Azotul: caracteristici, proprietăți chimice, proprietăți fizice, compuși, locul în natură. Azotul în natură Ce include azotul?

DEFINIȚIE

Azot- al șaptelea element al Tabelului Periodic. Denumirea - N din latinescul „nitrogenium”. Situat în a doua perioadă, grupul VA. Se referă la nemetale. Sarcina nucleară este 7.

Majoritatea azotului este în stare liberă. Azotul liber este componenta principală a aerului, care conține 78,2% (vol.) azot. Compușii anorganici de azot nu se găsesc în natură în cantități mari, cu excepția azotatului de sodiu NaNO 3, care formează straturi groase pe coasta Pacificului din Chile. Solul conține cantități mici de azot, în principal sub formă de săruri de acid azotic. Dar sub formă de compuși organici complecși - proteine ​​- azotul face parte din toate organismele vii.

Sub formă de substanță simplă, azotul este un gaz incolor, inodor și foarte puțin solubil în apă. Este puțin mai ușor decât aerul: masa a 1 litru de azot este de 1,25 g.

Masa atomică și moleculară a azotului

Masa atomică relativă a unui element este raportul dintre masa unui atom al unui element dat și 1/12 din masa unui atom de carbon. Masa atomică relativă este adimensională și este notată cu A r (indicele „r” este litera inițială a cuvântului englez relative, care înseamnă „relativ”). Masa atomică relativă a azotului atomic este de 14,0064 amu.

Masele moleculelor, precum și masele atomilor, sunt exprimate în unități de masă atomică. Masa moleculară a unei substanțe este masa unei molecule, exprimată în unități de masă atomică. Masa moleculară relativă a unei substanțe este raportul dintre masa unei molecule a unei substanțe date și 1/12 din masa unui atom de carbon, a cărui masă este de 12 amu. Se știe că molecula de azot este diatomică - N 2. Greutatea moleculară relativă a unei molecule de azot va fi egală cu:

M r (N 2) = 14,0064× 2 ≈ 28.

Izotopi ai azotului

În natură, azotul există sub formă de doi izotopi stabili 14 N (99,635%) și 15 N (0,365%). Numerele lor de masă sunt 14 și, respectiv, 15. Nucleul unui atom al izotopului de azot 14 N conține șapte protoni și șapte neutroni, iar izotopul 15 N conține același număr de protoni și șase neutroni.

Există paisprezece izotopi artificiali de azot cu numere de masă de la 10 la 13 și de la 16 la 25, dintre care cel mai stabil izotop 13 N cu un timp de înjumătățire de 10 minute.

Ioni de azot

Nivelul de energie exterior al atomului de azot are cinci electroni, care sunt electroni de valență:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Structura atomului de azot este prezentată mai jos:

Ca urmare a interacțiunii chimice, azotul își poate pierde electronii de valență, adică. fi donatorul lor și se transformă în ioni încărcați pozitiv sau acceptă electroni de la un alt atom, adică să fie acceptorul lor și să se transforme în ioni încărcați negativ:

N0-5e → N2+;

N0-4e → N4+;

N0-3e → N3+;

N0-2e → N2+;

N0-1e → N1+;

N0 +1e → N1-;

N0 +2e → N2-;

N0 +3e → N3-.

Moleculă și atom de azot

Molecula de azot este formată din doi atomi - N2. Iată câteva proprietăți care caracterizează atomul și molecula de azot:

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

Exercițiu	Pentru a forma clorură de amoniu, s-au luat 11,2 litri (n.s.) de amoniac gazos și 11,4 litri (n.s.) de acid clorhidric. Care este masa produsului de reacție format?
Soluţie	Să scriem ecuația pentru reacția de producere a clorurii de amoniu din amoniac și clorură de hidrogen: NH3 + HCI = NH4CI. Să aflăm numărul de moli de substanțe inițiale: n(NH3) = V(NH3)/Vm; n(NH3) = 11,2/22,4 = 0,5 mol. n(HCI) = V(NH3)/Vm; n(HCI) = 11,4 / 22,4 = 0,51 mol. n(NH3) n(NH4CI) = n(NH3) = 0,5 mol. Apoi, masa clorurii de amoniu va fi egală cu: M(NH4CI) = 14 + 4 × 1 + 35,5 = 53,5 g/mol. m(NH4CI) = n(NH4CI) × M(NH4CI); m(NH4CI) = 0,5 × 53,5 = 26,75 g.
Răspuns	26,75 g

EXEMPLUL 2

Exercițiu	10,7 g de clorură de amoniu au fost amestecate cu 6 g de hidroxid de calciu şi amestecul a fost încălzit. Ce gaz și cât de mult a fost eliberat în masă și volum (n.s.)?
Soluţie	Să scriem ecuația reacției pentru interacțiunea clorurii de amoniu cu hidroxidul de calciu: 2NH4CI + Ca(OH)2 = CaCI2 + 2NH3- + 2H2O. Să stabilim care dintre cei doi reactanți este în exces. Pentru a face acest lucru, calculăm numărul lor de moli: M(NH4CI) = A r (N) + 4 x A r (H) + A r (CI); M(NH4CI) = 14 + 4×1 + 35,5 = 53,5 g/mol. n(NH4CI) = m (NH4CI)/M(NH4CI); n(NH4CI) = 10,7/53,5 = 0,1 mol. M(Ca(OH)2) = A r (Ca) + 2×A r (H) + 2×A r (O); M(Ca(OH) 2) = 40 + 2×1 + 2×16 = 42 + 32 = 74 g/mol. n(Ca(OH)2) = m (Ca(OH)2) / M(Ca(OH)2); n(Ca(OH)2) = 6/74 = 0,08 mol. n(Ca(OH)2) n(NH3) = 2×n(Ca(OH)2) = 2×0,08 = 0,16 mol. Apoi, masa amoniacului va fi egală cu: M(NH3) = A r (N) + 3×A r (H) = 14 + 3×1 = 17 g/mol. m(NH3) = n(NH3) × M(NH3) = 0,16 × 17 = 2,72 g. Volumul de amoniac este egal cu: V(NH3) = n(NH3) ×V m; V(NH 3) = 0,16 × 22,4 = 3,584 l.
Răspuns	Ca rezultat al reacției, s-a format amoniac cu un volum de 3,584 litri și o masă de 2,72 g.

Azotul este un element chimic binecunoscut, care este notat cu litera N. Acest element este probabil baza chimiei anorganice, începe să fie studiat în detaliu în clasa a VIII-a. În acest articol ne vom uita la acest element chimic, precum și la proprietățile și tipurile sale.

Istoria descoperirii unui element chimic

Azotul este un element care a fost introdus pentru prima dată de celebrul chimist francez Antoine Lavoisier. Dar mulți oameni de știință luptă pentru titlul de descoperitor al azotului, inclusiv Henry Cavendish, Karl Scheele și Daniel Rutherford.

