksiyona girme kolaylığı, onun sıvı roket yakıtının bir bileşeni olarak kullanılmasına olanak tanır. Hidrazin ve tüm türevleri oldukça toksiktir. Azot oksitler. Oksijenli bileşiklerde nitrojen, tüm oksidasyon durumlarını sergileyerek oksitler oluşturur: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Azot peroksitlerin (NO3, NO4) oluşumu hakkında çok az bilgi vardır. Azot(I) oksit N2O (dianitrojen monoksit), amonyum nitratın termal ayrışmasından elde edilir:

Molekül doğrusal bir yapıya sahiptir

N2O oda sıcaklığında oldukça inerttir ancak yüksek sıcaklıklarda kolayca oksitlenen malzemelerin yanmasını destekleyebilir. Gülme gazı olarak bilinen N2O, tıpta hafif anestezi amacıyla kullanılmaktadır. Azot oksit (II) NO, oksijen varlığında amonyağın katalitik termal ayrışmasının ürünlerinden biri olan renksiz bir gazdır:

NO ayrıca nitrik asidin termal ayrışması sırasında veya bakırın seyreltik nitrik asitle reaksiyonu sırasında da oluşur:

NO, basit maddelerden (N2 ve O2) çok yüksek sıcaklıklarda, örneğin bir elektrik deşarjında ​​sentezlenerek üretilebilir. NO molekülünün yapısında eşlenmemiş bir elektron bulunur. Böyle bir yapıya sahip bağlantılar elektrikle etkileşime girer ve manyetik alanlar. Sıvı veya katı halde, eşleşmemiş elektron kısmi birleşmeye neden olduğundan oksit mavi bir renge sahiptir. sıvı hal ve katı halde zayıf dimerizasyon: 2NO N2O2. Nitrik oksit (III) N2O3 (nitrojen trioksit) - nitröz asit anhidrit: N2O3 + H2O 2HNO2. Saf N2O3 mavi bir sıvı halinde elde edilebilir. Düşük sıcaklık(-20° C) eş moleküllü NO ve NO2 karışımından. N2O3 düşük sıcaklıklarda (erime noktası -102,3 ° C) yalnızca katı halde stabildir; sıvı ve gaz halinde tekrar NO ve NO2'ye ayrışır. Nitrik oksit (IV) NO2 (nitrojen dioksit) de molekülde eşlenmemiş bir elektrona sahiptir (yukarıdaki nitrik oksit (II)'ye bakınız). Molekülün yapısı üç elektronlu bir bağ varsayar ve molekül bir serbest radikalin özelliklerini sergiler (bir çizgi iki eşleştirilmiş elektrona karşılık gelir):

NO2, fazla oksijendeki amonyağın katalitik oksidasyonu veya havadaki NO'nun oksidasyonu ile elde edilir:

ve ayrıca tepkilerle:

Oda sıcaklığında NO2, eşleşmemiş bir elektronun varlığından dolayı manyetik özelliklere sahip koyu kahverengi bir gazdır. 0° C'nin altındaki sıcaklıklarda NO2 molekülü dinitrojen tetroksite dimerleşir ve -9,3° C'de dimerizasyon tamamen gerçekleşir: 2NO2 N2O4. Sıvı halde yalnızca %1 NO2 dimerleşmemiştir ve 100°C'de %10 N2O4 dimer formunda kalır. NO2 (veya N2O4) reaksiyona girer ılık su nitrik asit oluşumu ile: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. NO2 teknolojisi bu nedenle endüstriyel açıdan önemli bir ürün olan nitrik asidin üretiminde bir ara aşama olarak çok önemlidir. Nitrik oksit (V) N2O5 (eski nitrik anhidrit), nitrik asidin fosfor oksit P4O10 varlığında dehidre edilmesiyle elde edilen beyaz kristalli bir maddedir:

N2O5 havadaki nemde kolaylıkla çözünerek tekrar HNO3 oluşturur. N2O5'in özellikleri denge ile belirlenir

N2O5 iyi bir oksitleyici maddedir, metallerle ve bazen şiddetli bir şekilde kolayca reaksiyona girer. organik bileşikler ve saf halde ısıtıldığında patlar. N2O5'in olası yapısı şu şekilde temsil edilebilir:

Azot oksoasitler. Azot için üç oksoasit bilinmektedir: hiponitrojen H2N2O2, nitrojenli HNO2 ve nitrik asit HNO3. Hiponitroz asit H2N2O2, sulu olmayan bir ortamda, başka bir asidin etkisi altında bir ağır metal - hiponitrit tuzundan oluşturulan çok kararsız bir bileşiktir: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Çözelti buharlaştırıldığında beklenen yapıya H-O-N=N-O-H sahip beyaz bir patlayıcı oluşur.
Nitröz asit HNO2 saf formda mevcut değildir, ancak düşük konsantrasyonunun sulu çözeltileri, baryum nitrite sülfürik asit eklenerek oluşturulur:

Nitröz asit aynı zamanda NO ve NO2'nin (veya N2O3'ün) eşmolar bir karışımının suda çözünmesiyle de oluşur. Nitröz asit asetik asitten biraz daha güçlüdür. İçerisindeki nitrojenin oksidasyon durumu +3'tür (yapısı H-O-N=O'dur), yani. hem oksitleyici bir madde hem de indirgeyici bir madde olabilir. İndirgeyici maddelerin etkisi altında genellikle NO'ya indirgenir ve oksitleyici maddelerle etkileşime girdiğinde nitrik asite oksitlenir. Metaller veya iyodür iyonu gibi bazı maddelerin nitrik asitte çözünme hızı, safsızlık olarak mevcut nitröz asit konsantrasyonuna bağlıdır. Nitröz asit tuzları - nitritler - gümüş nitrit hariç suda iyi çözünür. NaNO2 boya üretiminde kullanılır. Nitrik asit HNO3 ana ürünün en önemli inorganik ürünlerinden biridir. kimyasal endüstri. Patlayıcılar, gübreler, polimerler ve elyaflar, boyalar, farmasötikler vb. gibi diğer birçok inorganik ve organik maddenin teknolojilerinde kullanılmaktadır.
Ayrıca bakınız KİMYASAL ELEMENTLER.
EDEBİYAT
Nitrojenistin El Kitabı. M., 1969 Nekrasov B.V. Genel kimyanın temelleri. M., 1973 Azot fiksasyonu sorunları. İnorganik ve fiziksel kimya. M., 1982

Collier'in Ansiklopedisi. - Açık Toplum. 2000 .

Eş anlamlı:

Diğer sözlüklerde "AZOT" un ne olduğunu görün:

- (N) kimyasal element, gaz, renksiz, tatsız ve kokusuz; 4/5'ini (%79) hava oluşturur; vurmak ağırlık 0,972; atom ağırlığı 14; 140 °C'de sıvıya yoğunlaşır. ve basınç 200 atmosfer; bileşen birçok bitki ve hayvan maddesi. Sözlük… … Sözlük yabancı kelimeler Rus Dili

AZOT- AZOT, kimyasal. eleman, sembol N (Fransızca AZ), seri numarası 7, adresinde. V. 14.008; kaynama noktası 195.7°; 0° ve 760 mm basınçta 1 l A. ağırlığı 1,2508 g [enlem. Nitrojenyum (“güherçile üreten”), Almanca. Stickstoff (“boğucu… … Büyük tıbbi ansiklopedi

- (enlem. Nitrojenyum) N, periyodik tablonun V grubunun kimyasal elementi, atom numarası 7, atom kütlesi 14.0067. Adı Yunancadan olumsuz bir önek ve zoe ömründen gelir (solunum veya yanmayı desteklemez). Serbest nitrojen 2 atomdan oluşur... ... Büyük Ansiklopedik Sözlük

azot- a m.azot m. Arap. 1787. Lexis.1. simyacı Metallerin ilk maddesi metalik cıvadır. SL. 18. Paracelsus, mümkün olan her şeyin şifası için herkese Laudanum'unu ve Azoth'unu çok makul bir fiyata sunarak dünyanın sonuna doğru yola çıktı... ... Tarihsel Sözlük Rus dilinin Galyacılığı

- (Nitrojenyum), N, periyodik sistemin V grubunun kimyasal elementi, atom numarası 7, atom kütlesi 14.0067; gaz, kaynama noktası 195.80 shs. Azot havanın ana bileşenidir (hacimce %78,09), tüm canlı organizmaların bir parçasıdır (insan vücudunda... ... Modern ansiklopedi

Azot- (Nitrojenyum), N, periyodik sistemin V grubunun kimyasal elementi, atom numarası 7, atom kütlesi 14.0067; gaz, kaynama noktası 195,80 °C. Azot havanın ana bileşenidir (hacimce %78,09), tüm canlı organizmaların bir parçasıdır (insan vücudunda... ... resimli ansiklopedik sözlük

- (kimyasal işareti N, atom ağırlığı 14) kimyasal elementlerden biri; renksiz gaz, kokusuz, tatsız; suda çok az çözünür. Spesifik yer çekimi 0,972. Cenevre'deki Pictet ve Paris'teki Calhet, nitrojeni yüksek basınca maruz bırakarak yoğunlaştırmayı başardılar... Brockhaus ve Efron Ansiklopedisi

