Azot periyodik tabloda nasıl belirlenir? Azot nasıl bir maddedir? Azotun çeşitleri ve özellikleri. Azotun elde edilmesi ve kullanılması

V-A alt grubunun elemanlarının özellikleri

Öğe	Azot N	Fosfor R	Arsenik Gibi	Antimon Sb	Bizmut Bi
Mülk
Eleman seri numarası	7	15	33	51	83
Göreceli atomik kütle	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Erime noktası, C 0	-210	44,1 (beyaz)	817 (4MPa)	631	271
Kaynama noktası, C 0	-196	280 (beyaz)	613	1380	1560
Yoğunluk g/cm3	0,96 (sağlam)	1,82 (beyaz)	5,72	6,68	9,80
Oksidasyon durumları	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Kimyasal elementlerin atomlarının yapısı

İsim kimyasal eleman	Atomik yapı diyagramı	Son enerji seviyesinin elektronik yapısı	Daha yüksek oksit R2O5 formülü	Uçucu hidrojen bileşiği formülü Sağ 3
1. Azot	N+7) 2) 5	…2s 2 2p 3	N2O5	NH3
2. Fosfor	P+15) 2) 8) 5	…3s 2 3p 3	P2O5	PH 3
3. Arsenik	+33) 2) 8) 18) 5	…4s 2 4p 3	As2O5	Kül3
4. Antimon	Şb+51) 2) 8) 18) 18) 5	…5s 2 5p 3	Sb2O5	SbH 3
5. Bizmut	Bi+83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	…6s 2 6p 3	Bi2O5	BH 3

Dış enerji seviyesinde eşlenmemiş üç elektronun varlığı, normal, uyarılmamış bir durumda nitrojen alt grubunun elementlerinin değerinin üçe eşit olduğu gerçeğini açıklar.

Nitrojen alt grubunun elementlerinin atomları (azot hariç - nitrojenin dış seviyesi yalnızca iki alt seviyeden oluşur - 2s ve 2p), dış enerji seviyelerinde d-alt seviyesinin boş hücrelerine sahiptirler, böylece s'den bir elektronu buharlaştırabilirler. -sublevel ve bunu d-sublevel'e aktarın. Böylece fosfor, arsenik, antimon ve bizmutun değerliği 5'tir.

Azot grubunun elemanları, hidrojen ile RH3 bileşiminin bileşiklerini ve oksijen ile R203 ve R205 tipi oksitleri oluşturur. Oksitler HRO 2 ve HRO 3 asitlerine (ve nitrojen hariç orto asitler H3P04) karşılık gelir.

Bu elementlerin en yüksek oksidasyon durumu +5, en düşük oksidasyon durumu ise -3'tür.

Atom çekirdeğinin yükü arttığı için dış seviyedeki elektron sayısı sabit kalır, atomlardaki enerji seviyeleri artar ve atomun yarıçapı nitrojenden bizmut'a doğru artar, negatif elektronların pozitif çekirdeğe çekilmesi zayıflar ve elektron kaybetme yeteneği artar ve dolayısıyla nitrojen alt grubunda seri numarası arttıkça metalik olmayan özellikler azalır ve metalik özellikler artar.

Azot metal değildir, bizmut ise metaldir. Azottan bizmut'a kadar RH3 bileşiklerinin gücü azalır, oksijen bileşiklerinin gücü artar.

Azot alt grubunun elementleri arasında en önemlileri şunlardır: nitrojen ve fosfor .

Azot, fiziksel ve kimyasal özellikler, hazırlanması ve uygulanması

1. Azot kimyasal bir elementtir

N +7) 2) 5

1 sn 2 2 sn 2 2 p 3 tamamlanmamış dış seviye, P -element, metal olmayan

Ar(N)=14

2. Olası oksidasyon durumları

Üç eşleşmemiş elektronun varlığı nedeniyle nitrojen çok aktiftir ve yalnızca bileşikler halinde bulunur. Azot “-3” ila “+5” arasındaki bileşiklerde oksidasyon durumları sergiler

3. Azot – basit bir madde, moleküler yapı, fiziksel özellikler

Azot (Yunanca'dan ἀ ζωτος - cansız, lat. Azot), önerilen önceki isimler (“flojistik”, “mefitik” ve “bozulmuş” hava) yerine 1787 Antoine Lavoisier . Yukarıda da görüldüğü gibi nitrojenin ne yanmayı ne de solunumu desteklemediği o dönemde zaten biliniyordu. Bu özellik en önemli olarak kabul edildi. Daha sonra nitrojenin tüm canlılar için gerekli olduğu ortaya çıksa da, isim Fransızca ve Rusça olarak korunmuştur.