În urma experimentului, el a fost primul care a izolat un element chimic, dar nu și-a dat seama niciodată că a obținut o substanță simplă. A relatat despre experiența sa și a făcut, de asemenea, o serie de studii. Probabil că și Priestley a reușit să izoleze acest element, dar omul de știință nu a putut înțelege ce anume a obținut, așa că nu merita titlul de descoperitor. Karl Scheele a efectuat aceleași cercetări în același timp cu ei, dar nu a ajuns la concluzia dorită.

În același an, Daniel Rutherford a reușit nu numai să obțină azot, ci și să-l descrie, să publice o disertație și să indice proprietățile chimice de bază ale elementului. Dar nici măcar Rutherford nu a înțeles niciodată pe deplin ce a primit. Cu toate acestea, el este cel care este considerat descoperitorul, pentru că a fost cel mai aproape de soluție.

Originea numelui de azot

Din greacă „azot” se traduce prin „fără viață”. Lavoisier a fost cel care a lucrat la regulile de nomenclatură și a decis să numească elementul astfel. În secolul al XVIII-lea, tot ce se știa despre acest element era că nu suporta respirația. Prin urmare, acest nume a fost adoptat.

În latină, azotul se numește „nitrogeniu”, care înseamnă „născând salitrul”. Denumirea azotului a venit din limba latină - litera N. Dar numele în sine nu a prins rădăcini în multe țări.

Prevalența elementului

Azotul este poate unul dintre cele mai abundente elemente de pe planeta noastră, ocupându-se pe locul patru ca abundență. Elementul se găsește și în atmosfera solară, pe planetele Uranus și Neptun. Atmosfera lui Titan, Pluto și Triton este formată din azot. În plus, atmosfera Pământului este formată din 78-79 la sută din acest element chimic.

Azotul joacă un rol biologic important, deoarece este necesar pentru existența plantelor și animalelor. Chiar și corpul uman conține 2 până la 3 la sută din acest element chimic. Parte din clorofilă, aminoacizi, proteine, acizi nucleici.

Un azot lichid

Azotul lichid este un lichid transparent incolor, una dintre stările agregate ale azotului chimic, utilizat pe scară largă în industrie, construcții și medicină. Este folosit pentru congelarea materialelor organice, echipamentele de răcire și în medicină pentru îndepărtarea negilor (medicina estetică).

Azotul lichid este netoxic și non-exploziv.

Azotul molecular

Azotul molecular este un element care se găsește în atmosfera planetei noastre și formează cea mai mare parte a acestuia. Formula azotului molecular este N2. Un astfel de azot reacţionează cu alte elemente sau substanţe chimice numai la temperaturi foarte ridicate.

Proprietăți fizice

În condiții normale, elementul chimic azot este inodor, incolor și practic insolubil în apă. Azotul lichid are o consistență asemănătoare cu apa și este la fel de transparent și incolor. Azotul are o altă stare de agregare; la temperaturi sub -210 grade, se transformă într-un solid și formează multe cristale mari albe ca zăpada. Absoarbe oxigenul din aer.

Proprietăți chimice

Azotul aparține grupului de nemetale și capătă proprietăți de la alte elemente chimice din acest grup. În general, nemetalele nu sunt buni conductori de electricitate. Azotul formează diverși oxizi, cum ar fi NO (monoxid). NO sau oxidul nitric este un relaxant muscular (o substanță care relaxează în mod semnificativ mușchii fără a provoca vreun rău sau alte efecte asupra corpului uman). Oxizii care conțin mai mulți atomi de azot, de exemplu N 2 O, este un gaz de râs cu gust ușor dulce, care este folosit în medicină ca anestezic. Oricum, oxidul de NO 2 nu are nicio legătură cu primii doi, deoarece este un gaz de eșapament destul de nociv, care este conținut în evacuarea mașinii și poluează grav atmosfera.

Acidul azotic, care este format din atomi de hidrogen, atomi de azot și trei atomi de oxigen, este un acid puternic. Este utilizat pe scară largă în producția de îngrășăminte, bijuterii, sinteza organică, industria militară (producția de explozivi și sinteza de substanțe toxice), producția de coloranți, medicamente etc. Acidul azotic este foarte dăunător pentru organismul uman, lasă ulcere și arsuri chimice pe piele.

Oamenii cred în mod eronat că dioxidul de carbon este azot. De fapt, datorită proprietăților sale chimice, elementul reacționează doar cu un număr mic de elemente în condiții normale. Iar dioxidul de carbon este monoxid de carbon.

Aplicarea unui element chimic

Azotul lichid este folosit în medicină pentru tratamentul la rece (crioterapie) și, de asemenea, în gătit ca agent frigorific.

Acest element și-a găsit o largă aplicație în industrie. Azotul este un gaz rezistent la explozie și la foc. În plus, previne putrezirea și oxidarea. Acum azotul este folosit în mine pentru a crea un mediu rezistent la explozie. Azotul gazos este utilizat în petrochimie.

În industria chimică este foarte dificil să se facă fără azot. Este folosit pentru sinteza diferitelor substanțe și compuși, de exemplu, unele îngrășăminte, amoniac, explozivi și coloranți. În prezent, cantități mari de azot sunt folosite pentru sinteza amoniacului.

În industria alimentară, această substanță este înregistrată ca aditiv alimentar.

Amestec sau substanță pură?

Chiar și oamenii de știință din prima jumătate a secolului al XVIII-lea care au reușit să izoleze elementul chimic au crezut că azotul este un amestec. Dar există o mare diferență între aceste concepte.

Are o gamă întreagă de proprietăți permanente, cum ar fi compoziția, proprietățile fizice și chimice. Un amestec este un compus care conține două sau mai multe elemente chimice.

Știm acum că azotul este o substanță pură, deoarece este un element chimic.

Când studiezi chimia, este foarte important să înțelegem că azotul este baza tuturor chimiei. Formează diverși compuși pe care îi întâlnim cu toții, inclusiv gazul râd, gazul brun, amoniacul și acidul azotic. Nu degeaba chimia la școală începe cu studiul unui astfel de element chimic precum azotul.

Azot(din greacă azoos - fără viață, lat. nitrogenium), n, element chimic din grupa V a sistemului periodic al lui Mendeleev, numărul atomic 7, masa atomică 14,0067; gaz incolor, inodor și insipid.