Elektronik konfigürasyon 2s 2 2p 3 Kimyasal özellikler Kovalent yarıçap akşam 75 İyon yarıçapı 13 (+5g) 171 (-3g) öğleden sonra Elektronegatiflik
(Pauling'e göre) 3,04 Elektrot potansiyeli — Oksidasyon durumları 5, 4, 3, 2, 1, 0, -1, -3 Basit bir maddenin termodinamik özellikleri Yoğunluk 0,808 (−195,8 °C)/cm³ Molar ısı kapasitesi 29.125 (gaz N 2) J /( mol) Termal iletkenlik 0,026 W/(·) Erime sıcaklığı 63,29 Erime Isısı (N 2) 0,720 kJ/mol Kaynama sıcaklığı 77,4 Buharlaşma ısısı (N 2) 5,57 kJ/mol Molar hacim 17,3 cm³/mol Basit bir maddenin kristal kafesi Kafes yapısı kübik Kafes parametreleri 5,661 c/a oranı — Debye sıcaklığı yok

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

Diatomik N2 molekülleri formundaki nitrojen, atmosferin çoğunu oluşturur; içeriği %75,6 (kütlece) veya %78,084 (hacimce), yani yaklaşık 3,87 10 15 tondur.

Hidrosferde çözünen nitrojen kütlesi, atmosferik nitrojenin suda çözünmesi ve atmosfere salınması işlemlerinin aynı anda gerçekleştiği göz önüne alındığında, yaklaşık 2 10 13 ton olup, ayrıca yaklaşık 7 10 11 ton nitrojen içerir. hidrosferde bileşikler halinde bulunur.

Biyolojik rol

Azot, hayvanların ve bitkilerin varlığı için gerekli bir elementtir, proteinlerin (ağırlıkça% 16-18), amino asitlerin, nükleik asitlerin, nükleoproteinlerin, klorofilin, hemoglobinin vb. Bir parçasıdır. Canlı hücrelerin bileşiminde, sayı nitrojen atomlarının oranı kütle fraksiyonuna göre yaklaşık% 2'dir - yaklaşık% 2,5 (hidrojen, karbon ve oksijenden sonra dördüncü sırada). Buna bağlı önemli miktar bağlı nitrojen canlı organizmalarda, “ölü organik maddede” ve denizlerde ve okyanuslarda dağınık halde bulunur. Bu miktarın yaklaşık 1,9 10 11 ton olduğu tahmin edilmektedir.Azot içeren organik maddelerin uygun faktörlere tabi olarak çürümesi ve ayrışması işlemleri sonucunda çevre Azot içeren doğal mineral birikintileri, örneğin “Şili nitratı” (diğer bileşiklerin katkılarıyla birlikte sodyum nitrat), Norveç, Hint nitratı oluşturabilir.

Doğada azot döngüsü

Doğada azot döngüsü

Atmosferdeki nitrojenin doğada sabitlenmesi iki ana yönde gerçekleşir: abiojenik ve biyojenik. İlk yol esas olarak nitrojenin oksijenle reaksiyonlarını içerir. Azot kimyasal olarak çok inert olduğundan oksidasyon için büyük miktarda enerji (yüksek sıcaklık) gerekir. Bu koşullar, yıldırım düşmesi sırasında sıcaklığın 25.000 °C veya daha fazlasına ulaştığı durumlarda elde edilir. Bu durumda çeşitli nitrojen oksitlerin oluşumu meydana gelir. Ayrıca yarı iletkenlerin veya geniş bantlı dielektriklerin (çöl kumu) yüzeyinde fotokatalitik reaksiyonların bir sonucu olarak abiyotik fiksasyonun meydana gelme olasılığı da vardır.

Bununla birlikte, moleküler nitrojenin ana kısmı (yaklaşık 1.4.10 8 t/yıl) biyotik olarak sabitlenir. Uzun bir süre, yalnızca az sayıda mikroorganizma türünün (Dünya yüzeyinde yaygın olsa da) moleküler nitrojeni bağlayabildiğine inanılıyordu: bakteriler Azotobakter Ve Klostridyum, nodül bakterileri baklagiller Rizobiyum siyanobakteriler Anabaena, Nostoc vb. Artık su ve topraktaki diğer birçok organizmanın bu yeteneğe sahip olduğu bilinmektedir; örneğin kızılağaç ve diğer ağaçların yumrularındaki aktinomisetler (toplamda 160 tür). Hepsi moleküler nitrojeni amonyum bileşiklerine (NH4 +) dönüştürür. Bu işlem önemli miktarda enerji harcaması gerektirir (1 g atmosferik nitrojeni sabitlemek için baklagil nodüllerindeki bakteriler yaklaşık 167,5 kJ tüketir, yani yaklaşık 10 g glikozu oksitlerler). Böylece, bitkilerin ve nitrojeni sabitleyen bakterilerin simbiyozunun karşılıklı faydası görülebilir - ilki, ikincisine "yaşayacak bir yer" sağlar ve fotosentez sonucunda elde edilen "yakıtı" sağlar - glikoz, ikincisi nitrojeni sağlar bitkiler için absorbe edebilecekleri bir formda gereklidir.