N 2 – kovalent polar olmayan bağ, üçlü (σ, 2π), moleküler kristal kafes

Çözüm:

1. Normal sıcaklıkta düşük reaktivite

2. Gaz, renksiz, kokusuz, havadan hafif

Bay ( B hava)/ Bay ( N 2 ) = 29/28

4. Azotun kimyasal özellikleri

N – oksitleyici madde (0 → -3)	N – indirgeyici madde (0 → +5)
1. Metallerle nitrürler oluşur MX New York - ile ısıtıldığında Mg ve alkali toprak ve alkalin: 3С a + N 2= Ca 3 N 2 (t'de) - c Li k t odasında Nitrürler su ile ayrışır Ca3N2 + 6H20 = 3Ca(OH)2 + 2NH3 2. Hidrojenli 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (koşullar - T, p, kat)	N 2 + Ö 2 ↔ 2 HAYIR – Q (t= 2000 C'de) Azot, kükürt, karbon, fosfor, silikon ve diğer bazı metal olmayan maddelerle reaksiyona girmez.

5. Makbuz:

Endüstride Azot havadan elde edilir. Bunun için önce hava soğutulur, sıvılaştırılır ve sıvı hava damıtma işlemine tabi tutulur. Azotun kaynama noktası (-195,8°C), havanın diğer bileşeni olan oksijenden (-182,9°C) biraz daha düşüktür, dolayısıyla sıvı hava hafifçe ısıtıldığında önce nitrojen buharlaşır. Azot gazı, tüketicilere sarı "azot" yazılı siyah silindirlerde sıkıştırılmış biçimde (150 atm. veya 15 MPa) sağlanır. Sıvı nitrojeni Dewar şişelerinde saklayın.

Laboratuvardasaf (“kimyasal”) nitrojen, ısıtıldığında katı sodyum nitrit NaN02'ye doymuş bir amonyum klorür NH4Cl çözeltisi ilave edilerek elde edilir:

NaN02 + NH4Cl = NaCl + N2 + 2H20.

Katı amonyum nitriti de ısıtabilirsiniz:

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

6. Uygulama:

Endüstride nitrojen gazı esas olarak amonyak üretmek için kullanılır. Kimyasal olarak inert bir gaz olan nitrojen, yanıcı sıvıların pompalanması sırasında çeşitli kimyasal ve metalurjik işlemlerde inert bir ortam sağlamak için kullanılır. Sıvı nitrojen soğutucu olarak yaygın olarak kullanılır; tıpta, özellikle kozmetolojide kullanılır. Azotlu mineral gübreler toprak verimliliğinin korunmasında önemlidir.

7. Biyolojik rol

Azot, hayvanların ve bitkilerin varlığı için gerekli bir elementtir;proteinler (ağırlıkça %16-18), amino asitler, nükleik asitler, nükleoproteinler, klorofil, hemoglobin vb. Canlı hücrelerin bileşiminde nitrojen atomlarının sayısı yaklaşık% 2, kütle oranı ise yaklaşık% 2,5'tir (hidrojen, karbon ve oksijenden sonra dördüncü sırada). Bu bağlamda, canlı organizmalarda, "ölü organik maddede" ve denizlerin ve okyanusların dağınık maddelerinde önemli miktarda sabit nitrojen bulunur. Bu miktarın yaklaşık 1,9 10 11 ton olduğu tahmin edilmektedir. Nitrojen içeren organik maddelerin çürümesi ve ayrışması süreçleri sonucunda, uygun çevresel faktörlere bağlı olarak, örneğin “Şili” gibi nitrojen içeren doğal mineral yatakları oluşabilmektedir. güherçileN 2 → Li 3 N → NH 3

2 numara. Azotun oksijen, magnezyum ve hidrojen ile reaksiyonuna ilişkin denklemleri yazın. Her reaksiyon için bir elektronik denge oluşturun, oksitleyici maddeyi ve indirgeyici maddeyi belirtin.