Referință istorică. Compușii de amoniu — salpetru, acid azotic, amoniac — erau cunoscuți cu mult înainte ca aluminiul să fie obținut în stare liberă. În 1772, D. Rutherford, arzând fosforul și alte substanțe într-un clopot de sticlă, a arătat că gazul rămas după ardere, pe care l-a numit „aer sufocant”, nu sprijină respirația și arderea. În 1787, A. Lavoisier a stabilit că gazele „vitale” și „asfixiante” care formează aerul sunt substanțe simple și a propus denumirea de „A”. În 1784, G. Cavendish a arătat că A. face parte din salitrul; De aici provine denumirea latină A. (din latinescul târziu nitrum - salpeter și grecescul gennao - nasc, produc), propus în 1790 de J. A. Chaptal. Până la începutul secolului al XIX-lea. Au fost elucidate inerția chimică a azotului în stare liberă și rolul său exclusiv în compușii cu alte elemente ca azot legat. De atunci, „legarea” aerului a devenit una dintre cele mai importante probleme tehnice ale chimiei.

Prevalența în natură. A. este unul dintre cele mai comune elemente de pe Pământ, iar volumul său (aproximativ 4 × 10 15 T) se concentrează în stare liberă în atmosfera.În aer, oxigenul liber (sub formă de molecule n2) este de 78,09% în volum (sau 75,6% în masă), fără a lua în calcul impuritățile sale minore sub formă de amoniac și oxizi. Conținutul mediu de aluminiu în litosferă este de 1,9? 10 -3% în greutate. Compuși naturali ai A. - clorură de amoniu nh 4 cl și diverși nitrați. Acumulările mari de salitr sunt caracteristice climatelor uscate deșertice (Chile, Asia Centrală). Multă vreme, azotatul a fost principalul furnizor de nitrați pentru industrie (acum sinteza industrială este de o importanță primordială pentru legarea nitraților amoniac din A. aer şi hidrogen). Cantități mici de A. legat se găsesc în cărbune (1-2,5%) și petrol (0,02-1,5%), precum și în apele râurilor, mărilor și oceanelor. A. se acumulează în sol (0,1%) și organismele vii (0,3%).

Deși numele „A”. înseamnă „non-susținerea vieții”, de fapt este un element necesar vieții. Proteina animalelor si a oamenilor contine 16 - 17% A. In organismele carnivorelor, proteinele se formeaza datorita substantelor proteice consumate prezente in organismele ierbivorelor si plantelor. Plantele sintetizează proteine ​​prin asimilarea substanțelor azotate conținute în sol, în principal anorganice. Cantităţi semnificative de A. pătrund în sol datorită microorganisme fixatoare de azot capabil să transforme A. aerul liber în compuşi A.

În natură are loc ciclul azotului, în care rolul principal îl au microorganismele - nitrofierea, denitrificarea, fixarea azotului etc. Cu toate acestea, ca urmare a extracției de cantități uriașe de azot legat din sol de către plante ( în special cu agricultura intensivă), solurile se epuizează în azot.O deficiență este tipică agriculturii în aproape toate țările, există o deficiență de proteine ​​în creșterea animalelor („foamete de proteine”). Pe solurile sărace în A. disponibil, plantele se dezvoltă slab. Îngrășăminte cu azot iar hrănirea animalelor cu proteine ​​este cel mai important mijloc de stimulare a agriculturii. Activitatea economică umană perturbă ciclul oxigenului.Astfel, arderea combustibilului îmbogățește atmosfera Australiei, iar fabricile producătoare de îngrășăminte leagă aerul. Transportul îngrășămintelor și produselor agricole redistribuie oxigenul pe suprafața pământului.

A. este al patrulea element cel mai abundent din sistemul solar (după hidrogen, heliu și oxigen).

Izotopi, atom, moleculă. Aluminiul natural este format din doi izotopi stabili: 14 n (99,635%) și 15 n (0,365%). Izotopul 15n este utilizat în cercetarea chimică și biochimică ca atom etichetat. Dintre izotopii radioactivi artificiali, A. are cel mai lung timp de înjumătățire 13 n (t 1/2 = 10,08 min) , restul sunt de foarte scurta durata. În straturile superioare ale atmosferei, sub influența neutronilor din radiația cosmică, 14 n se transformă în izotopul de carbon radioactiv 14 c. Acest proces este folosit și în reacțiile nucleare pentru a produce 14 c. Învelișul exterior de electroni a unui atom este format din 5 electroni (o pereche singură și trei nepereche - configurația 2 s 2 2 p 3) . Cel mai adesea, aluminiul din compuși este 3-covalent din cauza electronilor neperechi (ca în amoniacul nh 3). Prezența unei perechi singure de electroni poate duce la formarea unei alte legături covalente, iar A. devine 4-covalent (ca în ionul de amoniu nh 4 +). Stările de oxidare ale lui A. variază de la +5 (în n 2 0 5) la -3 (în nh 3). În condiții normale, în stare liberă, A. formează o moleculă n 2, unde n atomi sunt legați prin trei legături covalente. Molecula A. este foarte stabilă: energia sa de disociere în atomi este de 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol) , deci chiar cu t La aproximativ 3300°C, gradul de disociere al A. este de numai aproximativ 0,1%.

Proprietati fizice si chimice. A. putin mai usor decat aerul; densitate 1,2506 kg/m3(la 0°C și 101325 n/m 2 sau 760 mmHg Artă.) , t pl-209,86°С, t kip-195,8°c. A. se lichefiază cu dificultate: temperatura sa critică este destul de scăzută (-147,1 ° C), iar presiunea sa critică este mare 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); densitatea lichidului A. 808 kg (m3.În apă, A. este mai puțin solubil decât oxigenul: la 0°C în 1 m 3 H2O dizolvă 23,3 G A. Mai bine decât în ​​apă, A. solubil în unele hidrocarburi.

A. interacționează numai cu astfel de metale active precum litiu, calciu, magneziu atunci când este încălzit la temperaturi relativ scăzute. A. reacţionează cu majoritatea celorlalte elemente la temperaturi ridicate şi în prezenţa catalizatorilor. Au fost bine studiați compușii lui A. cu oxigen n 2 o, no, n 2 o 3, no 2 și n 2 o 5. Din aceștia, cu interacțiunea directă a elementelor (4000°c), nu se formează nici un oxid, care, la răcire, se oxidează cu ușurință până la nu 2 dioxid. În aer, oxizii de aluminiu se formează în timpul descărcărilor atmosferice. Ele pot fi obținute și prin expunerea amestecului de oxigen și oxigen la radiații ionizante. Când anhidridele azotate n 2 O 3 și, respectiv, n 2 O 5 de azot sunt dizolvate în apă, se obține acid azotat hno2 și Acid azotic hno 3, formând săruri - nitrițiȘi nitrați. A. se combină cu hidrogenul numai la temperaturi ridicate și în prezența catalizatorilor, iar aceasta se formează amoniac nh 3. Pe lângă amoniac, sunt cunoscuți, de exemplu, mulți alți compuși ai amoniacului cu hidrogen hidrazină h2n-nh2, diimidă hn=nh, acid hidronitric hn3 (h-n=n-n), octazonă n8h14, etc.; Majoritatea compușilor lui A. cu hidrogen sunt izolați numai sub formă de derivați organici. A. nu interacționează direct cu halogenii, prin urmare toate halogenurile de A. sunt obținute numai indirect, de exemplu, fluorură de azot nf 3 - prin interacțiunea fluorului cu amoniacul. De regulă, halogenurile de A. sunt compuși cu rezistență scăzută (cu excepția nf 3); A. oxihalogenurile sunt mai stabile - nof, noci, nobr, n0 2 f și no2ci. A. nici nu se combină direct cu sulful; sulful azotat n 4 s 4 se obţine ca urmare a reacţiei sulfului lichid cu amoniacul. Când coca-cola fierbinte interacționează cu alcoolul, se formează cianogen(cn);. Prin încălzirea A. cu acetilenă de la 2 h 2 până la 1500 ° c se poate obține acid cianhidric hcn. Interacțiunea aluminiului cu metalele la temperaturi ridicate duce la formare nitruri(de exemplu, mg 3 n 2).