Biyojenik nitrojen fiksasyonu proseslerinden kaynaklanan amonyak ve amonyum bileşikleri formundaki nitrojen, hızla nitratlara ve nitritlere oksitlenir (bu prosese nitrifikasyon denir). Bitki dokularıyla (ve besin zinciri boyunca otçullar ve avcılar tarafından) bağlanmayan ikincisi, toprakta uzun süre kalmaz. Nitrat ve nitritlerin çoğu oldukça çözünür olduğundan su ile yıkanır ve sonunda dünya okyanuslarına ulaşır (bu akışın 2,5-8·10 7 ton/yıl olduğu tahmin edilmektedir).

Bitki ve hayvan dokularında bulunan azot, ölümlerinden sonra amonifikasyona (azot içeren kompleks bileşiklerin amonyak ve amonyum iyonlarının salınmasıyla ayrışması) ve denitrifikasyona, yani atomik nitrojenin ve oksitlerinin salınmasına uğrar. . Bu işlemler tamamen mikroorganizmaların aerobik ve anaerobik koşullar altındaki aktivitesinden kaynaklanmaktadır.

İnsan faaliyetinin yokluğunda, nitrojen fiksasyonu ve nitrifikasyon işlemleri, denitrifikasyonun zıt reaksiyonları ile neredeyse tamamen dengelenir. Azotun bir kısmı volkanik patlamalarla mantodan atmosfere girer, bir kısmı toprakta ve kil minerallerinde sıkı bir şekilde sabitlenir, ayrıca azot sürekli olarak topraktan sızar. üst katmanlar atmosferden gezegenler arası uzaya.

Azot ve bileşiklerinin toksikolojisi

Atmosferdeki nitrojenin kendisi insan vücudu ve memeliler üzerinde doğrudan etki yaratacak kadar inerttir. Ancak yüksek tansiyonla birlikte narkoz, sarhoşluk veya boğulmaya (oksijen eksikliği nedeniyle) neden olur; Basınç hızla düştüğünde nitrojen dekompresyon hastalığına neden olur.

Birçok nitrojen bileşiği çok aktiftir ve sıklıkla toksiktir.

Fiş

Laboratuvarlarda amonyum nitritin ayrışma reaksiyonuyla elde edilebilir:

NH4NO2 → N2 + 2H20

Reaksiyon ekzotermiktir ve 80 kcal (335 kJ) açığa çıkar, dolayısıyla reaksiyon meydana gelirken kabın soğutulması gerekir (gerçi reaksiyonu başlatmak için amonyum nitritin ısıtılması gerekir).

Pratikte bu reaksiyon, ısıtılmış doymuş bir amonyum sülfat çözeltisine doymuş bir sodyum nitrit çözeltisinin damla damla eklenmesiyle gerçekleştirilir ve değişim reaksiyonu sonucunda oluşan amonyum nitrit anında ayrışır.

Bu durumda açığa çıkan gaz, amonyak, nitrojen oksit (I) ve oksijen ile kirlenir ve bu gaz, sülfürik asit, demir (II) sülfat ve sıcak bakır çözeltilerinden art arda geçirilerek saflaştırılır. Daha sonra nitrojen kurutulur.

Azot üretmek için başka bir laboratuvar yöntemi, bir potasyum dikromat ve amonyum sülfat karışımının (ağırlıkça 2:1 oranında) ısıtılmasıdır. Reaksiyon aşağıdaki denklemlere göre ilerler:

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

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

En saf nitrojen, metal azitlerin ayrıştırılmasıyla elde edilebilir:

2NaN 3 →(t) 2Na + 3N 2

"Hava" veya "atmosferik" nitrojen, yani nitrojenin soy gazlarla karışımı, havanın sıcak kokla reaksiyona sokulmasıyla elde edilir:

Ö2 + 4N2 + 2C → 2CO + 4N2

Bu, kimyasal sentez ve yakıt için "jeneratör" veya "hava" gazı - hammaddeleri üretir. Gerekirse karbon monoksit emilerek nitrojen ondan ayrılabilir.

Moleküler nitrojen endüstriyel olarak sıvı havanın fraksiyonel damıtılmasıyla üretilir. Bu yöntem aynı zamanda “atmosferik nitrojen” elde etmek için de kullanılabilir. Adsorpsiyon ve membran gaz ayırma yöntemlerini kullanan azot tesisleri de yaygın olarak kullanılmaktadır.