Numara 3. Silindirlerden birinde nitrojen gazı, diğerinde oksijen, üçüncüsünde ise karbondioksit bulunur. Bu gazlar nasıl ayırt edilir?

4 numara. Bazı yanıcı gazlar yabancı madde olarak serbest nitrojen içerir. Bu tür gazların sıradan gaz sobalarında yanması sırasında nitrojen (II) oksit oluşabilir mi? Neden?

Azot, Mendeleev periyodik sisteminin V grubunun kimyasal bir elementidir, atom numarası 7 ve atom kütlesi 14.00674'tür. Bu elementin hangi özellikleri var?

Azotun fiziksel özellikleri

Azot iki atomlu bir gazdır, kokusuz, renksiz ve tatsızdır. Azotun atmosferik basınçta kaynama noktası -195,8 derece, erime noktası -209,9 derecedir. 20 derecede suda çözünürlüğü çok düşüktür - 15,4 ml/l.

Pirinç. 1. Azot atomu.

Atmosferdeki nitrojen iki izotoptan oluşur: 14N (%99,64) ve 15N (%0,36). Nitrojen 13N ve 16N'nin radyoaktif izotopları da bilinmektedir.

“Azot” elementinin adının çevirisi cansızdır. Bu isim, basit bir madde için olduğu gibi nitrojen için de doğrudur, ancak bağlı durumda yaşamın ana unsurlarından biridir ve aynı zamanda proteinlerin, nükleik asitlerin, vitaminlerin vb. bir parçasıdır.

Azotun kimyasal özellikleri

Azot molekülünde kimyasal bağ, yörüngeleri x, y, z eksenleri boyunca yönlendirilen üç ortak p-elektron çifti nedeniyle gerçekleştirilir.

Birleşen atomların merkezlerini birleştiren bir çizgi boyunca yörüngelerin üst üste binmesiyle oluşan kovalent bağa q bağı denir.

Birleşen atomların merkezlerini birleştiren çizginin her iki tarafındaki yörüngeler üst üste bindiğinde oluşan kovalent bağa n-bağı denir. Azot molekülünde bir q bağı ve iki p bağı bulunur.

Pirinç. 2. Bir nitrojen molekülündeki bağlar.

Moleküler nitrojen kimyasal olarak aktif olmayan bir maddedir; bu, nitrojen atomları arasındaki üçlü bağ ve kısa uzunluğu ile açıklanır.

Normal koşullar altında nitrojen yalnızca lityum ile reaksiyona girebilir:

6Li+N 2 =2Li 3 N (lityum nitrit)

Yüksek sıcaklıklarda atomlar arasındaki bağlar zayıflar ve nitrojen daha reaktif hale gelir. Isıtıldığında diğer metallerle, örneğin magnezyum, kalsiyum, alüminyum ile reaksiyona girerek nitrürler oluşturabilir:

3Mg+N2 =Mg3N2

3Ca+N2 =Ca3N2

Nitrojeni sıcak koktan geçirerek bir nitrojen ve karbon bileşiği elde edilir - siyanojen.

Pirinç. 3. Dicyan formülü.

Azot, alüminyum oksit ve karbonla birlikte yüksek sıcaklıklarda alüminyum nitrür de oluşturur:

Al 2 O 3 +3C+N 2 =2AlN+3CO,

ve soda ve kömürle - sodyum siyanür:

Na 2 CO 3 +4C+N 2 =2NaCN+3CO

Suyla temas ettiğinde birçok nitrür tamamen amonyak ve metal hidroksit oluşturmak üzere hidrolize olur:

Mg3N2 +6H2O=3Mg(OH)2 +2NH3

Elektrik arkının sıcaklığında (3000-4000 derece), nitrojen oksijenle reaksiyona girer:. Alınan toplam puan: 224.