Când un A. normal este expus la descărcări electrice [presiune 130 - 270 n/m 2(1- 2 mmHg)] sau în timpul descompunerii nitrururilor B, ti, mg și Ca, precum și în timpul descărcărilor electrice în aer se poate forma aluminiu activ, care este un amestec de molecule și atomi de aluminiu cu o rezervă de energie crescută. Spre deosebire de moleculară, oxigenul activ interacționează foarte energetic cu oxigenul, hidrogenul, vaporii de sulf, fosforul și unele metale.

A. face parte din mulți compuși organici importanți ( amine, aminoacizi, compuși nitro si etc.).

Chitanța și cererea. În laborator, A. se poate obține cu ușurință prin încălzirea unei soluții concentrate de azotat de amoniu: nh4no2 = n 2 + 2h 2 O. Metoda tehnică de obținere a A. se bazează pe separarea aerului pre-lichefiat, care este apoi supus la distilare.

Partea principală a amoniacului liber extras este folosită pentru producția industrială de amoniac, care este apoi procesat în cantități semnificative în acid azotic, îngrășăminte, explozivi etc. Pe lângă sinteza directă a amoniacului din elemente, cianamidă, dezvoltată în 1905 , este de importanță industrială pentru legarea amoniacului.metoda bazată pe faptul că la 1000°c carbură de calciu(obținut prin încălzirea unui amestec de var și cărbune într-un cuptor electric) reacționează cu A liber: CaC + n -= cacn + C. Rezultatul rezultat cianamidă de calciu atunci când este expus la vapori de apă supraîncălziți, se descompune odată cu eliberarea de amoniac:

cacn+ZN20=CaCO3+2nh3.

Aluminiul liber este utilizat în multe industrii: ca mediu inert în diverse procese chimice și metalurgice, pentru umplerea spațiului liber în termometrele cu mercur, la pomparea lichidelor inflamabile etc. Aluminiul lichid este utilizat în diferite unități frigorifice. Se depozitează și se transportă în vase de oțel Dewar, gazoase A. în formă comprimată - în cilindri. Sunt folosiți pe scară largă mulți compuși ai lui A. Producția de legat A a început să se dezvolte rapid după primul război mondial și a atins acum proporții enorme.

Lit.: Nekrasov B.V., Fundamentele Chimiei Generale, vol. 1, M., 1965; Remi G., Curs de chimie anorganică, trad. din germană, vol. 1, M., 1963: Chemistry and technology of bound nitrogen, [M.-L.], 1934; KHE, vol. 1, M., 1961.

1. azot - (Alchim.) Principiul creator din Natură, dintre care cea mai mare parte este stocat în Lumina Astrală. Este simbolizat printr-o figură reprezentând o cruce (cf. Dicţionar teosofic
2. Azot - Azot (loc fortificat) (Iosua 13:3; Iosua 15:47; 1 Regi 5:1, 3.5-7; 1 Regi 6:17; 2 Cronici 26:6; Neh.4:7; Neh. .13:23; Isaia 20:1; Ieremia 25:20; Am.1:8; Am.3:9; Ţef.2:4; Zah.9:6; Fapte 8:40) - unul dintre cinci orașe principale filistene. Dicţionar biblic Vikhlyantsev
3. azot - azot m. Un element chimic, un gaz incolor și inodor care alcătuiește cea mai mare parte a aerului și este unul dintre elementele principale ale nutriției plantelor. Dicţionar explicativ de Efremova
4. AZOT - AZOT (lat. Azot) - N, element chimic din grupa V a sistemului periodic, număr atomic 7, masă atomică 14,0067. Numele provine din greaca a - prefix negativ si zoe - viata (nu suporta respiratia si arderea). Dicționar enciclopedic mare
5. azot - Azot, pl. nu, m. [din greacă. neg. a si zoe – viata]. Un gaz incolor și inodor găsit în aer. || Element chimic (chimic). Dicționar mare de cuvinte străine
6. azot - Împrumutat din franceza limba în secolul al XVIII-lea Franz. azotul este o nouă formație a chimistului Lavoisier (greacă un „nu” și zōos „viu”). Azotul înseamnă literal „nu dă viață”. Vezi zoologia cu aceeași rădăcină. Dicţionar etimologic Shansky
7. azot - AZOT -a; m. [franceză] azote din greacă. an- - nu-, fără- și zōtikos - dând viață]. Element chimic (N), un gaz incolor și inodor care nu suportă respirația și arderea (constituie cea mai mare parte a aerului ca volum și masă... Dicționarul explicativ al lui Kuznetsov
8. azot - AZ’OT, azot, pl. fără soț (din greacă negativă a și zoe - viață). Un gaz incolor și inodor găsit în aer. | Element chimic (chimic). Dicționarul explicativ al lui Ushakov
9. Azot - I (simbol chimic N, greutate atomică - 14) - unul dintre elementele chimice; un gaz incolor care nu are nici miros, nici gust; foarte putin solubil in apa. Greutatea sa specifică este de 0,972. Dicționar enciclopedic al lui Brockhaus și Efron
10. azot - AZOT, a, m. Un element chimic, un gaz incolor și inodor, componenta principală a aerului, care face parte și din proteine ​​și acizi nucleici. | adj. azotat, aya, oh și azotat, aya, oh. Acizi nitric, nitroși. Îngrășăminte cu azot. Dicționarul explicativ al lui Ozhegov
11. Azot - Asdod (Ashdod), menționat pentru prima dată în Iosua 11:22 ca orașul anaciților. Mai târziu a fost numită printre cele cinci orașe-stat filistene majore, împreună cu Gaza, Așkelon, Gat și Ekron (Iosua 13:3; 1 Sam. 6:17). conform Iosua 15:47... Enciclopedia Biblică Brockhaus
12. Azot - (loc fortificat; Iosua 11:22, 13:3, 15:47, Judecători 1:18, Fapte 8:40) - una dintre cele cinci orașe principale ale filistenilor, pe malul estic al Mării Mediterane, între Ekron și Ascalon, în 15 -ti sau 20 ing. mile până la sat din Gaza. Enciclopedia biblică arhimandrită. Nikephoros
13. azot - AZOT (din grecescul a-prefix, aici însemnând absență, și viață; lat. Nitrogenium, din nitrum - salpetru și grecește gennao - nasc, produc) N chimic. elementul V gr. tabel periodic, la. n. 7, la. m. 14,0067. Natură Enciclopedie chimică
14. azot - -a, m. Element chimic, gaz incolor și inodor care nu suportă arderea (constituie partea principală a aerului în volum sau în masă și este unul dintre elementele principale ale nutriției plantelor). [Limba franceza azote din greacă. ’α- - non-, fără- și ζωή - viață] Mic dicționar academic
15. azot - franceza – azote. Greacă – azoos (neviu). Cuvântul „azot” a devenit cunoscut și folosit în limba rusă încă din secolul al XVIII-lea. ca termen științific pentru un element chimic, un gaz incolor. Dicţionar etimologic al lui Semenov
16. Azoth - Azōtus, oraș Ἄζωτος din Palestina, lângă mare. A fost cucerită de Psametichus al Egiptului (Hdt. 2.157), precum și de Ionatan Macabeu, care a distrus-o. În anul 56 î.Hr., acesta, împreună cu alte orașe, a fost din nou construit de proconsul Gabinius. A. în Vechiul Testament, n. satul Esdud. Dicţionar de antichităţi clasice
17. azot - AZOT (din greaca a- - prefix, aici insemnand absenta, iar Joe - viata; lat. Azot), N, chimic. element, gaz incolor. De bază masa sa este concentrată în stare liberă în atmosferă. Dicţionar agricol
18. azot - Azot/. Dicționar morfem-ortografic
19. AZOT - AZOT (simbol N), un element chimic incolor și inodor aparținând grupei V a tabelului periodic. Descoperit în 1772, se găsește de obicei sub formă de gaz. Este componenta principală a atmosferei Pământului (78% din volum). Dicționar științific și tehnic
20. azot - orf. azot, -a Dicționarul de ortografie al lui Lopatin
21. azot - Acest cuvânt a fost creat artificial în 1787, când era nevoie de un termen științific pentru denumirea acestui gaz. Deoarece acest gaz nu suportă respirația și numele a fost inventat în consecință... Dicționarul etimologic al lui Krylov
22. Azot - I Azot (Azot, N) element chimic din grupa V a sistemului periodic D.I. Mendeleev, unul dintre cele mai comune elemente chimice din natură. Compus din toate organismele vii... Enciclopedie medicală
23. Azot - N (lat. Nitrogenium * a. azot; n. Stickstoff; f. azot, nitrogene; i. nitrogeno), - chimic. elementul grupului V este periodic. Sistemul Mendeleev, at.sci. 7, la. m. 14,0067. Deschis în 1772 cercetătorul D. Rutherford. În condiții normale A. Enciclopedie de munte
24. azot - Azot, azot, azot, azot, azot, azot, azot, azot, azot, azot, azot, azot Dicţionarul gramatical al lui Zaliznyak
25. azot - AZOT m. chimic. baza, elementul principal de salpetru; salitrul, salitrul, salitrul; De asemenea, este componenta principală, cantitativă, a aerului nostru (azot - 79 volume, oxigen - 21). Azotat, azotat, care conține azot. Dicţionarul explicativ al lui Dahl
26. azot - substantiv, număr de sinonime: 8 gaz 55 nemetal 17 azot 1 organogen 6 salitrul 3 salitrul 3 salitrul 3 elementul 159 Dicţionar de sinonime ruse
27. azot - AZOT -a m. azot m.<�араб. 1787. Лексис.1. алхим. Первая материя металлов - металлическая ртуть. Сл. 18. Пустился он <�парацельс>până la sfârșitul lumii, oferind tuturor Laudanumul și Azotul lui la un preț foarte rezonabil... Dicționar de galicisme ale limbii ruse

Conținutul articolului

AZOT, N (azot), element chimic (la numărul 7) VA subgrupa tabelului periodic al elementelor. Atmosfera Pământului conține 78% (vol.) azot. Pentru a arăta cât de mari sunt aceste rezerve de azot, observăm că în atmosferă deasupra fiecărui kilometru pătrat de suprafață terestră există atât de mult azot încât până la 50 de milioane de tone de azotat de sodiu sau 10 milioane de tone de amoniac (un compus de azot cu hidrogen) poate fi obținut din acesta și, totuși, acesta constituie o mică parte din azotul conținut în scoarța terestră. Existența azotului liber indică inerția acestuia și dificultatea de a interacționa cu alte elemente la temperaturi obișnuite. Azotul fix face parte atât din materia organică, cât și din materia anorganică. Viața vegetală și animală conțin azot legat de carbon și oxigen în proteine. În plus, sunt cunoscuți și pot fi obținuți în compuși anorganici care conțin azot precum nitrații (NO 3 –), nitriții (NO 2 –), cianurile (CN –), nitrurile (N 3 –) și azidele (N 3 –). cantități mari).

Referință istorică.

Experimentele lui A. Lavoisier, dedicate studiului rolului atmosferei în menținerea vieții și a proceselor de ardere, au confirmat existența unei substanțe relativ inerte în atmosferă. Fără a stabili natura elementară a gazului rămas după ardere, Lavoisier l-a numit azot, care înseamnă „fără viață” în greaca veche. În 1772, D. Rutherford din Edinburgh a stabilit că acest gaz este un element și l-a numit „aer dăunător”. Numele latin pentru azot provine din cuvintele grecești nitron și gen, care înseamnă „formând salitrul”.

Fixarea azotului și ciclul azotului.

Termenul "fixare a azotului" se referă la procesul de fixare a azotului atmosferic N2. În natură, acest lucru se poate întâmpla în două moduri: fie leguminoasele, precum mazărea, trifoiul și soia, acumulează noduli pe rădăcinile lor, în care bacteriile fixatoare de azot îl transformă în nitrați, fie azotul atmosferic este oxidat de oxigen în condiții de fulger. S. Arrhenius a constatat că până la 400 de milioane de tone de azot sunt fixate anual în acest fel. În atmosferă, oxizii de azot se combină cu apa de ploaie pentru a forma acizi nitric și azotic. În plus, s-a stabilit că odată cu ploaie și ninsoare, cca. 6700 g azot; ajungând în sol, se transformă în nitriți și nitrați. Plantele folosesc nitrați pentru a forma proteine ​​vegetale. Animalele, hrănindu-se cu aceste plante, asimilează substanțele proteice ale plantelor și le transformă în proteine ​​animale. După moartea animalelor și a plantelor, acestea se descompun și compușii de azot se transformă în amoniac. Amoniacul este folosit în două moduri: bacteriile care nu formează nitrați îl descompun în elemente, eliberând azot și hidrogen, iar alte bacterii formează nitriți din acesta, care sunt oxidați de alte bacterii în nitrați. Acesta este modul în care are loc ciclul azotului în natură, sau ciclul azotului.

Structura nucleului și a învelișurilor de electroni.

Există doi izotopi stabili ai azotului în natură: cu un număr de masă de 14 (conține 7 protoni și 7 neutroni) și cu un număr de masă de 15 (conține 7 protoni și 8 neutroni). Raportul lor este de 99,635:0,365, deci masa atomică a azotului este 14,008. Izotopii de azot instabili 12 N, 13 N, 16 N, 17 N au fost obținuți artificial. Schematic, structura electronică a atomului de azot este următoarea: 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1 . În consecință, învelișul exterior (a doua) de electroni conține 5 electroni care pot participa la formarea legăturilor chimice; orbitalii de azot pot accepta, de asemenea, electroni, i.e. formarea de compuși cu stări de oxidare de la (–III) la (V) este posibilă și sunt cunoscuți.

Azotul molecular.

Din determinările densității gazului s-a stabilit că molecula de azot este diatomică, adică. formula moleculară a azotului este Nє N (sau N 2). Doi atomi de azot au trei 2 exteriori p-electronii fiecărui atom formează o legătură triplă:N:::N:, formând perechi de electroni. Distanța interatomică N–N măsurată este de 1,095 Å. Ca și în cazul hidrogenului ( cm. HIDROGEN), există molecule de azot cu spinuri nucleare diferite - simetrice și antisimetrice. La temperaturi obișnuite, raportul formelor simetrice și antisimetrice este de 2:1. În stare solidă, se cunosc două modificări ale azotului: A– cubici și b– hexagonal cu temperatura de tranzitie A ® b–237,39° C. Modificare b se topește la –209,96°C și fierbe la –195,78°C la 1 atm ( cm. masa 1).

Energia de disociere a unui mol (28,016 g sau 6,023 molecule H 10 23) de azot molecular în atomi (N 2 2N) este de aproximativ –225 kcal. Prin urmare, azotul atomic se poate forma în timpul unei descărcări electrice liniștite și este mai activ din punct de vedere chimic decât azotul molecular.

Chitanța și cererea.

Metoda de obținere a azotului elementar depinde de puritatea necesară. Azotul se obține în cantități uriașe pentru sinteza amoniacului, în timp ce amestecurile mici de gaze nobile sunt acceptabile.

Azotul din atmosferă.

Din punct de vedere economic, eliberarea de azot din atmosferă se datorează costului scăzut al metodei de lichefiere a aerului purificat (se îndepărtează vaporii de apă, CO 2, praful și alte impurități). Ciclurile succesive de compresie, răcire și expansiune ale unui astfel de aer duc la lichefierea acestuia. Aerul lichid este supus distilarii fracționate cu o creștere lentă a temperaturii. Gazele nobile sunt eliberate mai întâi, apoi azotul, iar oxigenul lichid rămâne. Purificarea se realizează prin procese repetate de fracţionare. Această metodă produce anual multe milioane de tone de azot, în principal pentru sinteza amoniacului, care este materia primă în tehnologia de producție a diferiților compuși care conțin azot pentru industrie și agricultură. În plus, o atmosferă de azot purificată este adesea utilizată atunci când prezența oxigenului este inacceptabilă.

Metode de laborator.

Azotul poate fi obținut în cantități mici în laborator în diferite moduri prin oxidarea amoniacului sau a ionului de amoniu, de exemplu:

Procesul de oxidare a ionului de amoniu cu ion nitrit este foarte convenabil:

Sunt cunoscute și alte metode - descompunerea azidelor la încălzire, descompunerea amoniacului cu oxid de cupru (II), interacțiunea nitriților cu acidul sulfamic sau ureea:

Descompunerea catalitică a amoniacului la temperaturi ridicate poate produce și azot:

Proprietăți fizice.

Unele proprietăți fizice ale azotului sunt prezentate în tabel. 1.

Tabelul 1. UNELE PROPRIETĂȚI FIZICE ALE AZOTULUI
Densitate, g/cm3	0,808 (lichid)
Punct de topire, °C	–209,96
Punct de fierbere, °C	–195,8
Temperatura critică, °C	–147,1
Presiune critică, atm a	33,5
Densitatea critică, g/cm3 a	0,311
Capacitate termică specifică, J/(molCH)	14,56 (15° C)
Electronegativitatea după Pauling	3
raza covalenta,	0,74
raza cristalului,	1,4 (M 3–)
Potenţial de ionizare, V b
primul	14,54
al doilea	29,60
a Temperatura și presiunea la care densitățile azotului lichid și gazos sunt aceleași. b Cantitatea de energie necesară pentru a elimina primii electroni exteriori și următorii, per 1 mol de azot atomic.

Proprietăți chimice.

După cum sa menționat deja, proprietatea predominantă a azotului în condiții normale de temperatură și presiune este inerția sa sau activitatea chimică scăzută. Structura electronică a azotului conține o pereche de electroni de 2 s-nivel și trei jumătate umplute 2 R-orbitali, astfel încât un atom de azot nu poate lega mai mult de alți patru atomi, adică numărul său de coordonare este patru. Dimensiunea mică a unui atom limitează, de asemenea, numărul de atomi sau grupuri de atomi care pot fi asociate cu acesta. Prin urmare, mulți compuși ai altor membri ai subgrupului VA fie nu au analogi între compușii de azot, fie compușii de azot similari se dovedesc a fi instabili. Deci, PCl 5 este un compus stabil, dar NCl 5 nu există. Un atom de azot este capabil să se lege cu un alt atom de azot, formând mai mulți compuși destul de stabili, cum ar fi hidrazina N2H4 și azidele metalice MN3. Acest tip de legătură este neobișnuit pentru elementele chimice (cu excepția carbonului și a siliciului). La temperaturi ridicate, azotul reacționează cu multe metale, formând nitruri parțial ionice M X N y. În acești compuși, azotul este încărcat negativ. În tabel Tabelul 2 prezintă stările de oxidare și exemple de compuși corespunzători.

Nitruri.

Compușii de azot cu mai multe elemente electropozitive, metale și nemetale - nitruri - sunt similare cu carburile și hidrurile. Ele pot fi împărțite în funcție de natura legăturii M-N în ionice, covalente și cu un tip intermediar de legătură. De regulă, acestea sunt substanțe cristaline.

Nitruri ionice.

Legătura acestor compuși implică transferul de electroni de la metal la azot pentru a forma ionul N3-. Astfel de nitruri includ Li3N, Mg3N2, Zn3N2 şi Cu3N2. În afară de litiu, alte metale alcaline nu formează subgrupe IA de nitruri. Nitrururile ionice au puncte de topire ridicate și reacţionează cu apa pentru a forma NH3 și hidroxizi metalici.

Nitruri covalente.

Când electronii de azot participă la formarea unei legături împreună cu electronii altui element fără a le transfera de la azot la alt atom, se formează nitruri cu o legătură covalentă. Nitrururile de hidrogen (cum ar fi amoniacul și hidrazina) sunt complet covalente, la fel ca halogenurile de azot (NF 3 și NCl 3). Nitrururile covalente includ, de exemplu, Si 3 N 4, P 3 N 5 și BN - substanțe albe foarte stabile, iar BN are două modificări alotropice: hexagonale și asemănătoare diamantului. Acesta din urmă se formează la presiuni și temperaturi ridicate și are o duritate apropiată de cea a diamantului.

Nitruri cu un tip intermediar de legătură.

Elementele de tranziție reacționează cu NH3 la temperaturi ridicate pentru a forma o clasă neobișnuită de compuși în care atomii de azot sunt distribuiți între atomi de metal distanțați în mod regulat. Nu există o deplasare clară a electronilor în acești compuși. Exemple de astfel de nitruri sunt Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Acești compuși sunt de obicei complet inerți și au o conductivitate electrică bună.

Compuși de hidrogen ai azotului.

Azotul și hidrogenul reacționează pentru a forma compuși care seamănă vag cu hidrocarburile. Stabilitatea nitraților de hidrogen scade odată cu creșterea numărului de atomi de azot din lanț, spre deosebire de hidrocarburile, care sunt stabile în lanțuri lungi. Cele mai importante nitruri de hidrogen sunt amoniacul NH3 și hidrazina N2H4. Acestea includ și acidul hidronitric HNNN (HN 3).

Amoniac NH3.

Amoniacul este unul dintre cele mai importante produse industriale ale economiei moderne. La sfârşitul secolului al XX-lea. SUA au produs cca. 13 milioane de tone de amoniac anual (în termeni de amoniac anhidru).

Structura moleculei.

Molecula de NH3 are o structură aproape piramidală. Unghiul de legătură H–N–H este de 107°, care este aproape de unghiul tetraedric de 109°. Perechea de electroni singuri este echivalentă cu grupul atașat, rezultând că numărul de coordonare al azotului este 4 și azotul fiind situat în centrul tetraedrului.

Proprietățile amoniacului.

Unele proprietăți fizice ale amoniacului în comparație cu apa sunt prezentate în tabel. 3.

Punctele de fierbere și de topire ale amoniacului sunt mult mai mici decât cele ale apei, în ciuda asemănării greutăților moleculare și a asemănării structurii moleculare. Acest lucru se explică prin rezistența relativ mai mare a legăturilor intermoleculare în apă decât în ​​amoniac (astfel de legături intermoleculare se numesc legături de hidrogen).

Amoniacul ca solvent.

Constanta dielectrică ridicată și momentul dipol al amoniacului lichid fac posibilă utilizarea acestuia ca solvent pentru substanțele anorganice polare sau ionice. Solventul de amoniac ocupă o poziție intermediară între apă și solvenții organici, cum ar fi alcoolul etilic. Metalele alcaline și alcalino-pământoase se dizolvă în amoniac, formând soluții de culoare albastru închis. Se poate presupune că solvatarea și ionizarea electronilor de valență au loc în soluție conform schemei

Culoarea albastră este asociată cu solvatarea și mișcarea electronilor sau mobilitatea „găurilor” dintr-un lichid. La o concentrație mare de sodiu în amoniac lichid, soluția capătă o culoare de bronz și este foarte conductivă din punct de vedere electric. Metalul alcalin nelegat poate fi separat dintr-o astfel de soluție prin evaporarea amoniacului sau adăugarea de clorură de sodiu. Soluțiile de metale în amoniac sunt buni agenți reducători. Autoionizarea are loc în amoniacul lichid

similar cu procesul care are loc în apă:

Unele proprietăți chimice ale ambelor sisteme sunt comparate în tabel. 4.

Amoniacul lichid ca solvent are un avantaj în unele cazuri în care nu este posibil să se efectueze reacții în apă din cauza interacțiunii rapide a componentelor cu apa (de exemplu, oxidarea și reducerea). De exemplu, în amoniacul lichid, calciul reacţionează cu KCl pentru a forma CaCl 2 şi K, deoarece CaCl 2 este insolubil în amoniacul lichid, iar K este solubil, iar reacţia se desfăşoară complet. În apă, o astfel de reacție este imposibilă datorită interacțiunii rapide a Ca cu apa.

Producția de amoniac.

NH3 gazos este eliberat din sărurile de amoniu sub acțiunea unei baze puternice, de exemplu, NaOH:

Metoda este aplicabilă în condiții de laborator. Producția de amoniac la scară mică se bazează și pe hidroliza nitrururilor, cum ar fi Mg 3 N 2, cu apă. Cianamida de calciu CaCN 2 când interacționează cu apa formează și amoniac. Principala metodă industrială de producere a amoniacului este sinteza sa catalitică din azot și hidrogen atmosferic la temperatură și presiune ridicată:

Hidrogenul pentru aceasta sinteza se obtine prin cracarea termica a hidrocarburilor, actiunea vaporilor de apa asupra carbunelui sau fierului, descompunerea alcoolilor cu vaporii de apa, sau electroliza apei. S-au obţinut numeroase brevete pentru sinteza amoniacului, care diferă în condiţiile procesului (temperatura, presiune, catalizator). Există o metodă de producție industrială prin distilarea termică a cărbunelui. Numele lui F. Haber și K. Bosch sunt asociate cu dezvoltarea tehnologică a sintezei amoniacului.

Tabelul 4. COMPARAȚIA REACȚILOR ÎN MEDIU APA ȘI AMONIAC
Mediul de apă	Mediu cu amoniac
Neutralizare
OH – + H3O +® 2H2O	NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3
Hidroliză (protoliza)
PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Substituţie
Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2	Zn + 2NH 4 + ® Zn 2+ + 2NH 3 + H 2
Solvația (complexare)
Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Amfoteritate
Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2	Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2
Zn(OH)2 + 2H3O + Zn2+ + 4H2O	Zn(NH2)2 + 2NH4 + Zn2+ + 4NH3
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2–	Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–

Proprietățile chimice ale amoniacului.

Pe lângă reacțiile menționate în tabel. 4, amoniacul reacționează cu apa pentru a forma compusul NH 3 N H 2 O, care este adesea considerat în mod eronat hidroxid de amoniu NH 4 OH; de fapt, existenţa NH 4 OH în soluţie nu a fost dovedită. O soluție apoasă de amoniac („amoniac”) constă predominant din NH 3, H 2 O și concentrații mici de ioni NH 4 + și OH – formați în timpul disocierii

Natura de bază a amoniacului este explicată prin prezența unei perechi de electroni singuri de azot:NH 3 . Prin urmare, NH3 este o bază Lewis, care are cea mai mare activitate nucleofilă, manifestată sub formă de asociere cu un proton sau nucleul unui atom de hidrogen:

Orice ion sau moleculă capabilă să accepte o pereche de electroni (compus electrofil) va reacționa cu NH3 pentru a forma un compus de coordonare. De exemplu:

Simbolul M n+ reprezintă un ion de metal de tranziție (subgrupul B al tabelului periodic, de exemplu, Cu 2+, Mn 2+ etc.). Orice acid protic (adică, care conține H) reacționează cu amoniacul într-o soluție apoasă pentru a forma săruri de amoniu, cum ar fi azotat de amoniu NH 4 NO 3, clorură de amoniu NH 4 Cl, sulfat de amoniu (NH 4) 2 SO 4, fosfat de amoniu (NH). 4) 3 PO 4. Aceste săruri sunt utilizate pe scară largă în agricultură ca îngrășăminte pentru a introduce azot în sol. Nitratul de amoniu este, de asemenea, folosit ca exploziv ieftin; a fost folosit pentru prima dată cu combustibil petrolier (motorină). O soluție apoasă de amoniac se folosește direct pentru introducerea în sol sau cu apă de irigare. Ureea NH 2 CONH 2, obținută prin sinteză din amoniac și dioxid de carbon, este de asemenea un îngrășământ. Amoniacul gazos reacționează cu metale precum Na și K pentru a forma amide:

De asemenea, amoniacul reacționează cu hidruri și nitruri pentru a forma amide:

Amidele metalelor alcaline (de exemplu, NaNH2) reacţionează cu N2O când sunt încălzite, formând azide:

NH3 gazos reduce oxizii de metale grele la metale la temperaturi ridicate, aparent datorită hidrogenului format ca urmare a descompunerii amoniacului în N2 și H2:

Atomii de hidrogen din molecula de NH3 pot fi înlocuiți cu halogen. Iodul reacţionează cu o soluţie concentrată de NH3, formând un amestec de substanţe care conţin NI3. Această substanță este foarte instabilă și explodează la cel mai mic impact mecanic. Când NH3 reacţionează cu Cl2, se formează cloraminele NCl3, NHCl2 şi NH2Cl. Când amoniacul este expus la hipoclorit de sodiu NaOCl (format din NaOH și Cl 2), produsul final este hidrazina:

Hidrazina.

Reacțiile de mai sus sunt o metodă de producere a hidrazinei monohidrat cu compoziția N 2 H 4 PH 2 O. Hidrazina anhidră se formează prin distilarea specială a monohidratului cu BaO sau alte substanțe de îndepărtare a apei. Proprietățile hidrazinei sunt ușor similare cu peroxidul de hidrogen H 2 O 2. Hidrazina pură anhidră este un lichid incolor, higroscopic, care fierbe la 113,5°C; se dizolvă bine în apă, formând o bază slabă

Într-un mediu acid (H +), hidrazina formează săruri solubile de hidrazoniu de tip + X –. Ușurința cu care hidrazina și unii dintre derivații săi (cum ar fi metilhidrazina) reacționează cu oxigenul îi permite să fie utilizat ca componentă a combustibilului lichid pentru rachete. Hidrazina și toți derivații săi sunt foarte toxici.

Oxizi de azot.

În compușii cu oxigen, azotul prezintă toate stările de oxidare, formând oxizi: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. Există puține informații despre formarea peroxizilor de azot (NO 3, NO 4). 2HNO2. N 2 O 3 pur poate fi obținut sub formă de lichid albastru la temperaturi scăzute (-20

La temperatura camerei, NO 2 este un gaz maro închis care are proprietăți magnetice datorită prezenței unui electron nepereche. La temperaturi sub 0°C, molecula de NO 2 dimerizează în tetroxid de dinazot, iar la –9,3°C, dimerizarea are loc complet: 2NO 2 N 2 O 4. În stare lichidă, doar 1% NO2 este nedimerizat, iar la 100°C 10% N2O4 rămâne sub formă de dimer.

NO 2 (sau N 2 O 4) reacţionează în apă caldă pentru a forma acid azotic: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Tehnologia NO 2 este deci foarte importantă ca etapă intermediară în producerea unui produs important din punct de vedere industrial - acidul azotic.

oxid nitric (V)

N2O5( învechit. anhidrida azota) este o substanta cristalina alba obtinuta prin deshidratarea acidului azotic in prezenta oxidului de fosfor P 4 O 10:

2MX + H2N2O2. Când soluția este evaporată, se formează un exploziv alb cu structura așteptată H–O–N=N–O–H.

Acid azot

HNO 2 nu există în formă pură, totuși, soluțiile apoase cu concentrația sa scăzută se formează prin adăugarea de acid sulfuric la nitritul de bariu:

Acidul azot se formează și atunci când un amestec echimolar de NO și NO 2 (sau N 2 O 3) este dizolvat în apă. Acidul azot este puțin mai puternic decât acidul acetic. Starea de oxidare a azotului din acesta este +3 (structura sa este H–O–N=O), adică. poate fi atât un agent oxidant, cât și un agent reducător. Sub influența agenților reducători este de obicei redus la NO, iar atunci când interacționează cu agenții oxidanți este oxidat la acid azotic.

Viteza de dizolvare a unor substanțe, cum ar fi metalele sau ionul de iodură, în acidul azotic depinde de concentrația de acid azot prezent ca impuritate. Sărurile acidului azot - nitriți - se dizolvă bine în apă, cu excepția nitritului de argint. NaNO 2 este utilizat la producerea coloranților.

Acid azotic

HNO 3 este unul dintre cele mai importante produse anorganice ale principalei industriei chimice. Este utilizat în tehnologiile multor alte substanțe anorganice și organice, cum ar fi explozivi, îngrășăminte, polimeri și fibre, coloranți, produse farmaceutice etc.

Literatură:

Directorul azotatorilor. M., 1969
Nekrasov B.V. Bazele chimiei generale. M., 1973
Probleme de fixare a azotului. Chimie anorganică și fizică. M., 1982