Laboratuvar yöntemlerinden biri amonyağın bakır (II) oksit üzerinden ~700°C sıcaklıkta geçirilmesidir:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu

Amonyak doymuş çözeltisinden ısıtılarak alınır. CuO miktarı hesaplanandan 2 kat daha fazladır. Kullanımdan hemen önce nitrojen, bakır ve oksit (II) (yine ~700°C) üzerinden geçirilerek oksijen ve amonyaktan arındırılır, daha sonra konsantre sülfürik asit ve kuru alkali ile kurutulur. İşlem oldukça yavaş ama buna değer: Elde edilen gaz çok temiz.

Özellikler

Fiziki ozellikleri

Azotun optik hat emisyon spektrumu

Normal koşullar altında nitrojen renksiz, kokusuz ve suda az çözünür bir gazdır (0 °C'de 2,3 ml/100g, 80 °C'de 0,8 ml/100g).

Sıvı halde (kaynama noktası -195,8 °C) su gibi renksiz, hareketli bir sıvıdır. Havayla temas ettiğinde içindeki oksijeni emer.

-209,86 °C'de nitrojen, kar benzeri bir kütle veya büyük kar beyazı kristaller şeklinde katı bir duruma dönüşür. Havayla temas ettiğinde içindeki oksijeni emer ve eriyerek nitrojen içinde bir oksijen çözeltisi oluşturur.

Katı nitrojenin üç kristal modifikasyonu bilinmektedir. 36,61 - 63,29 K aralığında altıgen sıkı paketli, uzay grubu olan bir β-N 2 fazı vardır. P6 3/mmc, kafes parametreleri a=3,93 Å ve c=6,50 Å. 36,61 K'nin altındaki sıcaklıklarda, kübik kafesli a-N2 fazı stabildir, Pa3 veya P213 uzay grubuna ve a = 5,660 Å periyoduna sahiptir. 3500 atmosferden fazla basınç ve 83 K'nin altındaki sıcaklık altında altıgen γ-N2 fazı oluşur.

Kimyasal özellikler, moleküler yapı

Serbest haldeki azot, elektronik konfigürasyonu nitrojen molekülleri N arasındaki üçlü bağa karşılık gelen σ s ²σ s *2 π x, y 4 σ z ² formülüyle açıklanan diatomik N2 molekülleri formunda bulunur. ≡N (bağ uzunluğu d N≡N = 0,1095 nm). Sonuç olarak nitrojen molekülü ayrışma reaksiyonu için son derece güçlüdür. N 2 ↔ 2K spesifik oluşum entalpisi ΔH° 298 =945 kJ, reaksiyon hızı sabiti K 298 =10 -120, yani nitrojen moleküllerinin ayrışması normal koşullar altında pratik olarak meydana gelmez (denge neredeyse tamamen sola kayar). Azot molekülü polar değildir ve zayıf polarizedir, moleküller arasındaki etkileşim kuvvetleri çok zayıftır, bu nedenle normal koşullar altında nitrojen gaz halindedir.

3000 °C'de bile N2'nin termal ayrışma derecesi yalnızca %0,1'dir ve yalnızca yaklaşık 5000 °C'lik bir sıcaklıkta yüzde birkaçına ulaşır (normal basınçta). Atmosferin yüksek katmanlarında N2 moleküllerinin fotokimyasal ayrışması meydana gelir. Laboratuvar koşullarında, güçlü deşarj altında gaz halindeki N2'yi yüksek frekanslı bir elektrik deşarjı alanından geçirerek atomik nitrojen elde etmek mümkündür. Atomik nitrojen, moleküler nitrojenden çok daha aktiftir: özellikle normal sıcaklıklarda kükürt, fosfor, arsenik ve bir dizi metal, örneğin co ile reaksiyona girer.

Nitrojen molekülünün büyük gücü nedeniyle, bileşiklerinin çoğu endotermiktir, oluşum entalpisi negatiftir ve nitrojen bileşikleri termal olarak kararsızdır ve ısıtıldığında oldukça kolay ayrışır. Bu nedenle Dünya'daki nitrojen çoğunlukla serbest haldedir.

Önemli inertliğinden dolayı nitrojen normal koşullar altında yalnızca lityum ile reaksiyona girer:

6Li + N2 → 2Li3N,

ısıtıldığında diğer bazı metaller ve metal olmayanlarla reaksiyona girerek nitrürler oluşturur:

3Mg + N2 → Mg3N2,

Hidrojen nitrür (amonyak) en büyük pratik öneme sahiptir:

Atmosferdeki nitrojenin endüstriyel fiksasyonu

Azot bileşikleri kimyada son derece yaygın olarak kullanılmaktadır; azot içeren maddelerin kullanıldığı tüm alanları listelemek bile imkansızdır: gübre, patlayıcı, boya, ilaç vb. endüstrisidir. Yukarıda açıklanan nitrojen molekülü N2'nin gücünden dolayı kelimenin tam anlamıyla "havadan" muazzam miktarlarda nitrojen mevcut olmasına rağmen, nitrojen içeren bileşiklerin havadan elde edilmesi sorunu uzun süredir çözülmeden kalmıştır; Nitrojen bileşiklerinin çoğu, Şili güherçilesi gibi minerallerinden elde edildi. Ancak bu minerallerin rezervlerindeki azalma ve nitrojen bileşiklerine olan ihtiyacın artması, atmosferik nitrojenin endüstriyel fiksasyonuna yönelik çalışmaların hızlandırılmasını zorunlu kıldı.