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. nitrojen atomlarının oranı kütle fraksiyonuna göre yaklaşık% 2'dir - yaklaşık% 2,5 (hidrojen, karbon ve oksijenden sonra dördüncü sırada). Bu bağlamda, canlı organizmalarda, "ölü organik maddede" ve denizlerin ve okyanusların dağınık maddelerinde önemli miktarda sabit nitrojen bulunur. Bu miktarın yaklaşık 1,9 10 11 ton olduğu tahmin edilmektedir. Nitrojen içeren organik maddelerin çürümesi ve ayrışması süreçlerinin bir sonucu olarak, uygun çevresel faktörlere bağlı olarak, nitrojen içeren minerallerin doğal birikintileri, örneğin “Şili güherçilesi” oluşabilir. (diğer bileşiklerin safsızlıklarıyla birlikte sodyum nitrat), Norveç, Hint güherçilesi.

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 baklagil bitkilerinin nodül bakterileri Rizobiyum siyanobakteriler Anabaena, Nostoc vb. Suda ve toprakta bulunan diğer birçok organizmanın bu yeteneğe sahip olduğu artık bilinmektedir; örneğin kızılağaç ve diğer ağaçların yumrularındaki aktinomisetler (toplam 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.

Biyojen 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. Nitratların 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 nitrojen sürekli olarak atmosferin üst katmanlarından gezegenler arası boşluğa sızar.

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, bu nedenle 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 azidlerin 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 bir hammadde olan "jeneratör" veya "hava" gazı olarak adlandırılan gazı 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:

Atmosfer nitrojeninin endüstriyel fiksasyonu

Azot bileşikleri kimyada son derece yaygın olarak kullanılmaktadır; azot içeren maddelerin kullanıldığı tüm alanları listelemek bile imkansızdır: bu gübre, patlayıcı, boya, ilaç vb. endüstrisidir. Yukarıda açıklanan nitrojen molekülü N2'nin gücünden dolayı kelimenin tam anlamıyla "havadan" muazzam miktarlarda nitrojen elde edilse de, havadan nitrojen içeren bileşikler elde etme 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 azalmayla birlikte gelir, bu nedenle Le Chatelier-Brown prensibine göre dengeyi sağa kaydırmak için karışımın soğutulması ve yüksek basınç gereklidir. Bununla birlikte, kinetik açıdan bakıldığında, sıcaklığın düşürülmesi sakıncalıdır, çünkü bu, reaksiyon hızını büyük ölçüde azaltır - halihazırda 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 farklı bileşik denendi. Özelliklerin (katalitik aktivite, zehirlenmeye karşı direnç, düşük maliyet) kombinasyonuna dayanarak 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 uzaklaştırılıyor. 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; pernitrürlerle temsil edilir; bunlardan en önemlisi hidrojen pernitrit N2H4 veya hidrazindir (ayrıca son derece kararsız bir hidrojen pernitrit N2H2, diimid de vardır);
Oksidasyon durumundaki -1 NH2OH (hidroksilamin) 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, azotlu gübreler, patlayıcılar, boyalar vb. gibi azot içeren çok çeşitli bileşiklerin daha ileri sentezi için kullanılmasıdır. Kok üretiminde büyük miktarlarda nitrojen kullanılır (“kuru) Kokun söndürülmesi"), kok fırını akülerinden kok boşaltılırken ve aynı zamanda roketlerdeki yakıtın tanklardan pompalara veya motorlara "bastırılması" için 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 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 açık tip vakum yalıtımlı Dewar kaplarında veya kriyojenik basınç tanklarında depolanır. 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 acil bir nitrojen dondurma sistemi geliştirdi.

Silindir markalama

Azot silindirleri siyah boyalıdır, sarı bir yazıya ve kahverengi bir şeride sahip olmalıdır (standartlar)

Azot atom numarası 7 olan kimyasal bir elementtir. Kokusuz, tatsız ve renksiz bir gazdır.


Böylece insan, dünya atmosferinde yüzde 78 oranında bu maddeden oluşan nitrojenin varlığını hissetmez. Azot gezegenimizdeki en yaygın maddelerden biridir. Azot olmadan yiyecek olmayacağını sık sık duyabilirsiniz ve bu doğrudur. Sonuçta tüm canlıları oluşturan protein bileşiklerinin mutlaka nitrojen içermesi gerekir.

