Azot

Versiunea actuală a paginii nu a fost încă examinată de colaboratori experimentați și poate diferi semnificativ de versiunea revizuită pe 20 iunie 2022; verificările necesită 4 modificări .

Azot

← Carbon | Oxigen →

N
↓
P

7 N

Aspectul unei substanțe simple

Un azot lichid

Proprietățile atomului

Nume, simbol, număr

Azot / Azot (N), 7

Grup , punct , bloc

15 (învechit 5), 2,
p-element

Masa atomica
( masa molara )

[14,00643; 14.00728] [com 1] [1] a. e. m. ( g / mol )

Configuratie electronica

[ El ] 2s 2 2p 3
1s 2 2s 2 2p 3

Raza atomului

75 seara

Proprietăți chimice

raza covalentă

75 seara

Raza ionică

13 (+5e) 171 (−3e) pm

Electronegativitatea

3.04 [2] (Scara Pauling)

Stări de oxidare

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5

Energia de ionizare
(primul electron)

1401,5 (14,53) kJ / mol ( eV )

Proprietățile termodinamice ale unei substanțe simple

Densitate (la n.a. )

0,808 g/cm³ (-195,8°C); 1,1649 kg/m³ în condiții standard conform GOST 2939-63; la n. y. 0,001251 g/cm³

Temperatură de topire

63,29 K ( −209,86 ° C )

Temperatura de fierbere

77,4K (−195,75 ° C )

Oud. căldură de fuziune

(N2 ) 0,720 kJ/mol

Oud. căldură de evaporare

(N2 ) 5,57 kJ/mol

Capacitate de căldură molară

29,125 [3] (gaz N2 ) J/(K mol)

Volumul molar

22,4⋅10 3 cm³ / mol

Rețeaua cristalină a unei substanțe simple

Structura de zăbrele

cub

Parametrii rețelei

5.661Å _

Alte caracteristici

Conductivitate termică

(300 K) 0,026 W/(m K)

numar CAS

7727-37-9

7	Azot
N14.007
2s 2 2p 3

Azotul ( simbol chimic - N , din lat. N itrogeniu ) este un element chimic al grupului al 15-lea (conform clasificării învechite - subgrupul principal al celui de-al cincilea grup, VA), a doua perioadă a sistemului periodic al lui D. I. Mendeleev , cu numărul atomic 7.

Ca substanță simplă (la n.a. ), azotul este un gaz biatomic (formula chimică - N 2 ) fără culoare , gust și miros .

Unul dintre cele mai comune elemente de pe Pământ . Componenta principală a aerului : 78% din volum.

Este foarte inert din punct de vedere chimic, dar reacționează cu compuși complecși ai metalelor de tranziție . Este folosit ca mediu inert pentru multe procese tehnologice; azotul lichid este un agent frigorific .

Azotul este unul dintre principalele elemente biogene care alcătuiesc proteinele și acizii nucleici [4] .

Istoricul descoperirilor

În 1772, Henry Cavendish a efectuat un experiment: a trecut în mod repetat aer peste cărbune încins, apoi l-a procesat cu alcalii , rezultând un reziduu pe care Cavendish l-a numit aer sufocant (sau mefitic). Din punctul de vedere al chimiei moderne, este clar că în reacția cu cărbunele fierbinte , oxigenul aerului a fost legat în dioxid de carbon , care a fost apoi absorbit de alcalii. Restul de gaz a fost în mare parte azot. Astfel, Cavendish a izolat azotul, dar nu a reușit să înțeleagă că este o nouă substanță simplă (element chimic) și l-a descris ca aer mefitic (din engleză mephitic - „dăunător” ). În același an, Cavendish a raportat această experiență lui Joseph Priestley [5] :41 .

Un fapt interesant este că a reușit să lege azotul cu oxigenul folosind descărcări de curent electric , iar după ce a absorbit oxizii de azot în rest, a primit o cantitate mică de gaz, absolut inert, deși, ca și în cazul azotului, nu a putut înțelege. că a izolat un nou element chimic - gaz inert argon .

Joseph Priestley a efectuat la acea vreme o serie de experimente în care a legat și oxigenul din aer și a îndepărtat dioxidul de carbon rezultat, adică a primit și azot, totuși, fiind un susținător al teoriei flogistului predominant la acea vreme , el de asemenea, a interpretat greșit rezultatele - a decis că a izolat aerul flogistic (adică saturat cu flogiston) [5] :41 .