Atmosferdeki nitrojeni sabitlemenin en yaygın amonyak yöntemi. Amonyak sentezinin tersinir reaksiyonu:

3H2 + N2 ↔2NH3

ekzotermiktir (termal etki 92 kJ) ve hacimde bir azalma ile birlikte gelir, bu nedenle Le Chatelier-Brown prensibine göre dengeyi sağa kaydırmak için karışımın soğutulması gerekir ve yüksek basınç. Bununla birlikte, kinetik açıdan bakıldığında, sıcaklığın düşürülmesi sakıncalıdır, çünkü bu reaksiyon hızını büyük ölçüde azaltır - zaten 700 °C'de reaksiyon hızı pratik kullanım için çok düşüktür.

Bu gibi durumlarda kataliz kullanılır çünkü uygun bir katalizör dengeyi değiştirmeden reaksiyon hızının arttırılmasına olanak tanır. Uygun bir katalizör arama sürecinde yaklaşık yirmi bin test edildi. çeşitli bağlantılar. Özelliklerin (katalitik aktivite, zehirlenmeye karşı direnç, düşük maliyet) kombinasyonuna bağlı olarak en yaygın kullanılan katalizör, alüminyum ve potasyum oksit katkılı metalik demir bazlı bir katalizördür. İşlem 400-600°C sıcaklıkta ve 10-1000 atmosfer basınçta gerçekleştirilir.

2000 atmosferin üzerindeki basınçlarda, hidrojen ve nitrojen karışımından amonyak sentezinin yüksek hızda ve katalizör olmadan gerçekleştiğine dikkat edilmelidir. Örneğin 850 °C ve 4500 atmosferde ürün verimi %97'dir.

Atmosferdeki nitrojenin endüstriyel olarak bağlanması için daha az yaygın olan başka bir yöntem daha vardır - kalsiyum karbürün nitrojenle 1000 °C'de reaksiyonuna dayanan siyanamid yöntemi. Reaksiyon aşağıdaki denkleme göre gerçekleşir:

CaC2 + N2 → CaCN2 + C.

Reaksiyon ekzotermiktir, termal etkisi 293 kJ'dir.

Her yıl yaklaşık 1.10 6 ton nitrojen endüstriyel olarak Dünya atmosferinden uzaklaştırılmaktadır. Nitrojen elde etme süreci burada ayrıntılı olarak anlatılmaktadır GRASYS

Azot bileşikleri

Bileşiklerdeki nitrojenin oksidasyon durumları −3, −2, −1, +1, +2, +3, +4, +5'tir.

-3 oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri nitritlerle temsil edilir; bunların pratikte en önemlisi amonyaktır;
-2 oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri daha az tipiktir ve pernitritlerle temsil edilir; bunların en önemlileri hidrojen pernitrit N2H4 veya hidrazindir (ayrıca son derece kararsız bir hidrojen pernitrit N2H2, diimid de vardır);
−1 NH2OH (hidroksilamin) oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri, organik sentezde hidroksilamonyum tuzlarıyla birlikte kullanılan kararsız bir bazdır;
Oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri +1 nitrik oksit (I) N2O (nitröz oksit, gülme gazı);
Oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri +2 nitrik oksit (II) NO (nitrojen monoksit);
Oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri +3 nitrojen oksit (III) N2O3, nitröz asit, NO2- anyonunun türevleri, nitrojen triflorür NF3;
Oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri +4 nitrojen oksit (IV) NO2 (nitrojen dioksit, kahverengi gaz);
+5 oksidasyon durumundaki nitrojen bileşikleri - nitrik oksit (V) N2O5, nitrik asit ve tuzları - nitratlar, vb.

Kullanım ve uygulama

Metal bir kapta düşük kaynama noktalı sıvı nitrojen.

Sıvı nitrojen soğutucu olarak ve kriyoterapi için kullanılır.