Doğadaki azot

Azot atmosferde iki atomdan oluşan moleküller halinde bulunur. Atmosferin yanı sıra, dünyanın mantosunda ve toprağın humus tabakasında da nitrojen bulunur. Endüstriyel üretim için ana azot kaynağı minerallerdir.

Ancak son yıllarda maden rezervleri tükenmeye başladığında, endüstriyel ölçekte nitrojeni havadan ayırmaya yönelik acil bir ihtiyaç ortaya çıktı. Bu sorun artık çözüldü ve endüstriyel ihtiyaçlar için atmosferden büyük miktarda nitrojen çıkarılıyor.

Azotun biyolojideki rolü, azot döngüsü

Dünya üzerinde nitrojen, hem biyotik (yaşamla ilgili) hem de abiyotik faktörlerin dahil olduğu bir dizi dönüşüme uğrar. Azot bitkilere atmosferden ve topraktan doğrudan değil mikroorganizmalar yoluyla girer. Azot sabitleyen bakteriler azotu tutar ve işleyerek onu bitkiler tarafından kolayca emilebilecek bir forma dönüştürür. Bitki gövdesinde azot, başta proteinler olmak üzere karmaşık bileşiklere dönüştürülür.

Besin zinciri yoluyla bu maddeler otçulların ve daha sonra yırtıcı hayvanların vücutlarına girer. Tüm canlıların ölümünden sonra nitrojen toprağa geri döner ve burada ayrışmaya (amonifikasyon ve denitrifikasyon) uğrar. Azot toprakta sabitlenir, mineraller, su atmosfere girer ve daire tekrarlanır.

Azot uygulaması

Azotun keşfinden sonra (bu 18. yüzyılda gerçekleşti), maddenin kendisinin özellikleri, bileşikleri ve çiftlikte kullanılma olasılığı iyi araştırıldı. Gezegenimizdeki nitrojen rezervleri çok büyük olduğundan bu element son derece aktif olarak kullanılmaya başlandı.


Saf nitrojen sıvı veya gaz halinde kullanılır. Sıvı nitrojen eksi 196 santigrat derece sıcaklığa sahiptir ve aşağıdaki alanlarda kullanılır:

— eczanede. Sıvı nitrojen, kriyoterapi prosedürlerinde yani soğuk tedavide soğutucu olarak kullanılır. Flaş dondurma, çeşitli tümörleri çıkarmak için kullanılır. Doku örnekleri ve canlı hücreler (özellikle sperm ve yumurtalar) sıvı nitrojende saklanır. Düşük sıcaklık, biyomateryalin uzun süre korunmasına ve daha sonra çözülüp kullanılmasına olanak tanır.

Canlı organizmaların tamamının sıvı nitrojende saklanması ve gerekirse zarar vermeden buzunun çözülmesi olasılığı bilim kurgu yazarları tarafından dile getirildi. Ancak gerçekte bu teknolojiye hakim olmak henüz mümkün olmadı;

— gıda endüstrisinde Sıvı nitrojen, kapta inert bir ortam oluşturmak için sıvıları şişelerken kullanılır.

Genel olarak nitrojen, oksijensiz gazlı bir ortamın gerekli olduğu alanlarda kullanılır;

— yangınla mücadelede. Azot oksijenin yerini alır, bu olmadan yanma süreçleri desteklenmez ve yangın söner.

Azot gazı aşağıdaki endüstrilerde uygulama alanı bulmuştur:

— yemek üretimi. Azot, paketlenmiş ürünlerin tazeliğini korumak için inert gaz ortamı olarak kullanılır;

— petrol endüstrisinde ve madencilikte. Boru hatları ve tanklar nitrojenle temizleniyor, patlamaya dayanıklı bir gaz ortamı oluşturmak için madenlere enjekte ediliyor;

— uçak imalatındaŞasi lastikleri nitrojenle şişirilir.