În septembrie 1772, chimistul scoțian Daniel Rutherford și-a publicat teza de master „Despre așa-numitul aer fix și mefitic”, în care a descris azotul ca aer nociv, otrăvitor și a sugerat că este un nou element chimic [5] :41 , și a descris, de asemenea, principalele proprietăți ale azotului (nu reacționează cu alcalii, nu suportă arderea, nepotrivit pentru respirație). Rutherford a fost, de asemenea, un susținător al teoriei flogistului, așa că nici nu a putut înțelege ce a remarcat. Astfel, nu este posibil să se identifice clar descoperitorul azotului.

În același timp, azotul a fost izolat de Karl Scheele : în vara anului 1772, a obținut azot prin metoda Cavendish și l-a studiat timp de cinci ani, apoi a publicat rezultatele cercetărilor sale. În această publicație, Scheele a fost primul care a descris aerul ca un amestec de gaze separate: „aer de foc” (oxigen) și „aer murdar” (azot). Datorită faptului că Scheele a întârziat cu publicarea cercetărilor sale, există încă dispute cu privire la descoperitorul azotului [5] :41 .

Originea numelui

Denumirea de azot ( franceză azote , conform celei mai răspândite versiuni, din alte grecești ἄζωτος „fără viață”), în locul denumirilor anterioare ( flogistic , mefitic și aer „stricat”) a fost propusă în 1787 de Antoine Lavoisier , care la acea vreme a făcut parte dintr-un grup de alți oameni de știință francezi a dezvoltat principiile nomenclaturii chimice , în același an această propunere a fost publicată în lucrarea „Metoda de nomenclatură chimică” [6] [5] :41 . După cum se arată mai sus, la acea vreme se știa deja că azotul nu sprijină arderea sau respirația. Această proprietate a fost considerată cea mai importantă. Deși mai târziu s-a dovedit că azotul, dimpotrivă, este esențial pentru toate ființele vii, numele a fost păstrat în franceză și rusă. Această variantă a numelui a fost în cele din urmă fixată în limba rusă după publicarea cărții de Hermann Hess „Fundamentals of Pure Chemistry” în 1831 [7] .

Cuvântul azot în sine (fără legătură cu gazul) este cunoscut încă din antichitate și a fost folosit de filozofii și alchimiștii din Evul Mediu pentru a desemna „materia primară a metalelor”, așa-numitul mercur printre filozofi, mercur dublu printre alchimiști. Alchimiștii considerau că „materia primară a metalelor” este „ alfa și omega ” a tuturor lucrurilor. Și cuvântul pentru desemnarea sa a fost format din literele inițiale și finale ale alfabetelor a trei limbi considerate sacre - latină , greacă și ebraică : a , alfa , aleph și zet , omega , tav - AAAZOT . Inițiatorul creării unei noi nomenclaturi chimice Giton de Morvo a notat în „Enciclopedia metodologică” (1786) sensul alchimic al termenului [8] .

Mulți dintre contemporanii lui Lavoisier au considerat numele elementului nefericit, în special, Jean-Antoine Chaptal a propus denumirea de nitrogène „dând naștere salpetru ” (și a folosit acest nume în cartea sa „Elemente de chimie” [9] ). Până în prezent, compușii de azot sunt numiți nitrați , nitriți și nitruri [5] :42 .

În franceză, denumirea de azot nu a prins rădăcini, dar în engleză, spaniolă, maghiară și norvegiană se folosește un derivat al acestui cuvânt. În portugheză, se folosește atât numele nitrogé(ê)nio , cât și (mai ales în Portugalia) azoto .

Limba germană folosește numele Stickstoff , care înseamnă „substanță sufocantă”, în mod similar în olandeză; nume similare ca înțeles sunt folosite în unele limbi slave , de exemplu, croată și slovenă dušik [dushik] [5] : 42 , și, de asemenea, în ebraică ‏ חנקן ‏‎ [hankan].

Numele „azot”, pe lângă franceză și rusă, este acceptat în italiană, turcă și o serie de limbi slave, precum și în multe limbi ale popoarelor fostei URSS .

Înainte de adoptarea simbolului în Rusia, Franța și alte țări, simbolul a fost folosit , ceea ce poate fi văzut, de exemplu, în articolul lui A. M. Butlerov despre amine în 1864 [5] :42 [10] . $N$ $Az$

Azotul în natură

Izotopi

Azotul natural este format din doi izotopi stabili 14 N - 99,635% și 15 N - 0,365%.

Au fost obținuți artificial paisprezece izotopi radioactivi de azot cu numere de masă de la 10 la 13 și de la 16 la 25. Toți sunt izotopi cu viață foarte scurtă. Cel mai stabil dintre ele, 13 N, are un timp de înjumătățire de 10 minute.

Spinul nucleelor izotopilor stabili ai azotului: 14 N - 1; 15 N - 1/2.

Prevalență

Azotul este unul dintre cele mai comune elemente de pe Pământ [4] . În afara Pământului, azotul se găsește în nebuloasele gazoase, atmosfera solară , pe Uranus , Neptun , în spațiul interstelar etc. Atmosfera unor astfel de planete satelit precum Titan , Triton , precum și planeta pitică Pluto sunt compuse în principal din azot. Atmosfera lui Venus conține și o cantitate semnificativă de azot (în ciuda faptului că reprezintă 3,5% din compoziția totală a atmosferei), de patru ori masa azotului atmosferic al Pământului. Azotul este al patrulea element cel mai abundent din sistemul solar (după hidrogen , heliu și oxigen ).

Azotul sub formă de molecule diatomice N 2 constituie cea mai mare parte a atmosferei Pământului, unde conținutul său este de 75,6% (în masă) sau 78,084% (în volum), adică aproximativ 3,87⋅10 15 tone.

Conținutul de azot din scoarța terestră, conform diverșilor autori, este (0,7-1,5)⋅10 15 tone (în plus, în humus - aproximativ 6⋅10 10 tone), iar în mantaua Pământului - 1,3⋅10 16 tone Aceasta raportul de mase sugerează că principala sursă de azot este partea superioară a mantalei, de unde pătrunde în celelalte învelișuri ale Pământului cu erupții vulcanice .

Masa de azot dizolvat în hidrosferă, ținând cont de faptul că procesele de dizolvare a azotului atmosferic în apă și eliberarea acestuia în atmosferă simultan, este de aproximativ 2⋅10 13 tone, în plus, sunt conținute aproximativ 7⋅10 11 tone de azot. în hidrosferă sub formă de compuşi.

Rolul biologic

Azotul este un element chimic necesar pentru existența animalelor și plantelor, face parte din proteine (16-18% din greutate), aminoacizi, acizi nucleici , nucleoproteine , clorofilă , hemoglobină etc. În celulele vii, numărul de azot. atomi este de aproximativ 2% , în ceea ce privește fracția de masă - aproximativ 2,5% (locul patru după hidrogen, carbon și oxigen). În acest sens, o cantitate semnificativă de azot legat se găsește în organismele vii, „materie organică moartă” și materie dispersată din mări și oceane. Această cantitate este estimată la aproximativ 1,9⋅10 11 t. Ca urmare a proceselor de degradare și descompunere a materiei organice care conțin azot, supuse unor factori de mediu favorabili, zăcămintele naturale de minerale care conțin azot, de exemplu, " salpetru chilian " ( azotat de sodiu cu impurități alți compuși), salitrul norvegian, indian.

Chimia hidrururilor de azot la presiuni de ordinul a 800 GPa (aproximativ 8 milioane de atmosfere) este mai diversă decât chimia hidrocarburilor în condiții normale. De aici a venit ipoteza că azotul ar putea fi baza vieții încă nedescoperite pe planete precum Uranus și Neptun [11] [5] :43 .

Ciclul azotului în natură

Fixarea azotului atmosferic în natură are loc în două direcții principale: abiogen și biogen. Prima cale implică în principal reacțiile azotului cu oxigenul. Deoarece azotul este destul de inert din punct de vedere chimic, pentru oxidare sunt necesare cantități mari de energie (temperaturi ridicate). Aceste condiții sunt realizate în timpul descărcărilor fulgerelor , când temperatura atinge 25.000 °C sau mai mult. În acest caz, are loc formarea diferiților oxizi de azot . Există, de asemenea, posibilitatea ca fixarea abiotică să apară ca urmare a reacțiilor fotocatalitice pe suprafețele semiconductorilor sau dielectricilor de bandă largă (nisip de deșert).

Cu toate acestea, partea principală a azotului molecular (aproximativ 1,4⋅108 t /an) este fixată biotic . Multă vreme s-a crezut că doar un număr mic de specii de microorganisme (deși răspândite pe suprafața Pământului) pot lega azotul molecular: bacteriile Azotobacter și Clostridium , bacteriile nodulare ale plantelor leguminoase Rhizobium , cianobacteriile Anabaena , Nostoc , etc. Se știe că multe au această capacitate și alte organisme din apă și sol, de exemplu, actinomicetele din noduli de arin și alți arbori (160 de specii în total). Toate transformă azotul molecular în compuși de amoniu (NH 4 + ). Acest proces necesită o cantitate semnificativă de energie (pentru fixarea a 1 g de azot atmosferic, bacteriile din nodulii de leguminoase consumă aproximativ 167,5 kJ, adică oxidează aproximativ 10 g de glucoză ). Astfel, beneficiul reciproc al simbiozei plantelor și bacteriilor fixatoare de azot este vizibil - primele îi furnizează celei din urmă un „loc de locuit” și furnizează „combustibilul” obținut ca urmare a fotosintezei - glucoză, cele din urmă furnizează azotul. necesare plantelor în forma pe care o asimilează.

Azotul sub formă de amoniac și compuși de amoniu, obținuți în procesele de fixare a azotului biogen, este rapid oxidat la nitrați și nitriți (acest proces se numește nitrificare ). Acestea din urmă, nelegate de țesuturile vegetale (și mai departe de-a lungul lanțului trofic de ierbivore și prădători), nu rămân în sol mult timp. Majoritatea nitraților și nitriților sunt foarte solubili, prin urmare sunt spălați de apă și în cele din urmă intră în oceanul mondial (acest flux este estimat la 2,5–8⋅10 7 t/an).

Azotul inclus în țesuturile plantelor și animalelor, după moartea lor, suferă amonificare (descompunerea compușilor complecși care conțin azot cu eliberarea de ioni de amoniac și amoniu) și denitrificare , adică eliberarea de azot atomic, precum și oxizi ai acestuia. . Aceste procese se datorează în întregime activității microorganismelor în condiții aerobe și anaerobe.

În absența activității umane, procesele de fixare și nitrificare a azotului sunt aproape complet echilibrate de reacții opuse de denitrificare. O parte din azot intră în atmosferă din mantaua cu erupții vulcanice, o parte este ferm fixată în sol și minerale argiloase, în plus, azotul se scurge constant din straturile superioare ale atmosferei în spațiul interplanetar.

Toxicologia azotului și a compușilor săi

În sine, azotul atmosferic este prea inert pentru a avea un efect direct asupra corpului uman și a mamiferelor. Cu toate acestea, la presiune ridicată, provoacă narcoză , intoxicație sau sufocare (când există o lipsă de oxigen); cu o scădere rapidă a presiunii, azotul provoacă boală de decompresie .

Mulți compuși de azot sunt foarte activi și adesea toxici.

Obținerea

Descompunerea nitritului de amoniu

În laboratoare, poate fi obținut prin reacția de descompunere a nitritului de amoniu :

{\ce {NH4NO2 -> N2^ + 2H2O})

Reacția este exotermă, eliberând 80 kcal (335 kJ), deci este necesară răcirea vasului în timpul cursului său (deși este necesar nitritul de amoniu pentru a începe reacția).

În practică, această reacție se efectuează prin adăugarea prin picurare a unei soluții saturate de nitrit de sodiu la o soluție saturată încălzită de sulfat de amoniu, în timp ce nitritul de amoniu format ca urmare a reacției de schimb se descompune instantaneu.

Gazul degajat în acest caz este contaminat cu amoniac , oxid nitric (I) și oxigen , din care se purifică prin trecerea succesivă prin soluții de acid sulfuric , sulfat de fier (II) și peste cupru fierbinte . Azotul este apoi uscat.

Încălzirea dicromatului de potasiu cu sulfat de amoniu

O altă metodă de laborator pentru obținerea azotului este prin încălzirea unui amestec de dicromat de potasiu și sulfat de amoniu (în raport de 2:1 în greutate). Reacția este descrisă de ecuațiile:

{\ce {K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 -> (NH4)2Cr2O7 + K2SO4))

{\ce {(NH4)2Cr2O7 -> N2^ + Cr2O3 + 4 H2O))

Descompunerea azidelor

Cel mai pur azot poate fi obținut prin descompunerea azidelor metalice :

{\ce {2NaN3 ->[t] 2Na + 3N2 ^}}

Reacția aerului cu cocs fierbinte

Așa-numitul azot „aer” sau „atmosferic”, adică un amestec de azot cu gaze nobile , este obținut prin reacția aerului cu cocs fierbinte, cu formarea așa-numitului „ generator ” sau „ aer”, gaz - materii prime pentru sinteza chimica si combustibil . Dacă este necesar, azotul poate fi eliberat din acesta prin absorbția monoxidului de carbon .

Distilarea aerului

Azotul molecular este produs industrial prin distilarea fracționată a aerului lichid. Această metodă poate fi folosită și pentru obținerea „azotului atmosferic”. Sunt, de asemenea, utilizate pe scară largă instalațiile și stațiile de azot , care folosesc metoda de adsorbție și separarea gazelor cu membrană.

Trecerea amoniacului peste oxid de cupru (II)

Una dintre metodele de laborator este trecerea amoniacului peste oxid de cupru (II) la o temperatură de ~700 °C:

{\ce {3CuO + 2NH3 ->[t] N2 ^ + 3Cu v + 3H2O))

Amoniacul este luat din soluția sa saturată prin încălzire. Cantitatea de CuO este de 2 ori mai mare decât cea calculată. Imediat înainte de utilizare, azotul este purificat din impuritățile de oxigen și amoniac prin trecerea peste cupru și oxidul acestuia (II) (~700°C), apoi uscat cu acid sulfuric concentrat și alcali uscat. Procesul este destul de lent, dar merită: gazul este foarte pur.

Proprietăți

Proprietăți fizice

În condiții normale, azotul este un gaz incolor, inodor, ușor solubil în apă (2,3 ml/100 g la 0°C, 1,5 ml/100 g la 20°C, 1,1 ml/100 g la 40 °C, 0,5 ml/ 100 g la 80 °C [12] ), densitate 1,2506 kg/m³ (la n.a.).

În stare lichidă (punct de fierbere -195,8 ° C) - un lichid incolor, mobil, ca apa. Densitatea azotului lichid este de 808 kg/m³. La contactul cu aerul, acesta absoarbe oxigenul din acesta.

La -209,86 °C, azotul se solidifică ca o masă asemănătoare zăpezii sau cristale mari albe ca zăpada. La contactul cu aerul, acesta absoarbe oxigenul din acesta, în timp ce se topește, formând o soluție de oxigen în azot.

Sunt cunoscute trei modificări cristaline ale azotului solid. În intervalul 36,61–63,29 K, există o fază β-N 2 cu împachetare strânsă hexagonală, grup spațial P6 3 /mmc , parametrii rețelei a=3,93 Å și c=6,50 Å. La temperaturi sub 36,61 K, faza α-N 2 cu rețea cubică este stabilă, având grupa spațială Pa3 sau P2 1 3 și perioada a=5,660 Å. Sub o presiune de peste 3500 de atmosfere și o temperatură sub 83 K, se formează faza hexagonală γ- N2 .

Diagrama de fază

Diagrama de fază a azotului este prezentată în figură.

Proprietăți chimice, structură moleculară

Azotul în stare liberă există sub formă de molecule diatomice N 2 , a căror configurație electronică este descrisă prin formula σ s ²σ s *2 π x, y 4 σ z ², care corespunde unei triple legături între atomii de azot N ≡N (lungimea legăturii d N≡N = 0,1095 nm). Ca urmare, molecula de azot este extrem de puternică, pentru reacția de disociere N 2 ↔ 2 N , modificarea entalpiei în reacția Δ H ° 298 = 945 kJ / mol [13] , constanta vitezei de reacție K 298 = 10 −120 , adică disocierea moleculelor de azot în condiții normale practic nu are loc (echilibrul este aproape complet deplasat spre stânga). Molecula de azot este nepolară și slab polarizată, forțele de interacțiune dintre molecule sunt foarte slabe, prin urmare, în condiții normale, azotul este gazos.

Chiar și la 3000 °C, gradul de disociere termică a N 2 este de numai 0,1% și doar la o temperatură de aproximativ 5000 °C ajunge la câteva procente (la presiune normală). În straturile înalte ale atmosferei are loc disocierea fotochimică a moleculelor de N2 . În condiții de laborator, azotul atomic poate fi obținut prin trecerea N2 gazos sub rarefacție puternică prin câmpul unei descărcări electrice de înaltă frecvență. Azotul atomic este mult mai activ decât azotul molecular: în special, la temperatura obișnuită, reacționează cu sulful , fosforul , arsenul și o serie de metale , de exemplu, cu mercurul .

Datorită rezistenței mari a moleculei de azot, unii dintre compușii săi sunt endotermici (multe halogenuri, azide, oxizi), adică entalpia formării lor este pozitivă, iar compușii de azot sunt instabili termic și se descompun destul de ușor atunci când sunt încălziți. De aceea, azotul de pe Pământ este în cea mai mare parte în stare liberă.

Datorită inerției sale semnificative, azotul în condiții normale reacționează numai cu litiul :

{\ce {6Li + N2 -> 2Li3N}}

când este încălzit, reacţionează cu alte metale şi nemetale, formând, de asemenea, nitruri :

{\ce {3Mg + N2 -> Mg3N2}}

( nitrură de magneziu )

{\ce {2B + N2 -> 2BN}}

( nitrură de bor )

De cea mai mare importanță practică este nitrura de hidrogen (amoniac) NH 3 obținută prin interacțiunea hidrogenului cu azotul (vezi mai jos).

Într-o descărcare electrică, reacţionează cu oxigenul, formând oxid nitric (II) NO :

{\ce {N2 + O2 <->[{2000 ℃}] 2NO - Q))

Au fost descrise câteva zeci de complecși cu azot molecular.

Fixarea industrială a azotului atmosferic

Compușii cu azot sunt extrem de folosiți în chimie, este imposibil chiar să enumerați toate domeniile în care sunt utilizate substanțe care conțin azot: aceasta este industria îngrășămintelor, explozivilor, coloranților, medicamentelor și așa mai departe. Deși sunt disponibile cantități colosale de azot în sensul literal al cuvântului „din aer”, datorită puterii moleculei de azot N 2 descrisă mai sus , problema obținerii de compuși care conțin azot din aer a rămas mult timp nerezolvată; majoritatea compușilor de azot au fost extrași din mineralele sale, cum ar fi salitrul chilian. Cu toate acestea, reducerea rezervelor acestor minerale, precum și creșterea cererii de compuși cu azot, au făcut necesară accelerarea lucrărilor de fixare industrială a azotului atmosferic.

Cea mai comună metodă cu amoniac de legare a azotului atmosferic. Reacție reversibilă de sinteză a amoniacului:

{\ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}

Este exotermă (efect termic 92 kJ) și merge cu o scădere a volumului, prin urmare, pentru a deplasa echilibrul la dreapta, în conformitate cu principiul Le Chatelier-Brown, sunt necesare răcirea amestecului și presiuni mari. Cu toate acestea, din punct de vedere cinetic, scăderea temperaturii este nefavorabilă, deoarece aceasta reduce foarte mult viteza de reacție - chiar și la 700 °C, viteza de reacție este prea mică pentru utilizarea sa practică.

În astfel de cazuri, se utilizează cataliză , deoarece un catalizator adecvat permite creșterea vitezei de reacție fără a schimba echilibrul. În căutarea unui catalizator adecvat, au fost încercați aproximativ douăzeci de mii de compuși diferiți. În ceea ce privește combinația de proprietăți (activitate catalitică, rezistență la otrăvire, cost redus), un catalizator pe bază de fier metalic cu impurități de oxizi de aluminiu și potasiu a primit cea mai mare utilizare . Procesul se desfășoară la o temperatură de 400-600 °C și presiuni de 10-1000 atmosfere.

La presiuni de peste 2000 atmosfere, sinteza amoniacului dintr-un amestec de hidrogen și azot se desfășoară cu o viteză mare și fără catalizator. De exemplu, la 850 °C și 4500 atmosfere, randamentul de produs este de 97%.

Există o altă metodă, mai puțin obișnuită, de legare industrială a azotului atmosferic - metoda cianamidei, bazată pe reacția carburii de calciu cu azotul la 1000 ° C. Reacția are loc conform ecuației:

{\ce {CaC2 + N2 -> CaCN2 + C))

Reacția este exotermă, efectul său termic este de 293 kJ.

Aproximativ 1⋅10 6 tone de azot sunt luate anual din atmosfera Pământului prin mijloace industriale.

Compuși cu azot

Stări de oxidare a azotului în compușii −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Compușii de azot în starea de oxidare −3 sunt reprezentați de nitruri, dintre care amoniacul este practic cel mai important;
Mai puțin tipici sunt compușii de azot în stare de oxidare -2 , reprezentați de pernitrude , dintre care cea mai importantă pernitrură de hidrogen este N 2 H 4 , sau hidrazina (există și o pernitrură de hidrogen extrem de instabilă N 2 H 2 , diimida );
Compuși de azot în stare de oxidare -1: NH 2 OH ( hidroxilamină ) - o bază instabilă utilizată, alături de sărurile de hidroxilamoniu, în sinteza organică;
Compuși ai azotului în stare de oxidare +1: protoxid de azot (I) N 2 O (protoxid de azot, gaz râd), acid azot ;
Compuși de azot în stare de oxidare +2: oxid azotic (II) NO (monoxid de azot), acid azotic ;
Compuși ai azotului în stare de oxidare +3: oxid de azot (III) N 2 O 3 (sesquioxid de azot, trioxid de dinazot), acid azot , derivați ai anionului NO 2 - , trifluorura de azot (NF 3 );
Compuși ai azotului în stare de oxidare +4: oxid nitric (IV) NO 2 (dioxid de azot, gaz brun);
Compuși cu azot în stare de oxidare +5: oxid de azot (V) N 2 O 5 (pentoxid de diazot), acid azotic , sărurile sale - nitrați și alți derivați, precum și tetrafluoramoniu NF 4 + și sărurile sale.

Aplicație

Azot gazos

Utilizarea industrială a azotului gazos se datorează proprietăților sale inerte. Azotul gazos este rezistent la foc și la explozie, previne oxidarea, degradarea. În industria petrolului, azotul gazos este utilizat pentru a asigura forarea în siguranță și este utilizat în procesul de reparare și întreținere a puțurilor. În plus, azotul gazos de înaltă presiune este utilizat în metode gazoase pentru recuperarea îmbunătățită a petrolului . În industria petrochimică, azotul este utilizat pentru a purja rezervoarele și conductele, pentru a testa funcționarea conductelor sub presiune și pentru a crește producția de depozite. În minerit, azotul poate fi folosit pentru a crea un mediu rezistent la explozie în mine, pentru a sparge straturile de rocă și pentru a stinge incendiile endogene. În producția de electronice, azotul este folosit pentru a curăța zonele în care oxigenul oxidant nu poate fi prezent. Dacă oxidarea sau degradarea este un factor negativ într-un proces tradițional de aer, azotul poate înlocui cu succes aerul.

Azotul gazos umple camerele anvelopelor trenului de aterizare a aeronavei . În plus, umplerea anvelopelor cu azot a devenit recent populară în rândul pasionaților de mașini, deși nu există dovezi clare ale eficienței utilizării azotului în loc de aer pentru a umple anvelopele auto.

Azot lichid

Azotul lichid este folosit ca agent frigorific și pentru crioterapie .

Un domeniu important de aplicare a azotului este utilizarea acestuia pentru sinteza ulterioară a unei game largi de compuși care conțin azot, cum ar fi amoniac , îngrășăminte cu azot , explozivi , coloranți etc. Mai mult de 3/4 din azotul industrial este utilizat pentru sinteza amoniacului [4] .

Cantități mari de azot sunt utilizate în producția de cocs („stingerea cocsului uscat”) la descărcarea cocsului din bateriile cuptoarelor de cocs, precum și pentru „stors” combustibilul în rachete de la rezervoare la pompe sau motoare.

În industria alimentară, azotul este înregistrat ca aditiv alimentar E941 , ca mediu gazos pentru ambalare și depozitare, un agent frigorific, iar azotul lichid este utilizat la îmbutelierea uleiurilor și băuturilor necarbogazoase pentru a crea suprapresiune și o atmosferă inertă în recipientele moi.

Azotul lichid este adesea prezentat în filme ca o substanță care poate îngheța instantaneu obiecte suficient de mari. Aceasta este o concepție greșită larg răspândită. Chiar și înghețarea unei flori durează mult. Acest lucru se datorează parțial capacității termice foarte scăzute a azotului. Din același motiv, este foarte dificil să se răcească, să zicem, blocurile la -196 ° C și să le spargi dintr-o singură lovitură.

Un litru de azot lichid, care se evaporă și se încălzește până la 20 ° C, formează aproximativ 700 de litri de gaz. Din acest motiv, azotul lichid este stocat în recipiente speciale Dewar izolate în vid de tip deschis sau criogenice. Principiul stingerii incendiilor cu azot lichid se bazează pe același fapt. Evaporându-se, azotul înlocuiește oxigenul necesar arderii, iar focul se oprește. Deoarece azotul, spre deosebire de apă, spumă sau pulbere, pur și simplu se evaporă și dispare, stingerea incendiilor cu azot este cel mai eficient mecanism de stingere a incendiilor în ceea ce privește conservarea obiectelor de valoare.

Înghețarea azotului lichid al ființelor vii cu posibilitatea dezghețării ulterioare a acestora este problematică. Problema constă în incapacitatea de a îngheța (și de a dezgheța) creatura suficient de repede încât eterogenitatea înghețării să nu afecteze funcțiile sale vitale. Stanislav Lem, fantezând despre acest subiect în cartea „Fiasco”, a venit cu un sistem de congelare a azotului de urgență, în care un furtun cu azot, dând dinții, a fost înfipt în gura astronautului și a fost introdus un flux abundent de azot.

Ca aditiv de aliere la siliciu, formează un compus de înaltă rezistență (ceramic) nitrură de siliciu , care are vâscozitate și rezistență ridicate.

Marcaje cilindrilor

Buteliile de azot produse în Rusia, conform cerințelor PB 03-576-03, trebuie vopsite în negru, cu o dungă maro și inscripție galbenă [14] . GOST 26460-85 nu necesită o bandă, dar inscripția trebuie să conțină informații despre puritatea azotului (puritate specială, puritate ridicată, puritate ridicată) .

Pericol pentru sănătate

NFPA 704

0 3 0

În condiții normale, azotul nu este toxic, dar la presiune atmosferică ridicată poate provoca intoxicații cu azot . Majoritatea compușilor de azot prezintă un pericol puternic pentru sănătate. Azotul aparține clasei a 3-a de pericol.

Comentarii

↑ Gama valorilor masei atomice este indicată datorită eterogenității distribuției izotopilor în natură.

Note

↑ Michael E. Wieser, Norman Holden, Tyler B. Coplen, John K. Böhlke, Michael Berglund, Willi A. Brand, Paul De Bièvre, Manfred Gröning, Robert D. Loss, Juris Meija, Takafumi Hirata, Thomas Prohaska, Ronny Schoenberg , Glenda O'Connor, Thomas Walczyk, Shige Yoneda, Xiang-Kun Zhu. Greutăți atomice ale elementelor 2011 (Raport tehnic IUPAC ) // Chimie pură și aplicată . - 2013. - Vol. 85 , nr. 5 . - P. 1047-1078 . - doi : 10.1351/PAC-REP-13-03-02 .
↑ Azot : electronegativități . WebElements. Consultat la 5 august 2010. Arhivat din original la 29 martie 2016.
↑ Knunyants I. L. (redactor-șef). Enciclopedie chimică: în 5 volume.- Moscova: Enciclopedia sovietică, 1988. - T. 1. - S. 58. - 623 p. — 100.000 de exemplare.
↑ 1 2 3 Azot // Kazahstan. Enciclopedia Națională . - Almaty: Enciclopedii kazahe , 2004. - T. I. - ISBN 9965-9389-9-7 . (Rusă) (CC BY SA 3.0)
↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Rulev, Alexandru. Azot banal paradoxal // Știință și viață . - 2019. - Nr 3. - S. 40-43.
↑ Guyton de Morveau LB, Lavoisier AL, Berthollet CL, de Fourcroy AF Méthode de nomenclature chimique (franceză) . - Paris, 1787. - S. 36.
↑ Malina, I.K. Este azotul lipsit de viață? // Carte de lectură despre chimia anorganică: Un ghid pentru studenți - M . : Educație , 1975. - Partea a II-a. - S. 42-52.
↑ Figurovsky, N. A. Azot, Nitrogenium, N (7) // Descoperirea elementelor și originea numelor lor. — M .: Nauka, 1970. — 207 p.
↑ Chaptal, J. A. Élémens de chimie (franceză) . - 1790. - T. 1. - S. 126.
↑ Sur les explications différentes de quelques cas d'Isomérie, de MA Boutlerow (franceză) // Bulletin de la Société chimique de Paris, Nouvelle Série. - 1864. - Vol. I. - P. 112.
↑ Qian, G.-R. et al. Chimie diversă a azotogenilor stabili și implicații pentru știința planetară și a materialelor // Rapoarte științifice : jurnal. - 2016. - Vol. 6 . - doi : 10.1038/srep25947 .
↑ Solubility Handbook / Resp. ed. Kafarov V. V .. - M-L: Editura Academiei de Științe a URSS, 1961. - T. 1 Carte. 1. - 960 p.
↑ Atom de azot .
↑ Tab. 17. Colorare și inscripții pe cilindri // PB 03-576-03 : Reguli pentru proiectarea și funcționarea în siguranță a recipientelor sub presiune: Serviciul Federal de Supraveghere a Mediului, Tehnologic și Nuclear. - M. : NTC „Securitate industrială”, 2008. - S. 103. - 186 p. - (Seria 03. Documente de aplicare intersectorială privind siguranța industrială și protecția subsolului; nr. 24).

Literatură

Nekrasov BV Fundamentele chimiei generale. T. 1. - M .: Chimie, 1973;
Chimie: Ref. ed. / W. Schroeter, K.-H. Lautenschläger, H. Bibrak şi colab.; Pe. cu el. - Ed. a II-a, stereotip. - M .: Chimie, 2000. - ISBN 5-7245-0360-3 (rusă), ISBN 3-343-00208-9 (germană);
Akhmetov N. S. Chimie generală și anorganică. - Ed. a 5-a, Rev. - M .: Liceu, 2003. - ISBN 5-06-003363-5 ;
Gusakova NV Chimia mediului. - Rostov n / D: Phoenix, 2004. - ISBN 5-222-05386-5 . - (Educatie inalta).
Isidorov V.A. Chimie ecologică. - Sankt Petersburg: Himizdat, 2001. - ISBN 5-7245-1068-5 ;
Trifonov D. N., Trifonov V. D. Cum au fost descoperite elementele chimice. - M .: Educaţie, 1980;
Manualul unui chimist. - Ed. a II-a. - T. 1. - M .: Chimie, 1966.