Azot gazının endüstriyel uygulamaları inert özelliklerinden kaynaklanmaktadır. Gaz halindeki nitrojen yangına ve patlamaya karşı dayanıklıdır, oksidasyonu ve çürümeyi önler. Petrokimyada nitrojen, tankları ve boru hatlarını temizlemek, boru hatlarının basınç altında çalışmasını kontrol etmek ve tarlaların üretimini artırmak için kullanılır. Madencilikte, madenlerde patlamaya dayanıklı bir ortam oluşturmak ve kaya katmanlarını genişletmek için nitrojen kullanılabilir. Elektronik imalatında, oksitleyici oksijenin varlığına izin vermeyen alanları temizlemek için nitrojen kullanılır. Geleneksel olarak hava kullanılarak gerçekleştirilen bir işlemde, eğer oksidasyon veya bozunma olumsuz faktörlerse, nitrojen başarılı bir şekilde havanın yerini alabilir.

Azotun önemli bir uygulama alanı, amonyak gibi çok çeşitli azot içeren bileşiklerin daha ileri sentezinde kullanılmasıdır. azotlu gübreler, patlayıcılar, boyalar vb. Kok üretiminde (“kokun kuru söndürülmesi”), kok fırını akülerinden kok boşaltılırken ve ayrıca roketlerdeki yakıtın tanklardan pompalara veya motorlara “bastırılması” için büyük miktarlarda nitrojen kullanılır.

Gıda endüstrisinde nitrojen, gıda katkı maddesi olarak kayıtlıdır E941 Ambalajlama ve depolama için gazlı bir ortam olarak, yağlar ve gazsız içecekler şişelenirken yumuşak kaplarda aşırı basınç ve inert bir ortam oluşturmak için bir soğutucu ve sıvı nitrojen kullanılır.

Sıvı nitrojen genellikle filmlerde oldukça büyük nesneleri anında dondurabilen bir madde olarak gösterilir. Bu yaygın bir hatadır. Bir çiçeğin dondurulması bile oldukça uzun bir zaman gerektirir. Bu kısmen nitrojenin çok düşük ısı kapasitesinden kaynaklanmaktadır. Aynı nedenden dolayı kilitleri örneğin -196 °C'ye soğutmak ve tek vuruşta bölmek çok zordur.

Buharlaşan ve 20 °C'ye ısıtılan bir litre sıvı nitrojen, yaklaşık 700 litre gaz oluşturur. Bu nedenle sıvı nitrojen özel vakum yalıtımlı Dewar şişelerinde depolanır. açık tip veya kriyojenik basınçlı kaplar. Yangınların sıvı nitrojenle söndürülmesi prensibi de aynı gerçeğe dayanmaktadır. Nitrojen buharlaşarak yanma için gerekli oksijenin yerini alır ve yangın durur. Nitrojen, su, köpük veya tozun aksine basitçe buharlaşıp yok olduğundan, nitrojenli yangın söndürme, değerli eşyaların korunması açısından en etkili yangın söndürme mekanizmasıdır.

Canlıların sıvı nitrojenle dondurulması ve daha sonra buzlarının çözülmesi ihtimali sorunludur. Sorun, bir canlıyı yeterince hızlı bir şekilde donduramamak (ve çözememek), böylece donmanın homojen olmaması onun yaşamsal fonksiyonlarını etkilememesidir. Stanislaw Lem, "Fiasco" adlı kitabında bu konuyu hayal ederek, dişleri kıran bir nitrojen hortumunun astronotun ağzına sokulduğu ve içeriye bol miktarda nitrojen akışının sağlandığı bir acil durum nitrojen dondurma sistemi geliştirdi.

Silindir işaretleme

Azot silindirleri siyah boyalıdır ve üzerinde yazı bulunmalıdır sarı renk ve kahverengi bir şerit (normal

Azot kimyasal elementi yalnızca tek bir basit madde oluşturur. Bu madde gaz halindedir ve iki atomlu moleküllerden oluşur; N2 formülüne sahiptir. Kimyasal element nitrojenin yüksek elektronegatifliğe sahip olmasına rağmen, moleküler nitrojen N2 son derece atıl bir maddedir. Şartlandırılmış bu gerçek nitrojen molekülünün son derece güçlü bir üçlü bağ (N≡N) içermesi. Bu nedenle nitrojenle reaksiyonların neredeyse tamamı yalnızca yüksek sıcaklıklarda meydana gelir.

Azotun metallerle etkileşimi

Normal şartlarda nitrojenle reaksiyona giren tek madde lityumdur:

İlginç bir gerçek şu ki geri kalanıyla aktif metaller yani alkalin ve alkalin toprak, nitrojen yalnızca ısıtıldığında reaksiyona girer:

Azotun orta ve düşük aktiviteli metallerle (Pt ve Au hariç) etkileşimi de mümkündür, ancak kıyaslanamayacak kadar yüksek sıcaklıklar gerektirir.