Yukarıdakilerin tümü saf nitrojen kullanımı için geçerlidir, ancak bu elementin çeşitli bileşiklerden oluşan bir kütlenin üretimi için başlangıç ​​​​maddesi olduğunu unutmayın:

- amonyak. Nitrojen içeren son derece aranan bir madde. Amonyak gübre, polimer, soda ve nitrik asit üretiminde kullanılır. Kendisi tıpta, soğutma ekipmanlarının imalatında kullanılır;

- azotlu gübreler;

- patlayıcılar;

- boyalar vb.


Azot sadece en yaygın kimyasal elementlerden biri değil, aynı zamanda insan faaliyetinin birçok dalında kullanılan çok gerekli bir bileşendir.

Azot, N harfiyle gösterilen, iyi bilinen bir kimyasal elementtir. Bu element belki de inorganik kimyanın temelidir; 8. sınıftan itibaren detaylı olarak incelenmeye başlanır. Bu yazıda bu kimyasal elementin yanı sıra özelliklerine ve türlerine de bakacağız.

Kimyasal bir elementin keşfinin tarihi

Azot, ilk kez ünlü Fransız kimyager Antoine Lavoisier tarafından tanıtılan bir elementtir. Ancak aralarında Henry Cavendish, Karl Scheele ve Daniel Rutherford'un da bulunduğu pek çok bilim insanı nitrojeni keşfeden kişi unvanı için mücadele ediyor.

Deney sonucunda kimyasal bir elementi ilk izole eden kişi oldu ancak basit bir madde elde ettiğinin farkına bile varmadı. Deneyimlerini aktardı ve ayrıca bir dizi çalışma yaptı. Priestley de muhtemelen bu unsuru izole etmeyi başardı, ancak bilim adamı tam olarak ne elde ettiğini anlayamadı, bu nedenle kaşif unvanını hak etmedi. Karl Scheele de onlarla aynı dönemde aynı araştırmayı yürüttü ancak istenilen sonuca ulaşamadı.

Aynı yıl, Daniel Rutherford sadece nitrojen elde etmeyi değil, aynı zamanda onu tanımlamayı, bir tez yayınlamayı ve elementin temel kimyasal özelliklerini belirtmeyi de başardı. Ancak Rutherford bile ne elde ettiğini hiçbir zaman tam olarak anlamadı. Ancak çözüme en yakın olduğu için kaşif olarak kabul edilen kişi odur.

Nitrojen isminin kökeni

Yunancadan "nitrojen", "cansız" olarak çevrilir. İsimlendirme kuralları üzerinde çalışan ve elementi bu şekilde adlandırmaya karar veren Lavoisier'di. 18. yüzyılda bu element hakkında bilinen tek şey nefes almayı desteklemediğiydi. Bu nedenle bu isim benimsenmiştir.

Latince nitrojene “güherçile doğurmak” anlamına gelen “nitrojenyum” adı verilir. Azotun tanımı Latin dilinden - N harfinden geldi. Ancak ismin kendisi pek çok ülkede kök salmadı.

Element yaygınlığı

Azot belki de gezegenimizde en bol bulunan elementlerden biridir ve bolluk açısından dördüncü sırada yer almaktadır. Element ayrıca güneş atmosferinde, Uranüs ve Neptün gezegenlerinde de bulunur. Titan, Plüton ve Triton'un atmosferleri nitrojenden yapılmıştır. Ayrıca Dünya atmosferinin yüzde 78-79'u bu kimyasal elementten oluşuyor.

Azot önemli bir biyolojik rol oynar çünkü bitki ve hayvanların varlığı için gereklidir. İnsan vücudu bile bu kimyasal elementin yüzde 2 ila 3'ünü içerir. Klorofilin bir kısmı, amino asitler, proteinler, nükleik asitler.

Sıvı nitrojen

Sıvı nitrojen, endüstride, inşaatta ve tıpta yaygın olarak kullanılan kimyasal nitrojenin toplam hallerinden biri olan renksiz şeffaf bir sıvıdır. Organik maddelerin dondurulmasında, soğutma ekipmanlarında ve tıpta siğillerin giderilmesinde (estetik tıp) kullanılır.

Sıvı nitrojen toksik değildir ve patlayıcı değildir.

Moleküler nitrojen

Moleküler nitrojen gezegenimizin atmosferinde bulunan ve çoğunu oluşturan bir elementtir. Moleküler nitrojenin formülü N2'dir. Bu nitrojen diğer kimyasal elementler veya maddelerle ancak çok yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girer.

Fiziki ozellikleri

Normal koşullar altında, kimyasal element nitrojen kokusuz, renksizdir ve suda hemen hemen çözünmez. Sıvı nitrojen suya benzer bir kıvama sahiptir ve aynı derecede şeffaf ve renksizdir. Azotun başka bir toplanma durumu daha vardır; -210 derecenin altındaki sıcaklıklarda katılaşır ve birçok büyük kar beyazı kristaller oluşturur. Havadaki oksijeni emer.

Kimyasal özellikler

Azot metal olmayanlar grubuna aittir ve özelliklerini bu gruptaki diğer kimyasal elementlerden alır. Genel olarak ametaller elektriği iyi iletmezler. Azot, NO (monoksit) gibi çeşitli oksitler oluşturur. NO veya nitrik oksit bir kas gevşeticidir (insan vücuduna herhangi bir zarar veya başka bir etki yapmadan kasları önemli ölçüde gevşeten bir madde). Daha fazla nitrojen atomu içeren oksitler, örneğin N 2 O, tıpta anestezik olarak kullanılan, hafif tatlı tadı olan bir gülme gazıdır. Ancak NO 2 oksidin ilk ikisiyle hiçbir ilgisi yoktur çünkü oldukça zararlı bir egzoz gazıdır, araba egzozunda bulunur ve atmosferi ciddi şekilde kirletir.

Hidrojen atomları, nitrojen atomları ve üç oksijen atomundan oluşan nitrik asit kuvvetli bir asittir. Gübre, mücevher, organik sentez üretiminde, askeri sanayide (patlayıcı üretimi ve toksik maddelerin sentezi), boya, ilaç vb. üretiminde yaygın olarak kullanılmaktadır. Nitrik asit insan vücuduna çok zararlıdır; ciltte ülserler ve kimyasal yanıklar.

İnsanlar yanlışlıkla karbondioksitin nitrojen olduğuna inanıyorlar. Aslında element, kimyasal özelliklerinden dolayı normal koşullar altında yalnızca az sayıda elementle reaksiyona girer. Ve karbondioksit karbon monoksittir.

Kimyasal bir elementin uygulanması

Sıvı nitrojen tıpta soğuk tedavisinde (kriyoterapi) ve ayrıca yemek pişirmede soğutucu olarak kullanılır.

Bu element aynı zamanda endüstride de geniş uygulama alanı bulmuştur. Azot patlamaya ve yanmaya dayanıklı bir gazdır. Ayrıca çürümeyi ve oksidasyonu önler. Artık madenlerde patlamaya dayanıklı bir ortam yaratmak için nitrojen kullanılıyor. Petrokimyada nitrojen gazı kullanılır.

Kimya endüstrisinde nitrojen olmadan yapmak çok zordur. Bazı gübreler, amonyak, patlayıcılar ve boyalar gibi çeşitli madde ve bileşiklerin sentezinde kullanılır. Günümüzde amonyak sentezi için büyük miktarlarda nitrojen kullanılmaktadır.

Gıda sektöründe bu madde gıda katkı maddesi olarak kayıtlıdır.

Karışım mı yoksa saf madde mi?

18. yüzyılın ilk yarısında kimyasal elementi izole etmeyi başaran bilim adamları bile nitrojenin bir karışım olduğunu düşünüyorlardı. Fakat bu kavramlar arasında büyük bir fark vardır.

Bileşim, fiziksel ve kimyasal özellikler gibi çok çeşitli kalıcı özelliklere sahiptir. Karışım, iki veya daha fazla kimyasal element içeren bir bileşiktir.

Artık nitrojenin saf bir madde olduğunu biliyoruz çünkü kimyasal bir elementtir.

Kimya okurken nitrojenin tüm kimyanın temeli olduğunu anlamak çok önemlidir. Gülme gazı, kahverengi gaz, amonyak ve nitrik asit dahil hepimizin karşılaştığı çeşitli bileşikler oluşturur. Okuldaki kimyanın nitrojen gibi bir kimyasal elementin incelenmesiyle başlaması boşuna değildir.