Azotun metal olmayanlarla etkileşimi

Azot, katalizörlerin varlığında ısıtıldığında hidrojenle reaksiyona girer. Reaksiyon tersine çevrilebilir, bu nedenle endüstride amonyak verimini artırmak için işlem yüksek basınçta gerçekleştirilir:

İndirgeyici bir madde olarak nitrojen, flor ve oksijenle reaksiyona girer. Flor ile reaksiyon, bir elektrik deşarjının etkisi altında meydana gelir:

Oksijen ile reaksiyon, bir elektrik deşarjının etkisi altında veya 2000 o C'nin üzerindeki bir sıcaklıkta meydana gelir ve geri dönüşümlüdür:

Metal olmayanlardan nitrojen, halojenler ve kükürt ile reaksiyona girmez.

Azotun karmaşık maddelerle etkileşimi

Fosforun kimyasal özellikleri

Bir kaç tane var allotropik modifikasyonlar fosfor, özellikle beyaz fosfor, kırmızı fosfor ve siyah fosfor.

Beyaz fosfor tetraatomik P4 molekülleri tarafından oluşturulur ve fosforun kararlı bir modifikasyonu değildir. Zehirli. Oda sıcaklığında yumuşaktır ve balmumu gibi bıçakla kolayca kesilebilir. Havada yavaşça oksitlenir ve bu oksidasyon mekanizmasının özellikleri nedeniyle karanlıkta parlar (kemilüminesans olgusu). Düşük ısıda bile kendiliğinden yanma mümkündür beyaz fosfor.

Tüm allotropik modifikasyonlar arasında beyaz fosfor en aktif olanıdır.

Kırmızı fosfor, Pn değişken bileşimli uzun moleküllerden oluşur. Bazı kaynaklar atomik bir yapıya sahip olduğunu belirtmektedir ancak yapısını moleküler olarak kabul etmek daha doğrudur. Yapısal özellikleri nedeniyle beyaz fosfora göre daha az aktif bir maddedir, özellikle beyaz fosfordan farklı olarak havada çok daha yavaş oksitlenir ve tutuşması için tutuşma gerektirir.

Siyah fosfor sürekli Pn zincirlerinden oluşur ve grafitin yapısına benzer katmanlı bir yapıya sahiptir, bu yüzden ona benzer görünür. Bu allotropik modifikasyon atomik bir yapıya sahiptir. Fosforun tüm allotropik modifikasyonları arasında en kararlı olanı, kimyasal olarak en pasif olanıdır. Bu nedenle aşağıda tartışılan fosforun kimyasal özellikleri öncelikle beyaz ve kırmızı fosfora atfedilmelidir.

Fosforun metal olmayanlarla etkileşimi

Fosforun reaktivitesi nitrojeninkinden daha yüksektir. Böylece, fosfor normal koşullar altında tutuştuktan sonra yanabilir ve asidik oksit P2O5 oluşturabilir:

ve oksijen eksikliği ile fosfor (III) oksit:

Halojenlerle reaksiyonu da yoğundur. Böylece, fosforun klorlanması ve bromlanması sırasında reaktiflerin oranlarına bağlı olarak fosfor trihalojenürler veya pentahalojenürler oluşur:

İyotun diğer halojenlere kıyasla önemli ölçüde daha zayıf oksitleyici özellikleri nedeniyle, fosforun iyotla oksidasyonu yalnızca oksidasyon durumu +3'e kadar mümkündür:

Azottan farklı olarak fosfor hidrojenle reaksiyona girmez.

Fosforun metallerle etkileşimi

Fosfor, ısıtıldığında aktif metaller ve ara aktiviteye sahip metallerle reaksiyona girerek fosfitleri oluşturur:

Fosforun karmaşık maddelerle etkileşimi

Fosfor, asitleri, özellikle konsantre nitrik ve sülfürik asitleri oksitleyerek oksitlenir:

Beyaz fosforun sulu alkali çözeltileriyle reaksiyona girdiğini bilmelisiniz. Bununla birlikte, özgüllük nedeniyle, kimyadaki Birleşik Devlet Sınavında bu tür etkileşimler için denklem yazma becerisi henüz gerekli değildir.

Ancak 100 puan için başvuranların kendi iç rahatlığı için şunu hatırlayabilirsiniz. aşağıdaki özellikler soğukta ve ısıtıldığında fosforun alkali çözeltilerle etkileşimi. Soğukta beyaz fosforun alkali çözeltilerle etkileşimi yavaş ilerler. Reaksiyona kokulu bir gaz oluşumu eşlik eder Çürümüş balık- fosfin ve nadir oksidasyon durumu fosfor +1 olan bileşikler: Beyaz fosfor, kaynama sırasında konsantre bir alkali çözeltiyle reaksiyona girdiğinde hidrojen açığa çıkar ve fosfit oluşur: