Что такое азот и для чего используется? Где используют азот. Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Азот – это малорастворимый в воде газ, не имеющий цвета, запаха и вкуса. В свободном виде азот может применяться в различных отраслях промышленности. Рассмотрим подробнее те отрасли, где используют азот.

Металлургия

• При отжиге, спекании порошковым металлом.
• При нейтральной закалке, пайке твердым припоем.
• При цианировании (азот необходим для защиты черных и цветных металлов).
• Азот также играет важную роль в работе загрузочного устройства в доменной печи, машины для огневой зачистки металлов.
• На коксохимическом производстве.

Химия, газ, нефть

• Азот газообразный применяется при освоении скважин. С его помощью снижают уровень воды в скважинах. Данный метод является весьма перспективным, характеризуется он надежностью, а также простотой контроля и регулирования процесса в широком диапазоне значений давлений и расходов. С помощью газообразного азота быстро осуществляется опорожнение глубоких скважин, быстрое и резкое, либо медленное и плавное снижение в скважине давления. Азот обеспечивает дренирование пласта и подпитку сжатым газом, что необходимо для фонтанирования жидкости.
• Азот применяют при создании инертной среды в различных емкостях во время разгрузочно-погрузочных работ. Также азот применяется при тушении пожаров, во время испытаний и продувки трубопровода.
• Азот в чистом виде используется в целях синтеза аммиака, при производстве удобрений азотного типа, а также при переработке сопутствующих газов и конверсии метана.
• Азот применяется для сокращения отложений на заводах по переработке нефти, для переработки компонентов с высоким октановым числом для увеличения производительности заводов по крекингу нефти.

Пожаротушение

• Азот обладает инертными свойствами, за счет которых возможно вытеснение кислорода и предотвращение реакции окисления. Горение является, по сути, быстрым окислением, за счет наличия в атмосфере кислорода и источника горения, которым может послужить искра, электрическая дуга или просто химическая реакция с большим количеством выделяемого тепла. Благодаря использованию азота, можно избежать такой ситуации. Если в среде концентрация азота составит 90%, то возгорание не произойдет.
• Как стационарные азотные установки, так и мобильные станции для производства азота, могут эффективно предотвратить возгорание. С их помощью очаг возгорания может также быть успешно потушен.

Медицина

• В исследованиях в лабораториях, для больничных анализов.

Горнодобывающая промышленность

• В угледобывающих шахтах азот также нужен для пожаротушения.

Фармацевтика

• Азот используется для упаковки, транспортировки и вытеснения кислорода из разнообразных резервуаров с продуктом.

Пищевая промышленность

• Азот необходим для перевалки, хранения, упаковки продуктов питания (особенно сыров и масложировых продуктов, которые очень быстро окисляются кислородом), для увеличения срока их хранения, а также для сохранения вкусовых качеств этих продуктов.
• Смесь азота и диоксида углерода позволяет остановить размножение бактерий.
• Азот, создавая инертную среду, позволяет защитить продукты питания от вредоносных насекомых.
• Азот выступает в качестве разбавителя для создания газовой смеси.

Целлюлозно-бумажная отрасль промышленности

• Азот используется в процессах обработки катодным лучом бумаги, картона, и даже некоторых предметов из дерева, с целью полимеризовать лаковые покрытия. Такой способ позволяет понизить затраты на фотоинициаторы, а также снизить уровень выброса летучих соединений и повысить уровень качества обработки.

АЗОТ
N (nitrogenium) ,
химический элемент (ат. номер 7) VA подгруппы периодической системы элементов. Атмосфера Земли содержит 78% (об.) азота. Чтобы показать, как велики эти запасы азота, отметим, что в атмосфере над каждым квадратным километром земной поверхности находится столько азота, что из него можно получить до 50 млн. т нитрата натрия или 10 млн. т аммиака (соединение азота с водородом) и все же это составляет малую долю азота, содержащегося в земной коре. Существование свободного азота свидетельствует о его инертности и трудности взаимодействия с другими элементами при обычной температуре. Связанный азот входит в состав как органической, так и неорганической материи. Растительный и животный мир содержит азот, связанный с углеродом и кислородом в белках. Помимо этого известны и могут быть получены в больших количествах азотсодержащие неорганические соединения, такие, как нитраты (NO3-), нитриты (NO2-), цианиды (CN-), нитриды (N3-) и азиды (N3-).
Историческая справка. Опыты А. Лавуазье, посвященные исследованию роли атмосферы в поддержании жизни и процессов горения, подтвердили существование относительно инертного вещества в атмосфере. Не установив элементную природу остающегося после сгорания газа, Лавуазье назвал его azote, что на древнегреческом означает "безжизненный". В 1772 Д.Резерфорд из Эдинбурга установил, что этот газ является элементом, и назвал его "вредный воздух". Латинское название азота происходит от греческих слов nitron и gen, что означает "образующий селитру".
Фиксация азота и азотный цикл. Термин "фиксация азота" означает процесс связывания атмосферного азота N2. В природе это может происходить двумя путями: либо бобовые растения, например горох, клевер и соя, накапливают на своих корнях клубеньки, в которых бактерии, фиксирующие азот, превращают его в нитраты, либо происходит окисление атмосферного азота кислородом в условиях разряда молнии. С.Аррениус установил, что таким способом фиксируется до 400 млн. т азота ежегодно. В атмосфере оксиды азота соединяются с дождевой водой, образуя азотную и азотистую кислоты. Кроме того, установлено, что с дождем и снегом на каждый гектар земли попадает ок. 6700 г азота; достигая почвы, они превращаются в нитриты и нитраты. Растения используют нитраты для образования растительных белковых веществ. Животные, питаясь этими растениями, усваивают белковые вещества растений и превращают их в животные белки. После смерти животных и растений происходит их разложение, азотные соединения превращаются в аммиак. Аммиак используется двумя путями: бактерии, не образующие нитратов, разрушают его до элементов, выделяя азот и водород, а другие бактерии образуют из него нитриты, которые другими бактериями окисляются до нитратов. Таким образом происходит круговорот азота в природе, или азотный цикл.

Строение ядра и электронных оболочек. В природе существуют два стабильных изотопа азота: с массовым числом 14 (N содержит 7 протонов и 7 нейтронов) и с массовым числом 15 (содержит 7 протонов и 8 нейтронов). Их соотношение составляет 99,635:0,365, поэтому атомная масса азота равна 14,008. Нестабильные изотопы азота 12N, 13N, 16N, 17N получены искусственно. Схематически электронное строение атома азота таково: 1s22s22px12py12pz1. Следовательно, на внешней (второй) электронной оболочке находится 5 электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей; орбитали азота могут также принимать электроны, т.е. возможно образование соединений со степенью окисления от (-III) до (V), и они известны.
См. также АТОМА СТРОЕНИЕ .
Молекулярный азот. Из определений плотности газа установлено, что молекула азота двухатомна, т.е. молекулярная формула азота имеет вид NєN (или N2). У двух атомов азота три внешних 2p-электрона каждого атома образуют тройную связь:N:::N:, формируя электронные пары. Измеренное межатомное расстояние N-N равно 1,095 . Как и в случае с водородом (см. ВОДОРОД), существуют молекулы азота с различным спином ядра - симметричные и антисимметричные. При обычной температуре соотношение симметричной и антисимметричной форм равно 2:1. В твердом состоянии известны две модификации азота: a - кубическая и b - гексагональная с температурой перехода a (r) b -237,39° С. Модификация b плавится при -209,96° С и кипит при -195,78° C при 1 атм (см. табл. 1). Энергия диссоциации моля (28,016 г или 6,023*10 23 молекул) молекулярного азота на атомы (N2 2N) равна примерно -225 ккал. Поэтому атомарный азот может образовываться при тихом электрическом разряде и химически более активен, чем молекулярный азот.
Получение и применение. Способ получения элементного азота зависит от требуемой его чистоты. В огромных количествах азот получают для синтеза аммиака, при этом допустимы небольшие примеси благородных газов.
Азот из атмосферы. Экономически выделение азота из атмосферы обусловлено дешевизной метода сжижения очищенного воздуха (пары воды, CO2, пыль, другие примеси удалены). Последовательные циклы сжатия, охлаждения и расширения такого воздуха приводят к его сжижению. Жидкий воздух подвергают фракционной перегонке при медленном подъеме температуры. Первыми выделяются благородные газы, затем азот, и остается жидкий кислород. Очистка достигается многократностью процессов фракционирования. Таким методом производят многие миллионы тонн азота ежегодно, преимущественно для синтеза аммиака, который является исходным сырьем в технологии производства различных азотсодержащих соединений для промышленности и сельского хозяйства. Кроме того, очищенную азотную атмосферу часто используют, когда недопустимо присутствие кислорода.
Лабораторные способы. Азот в небольших количествах можно получать в лаборатории разными способами, окисляя аммиак или ион аммония, например:

Очень удобен процесс окисления иона аммония нитрит-ионом:

Известны и другие способы - разложение азидов при нагревании, разложение аммиака оксидом меди(II), взаимодействие нитритов с сульфаминовой кислотой или мочевиной:

При каталитическом разложении аммиака при высокой температуре тоже можно получить азот:

Физические свойства. Некоторые физические свойства азота приведены в табл. 1.
Таблица 1. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА
Плотность, г/см3 0,808 (жидк.) Температура плавления, ° С -209,96 Температура кипения, ° С -195,8 Критическая температура, ° С -147,1 Критическое давление, атма 33,5 Критическая плотность, г/см3 а 0,311 Удельная теплоемкость, Дж/(мольЧК) 14,56 (15° С) Электроотрицательность по Полингу 3 Ковалентный радиус, 0,74 Кристаллический радиус, 1,4 (M3-) Потенциал ионизации, Вб

первый 14,54 второй 29,60

а Температура и давление, при которых плотности азота жидкого и газообразного состояния одинаковы.
б Количество энергии, необходимое для удаления первого внешнего и следующего за ним электронов, в расчете на 1 моль атомарного азота.

Cвойства аммиака. Некоторые физические свойств аммиака в сравнении с водой приведены в табл. 3.

Таблица 3. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА И ВОДЫ

Синий цвет связывают с сольватацией и движением электронов или с подвижностью "дырок" в жидкости. При высокой концентрации натрия в жидком аммиаке раствор принимает бронзовую окраску и отличается высокой электропроводностью. Несвязанный щелочной металл можно выделить из такого раствора испарением аммиака или добавлением хлорида натрия. Растворы металлов в аммиаке являются хорошими восстановителями. В жидком аммиаке происходит автоионизация

аналогично процессу, протекающему в воде

Некоторые химические свойства обеих систем сопоставлены в табл. 4. Жидкий аммиак как растворитель имеет преимущество в некоторых случаях, когда невозможно проводить реакции в воде из-за быстрого взаимодействия компонентов с водой (например, окисление и восстановление). Например, в жидком аммиаке кальций реагирует с KCl с образованием CaCl2 и K, поскольку CaCl2 нерастворим в жидком аммиаке, а К растворим, и реакция протекает полностью. В воде такая реакция невозможна из-за быстрого взаимодействия Ca с водой. Получение аммиака. Газообразный NH3 выделяется из солей аммония при действии сильного основания, например, NaOH:

Метод применим в лабораторных условиях. Небольшие производства аммиака основаны также на гидролизе нитридов, например Mg3N2, водой. Цианамид кальция CaCN2 при взаимодействии с водой также образует аммиак. Основным промышленным методом получения аммиака является каталитический синтез его из атмосферного азота и водорода при высоких температуре и давлении:

Водород для этого синтеза получают термическим крекингом углеводородов, действием паров воды на уголь или железо, разложением спиртов парами воды или электролизом воды. На синтез аммиака получено множество патентов, отличающихся условиями проведения процесса (температура, давление, катализатор). Существует способ промышленного получения при термической перегонке угля. С технологической разработкой синтеза аммиака связаны имена Ф.Габера и К.Боша.
Химические свойства аммиака. Кроме реакций, упомянутых в табл. 4, аммиак реагирует с водой, образуя соединение NH3ЧH2O, которое часто ошибочно считают гидроксидом аммония NH4OH; в действительности существование NH4OH в растворе не доказано. Водный раствор аммиака ("нашатырный спирт") состоит преимущественно из NH3, H2O и малых концентраций ионов NH4+ и OH-, образующихся при диссоциации

Основной характер аммиака объясняется наличием неподеленной электронной пары азота:NH3. Поэтому NH3 - это основание Льюиса, которое имеет высшую нуклеофильную активность, проявляемую в форме ассоциации с протоном, или ядром атома водорода:

Любые ион или молекула, способные принимать электронную пару (электрофильное соединение), будут взаимодействовать с NH3 с образованием координационного соединения. Например:

Символ Mn+ представляет ион переходного металла (B-подгруппы периодической таблицы, например, Cu2+, Mn2+ и др.). Любая протонная (т.е. Н-содержащая) кислота реагирует с аммиаком в водном растворе с образованием солей аммония, таких, как нитрат аммония NH4NO3, хлорид аммония NH4Cl, сульфат аммония (NH4)2SO4, фосфат аммония (NH4)3PO4. Эти соли широко применяются в сельском хозяйстве как удобрения для введения азота в почву. Нитрат аммония кроме того применяют как недорогое взрывчатое вещество; впервые оно было применено с нефтяным топливом (дизельным маслом). Водный раствор аммиака применяют непосредственно для введения в почву или с орошающей водой. Мочевина NH2CONH2, получаемая синтезом из аммиака и углекислого газа, также является удобрением. Газообразный аммиак реагирует с металлами типа Na и K с образованием амидов:

Аммиак реагирует с гидридами и нитридами также с образованием амидов:

Амиды щелочных металлов (например, NaNH2) реагируют с N2O при нагревании, образуя азиды:

Газообразный NH3 восстанавливает оксиды тяжелых металлов до металлов при высокой температуре, по-видимому, благодаря водороду, образующемуся в результате разложения аммиака на N2 и H2:

Атомы водорода в молекуле NH3 могут замещаться на галоген. Иод реагирует с концентрированным раствором NH3, образуя смесь веществ, содержащую NI3. Это вещество очень неустойчиво и взрывается при малейшем механическом воздействии. При реакции NH3 c Cl2 образуются хлорамины NCl3, NHCl2 и NH2Cl. При воздействии на аммиак гипохлорита натрия NaOCl (образуется из NaOH и Cl2) конечным продуктом является гидразин:

Гидразин. Приведенные выше реакции представляют собой способ получения моногидрата гидразина состава N2H4ЧH2O. Безводный гидразин образуется при специальной перегонке моногидрата с BaO или другими водоотнимающими веществами. По свойствам гидразин слегка напоминает пероксид водорода H2O2. Чистый безводный гидразин - бесцветная гигроскопичная жидкость, кипящая при 113,5° C; хорошо растворяется в воде, образуя слабое основание

В кислой среде (H+) гидразин образует растворимые соли гидразония типа []+X-. Легкость, с которой гидразин и некоторые его производные (например, метилгидразин) реагируют с кислородом, позволяет использовать его в качестве компонента жидкого ракетного топлива. Гидразин и все его производные сильно ядовиты. Оксиды азота. В соединениях с кислородом азот проявляет все степени окисления, образуя оксиды: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Имеется скудная информация об образовании пероксидов азота (NO3, NO4). Оксид азота(I) N2O (монооксид диазота) получается при термической диссоциации нитрата аммония:

Молекула имеет линейное строение

N2O довольно инертен при комнатной температуре, но при высоких температурах может поддерживать горение легко окисляющихся материалов. N2O, известный как "веселящий газ", используют для умеренной анестезии в медицине. Оксид азота(II) NO - бесцветный газ, является одним из продуктов каталитической термической диссоциации аммиака в присутствии кислорода:

NO образуется также при термическом разложении азотной кислоты или при реакции меди с разбавленной азотной кислотой:

NO можно получать синтезом из простых веществ (N2 и O2) при очень высоких температурах, например, в электрическом разряде. В структуре молекулы NO имеется один неспаренный электрон. Соединения с такой структурой взаимодействуют с электрическим и магнитным полями. В жидком или твердом состоянии оксид имеет голубую окраску, поскольку неспаренный электрон вызывает частичную ассоциацию в жидком состоянии и слабую димеризацию в твердом состоянии: 2NO N2O2. Оксид азота(III) N2O3 (триоксид азота) - ангидрид азотистой кислоты: N2O3 + H2O 2HNO2. Чистый N2O3 может быть получен в виде голубой жидкости при низких температурах (-20° С) из эквимолекулярной смеси NO и NO2. N2O3 устойчив только в твердом состоянии при низких температурах (т.пл. -102,3° С), в жидком и газообразном состояния он снова разлагается на NO и NO2. Оксид азота(IV) NO2 (диоксид азота) также имеет в молекуле неспаренный электрон (см. выше оксид азота(II)). В строении молекулы предполагается трехэлектронная связь, и молекула проявляет свойства свободного радикала (одна линия соответствует двум спаренным электронам):

NO2 получается каталитическим окислением аммиака в избытке кислорода или окислением NO на воздухе:

а также по реакциям:

При комнатной температуре NO2 - газ темнокоричневого цвета, обладает магнитными свойствами благодаря наличию неспаренного электрона. При температурах ниже 0° C молекула NO2 димеризуется в тетраоксид диазота, причем при -9,3° C димеризация протекает полностью: 2NO2 N2O4. В жидком состоянии недимеризовано только 1% NO2, а при 100° C остается в виде димера 10% N2O4. NO2 (или N2O4) реагирует в теплой воде с образованием азотной кислоты: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Технология NO2 поэтому очень существенна как промежуточная стадия получения промышленно важного продукта - азотной кислоты. Оксид азота(V) N2O5 (устар. ангидрид азотной кислоты) - белое кристаллическое вещество, получается обезвоживанием азотной кислоты в присутствии оксида фосфора P4O10:

N2O5 легко растворяется во влаге воздуха, вновь образуя HNO3. Свойства N2O5 определяются равновесием

N2O5 - хороший окислитель, легко реагирует, иногда бурно, с металлами и органическими соединениями и в чистом состоянии при нагреве взрывается. Вероятную структуру N2O5 можно представить как

Оксокислоты азота. Для азота известны три оксокислоты: гипоазотистая H2N2O2, азотистая HNO2 и азотная HNO3. Гипоазотистая кислота H2N2O2 - очень нестабильное соединение, образуется в неводной среде из соли тяжелого металла - гипонитрита при действии другой кислоты: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. При выпаривании раствора образуется белое взрывчатое вещество с предполагаемой структурой H-O-N=N-O-H.
Азотистая кислота HNO2 не существует в чистом виде, однако водные растворы ее невысокой концентрации образуются при добавлении серной кислоты к нитриту бария:

Азотистая кислота образуется также при растворении эквимолярной смеси NO и NO2 (или N2O3) в воде. Азотистая кислота немного сильнее уксусной кислоты. Степень окисления азота в ней +3 (ее структура H-O-N=O), т.е. она может являться и окислителем, и восстановителем. Под действием восстановителей она восстанавливается обычно до NO, а при взаимодействии с окислителями окисляется до азотной кислоты. Скорость растворения некоторых веществ, например металлов или иодид-иона, в азотной кислоте зависит от концентрации азотистой кислоты, присутствующей в виде примеси. Соли азотистой кислоты - нитриты - хорошо растворяются в воде, кроме нитрита серебра. NaNO2 применяется в производстве красителей. Азотная кислота HNO3 - один из наиболее важных неорганических продуктов основной химической промышленности. Она используется в технологиях множества других неорганических и органических веществ, например, взрывчатых веществ, удобрений, полимеров и волокон, красителей, фармацевтических препаратов и др.
См. также ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ .
ЛИТЕРАТУРА
Справочник азотчика. М., 1969 Некрасов Б.В. Основы общей химии. М., 1973 Проблемы фиксации азота. Неорганическая и физическая химия. М., 1982

Энциклопедия Кольера. - Открытое общество . 2000 .

Смотреть что такое "АЗОТ" в других словарях:

- (N) химический элемент, газ, без цвета, вкуса и запаха; составляет 4/5 (79 %) воздуха; уд. вес 0,972; атомный вес 14; сгущается в жидкость при 140 °С. и давлении 200 атмосфер; составная часть многих растительных и животных веществ. Словарь… … Словарь иностранных слов русского языка

АЗОТ - АЗОТ, хим. элемент, симв. N (франц. AZ), порядковый номер 7, ат. в. 14,008; точка кипения 195,7°; 1 л А. при 0° и 760 мм давл. весит 1,2508 г [лат. Nitrogenium («порождающий селитру»), нем. Stickstoff («удушающее… … Большая медицинская энциклопедия

- (лат. Nitrogenium) N, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. Название от греческой a отрицательная приставка и zoe жизнь (не поддерживает дыхания и горения). Свободный азот состоит из 2 атомных… … Большой Энциклопедический словарь

азот - а м. azote m. <араб. 1787. Лексис.1. алхим. Первая материя металлов металлическая ртуть. Сл. 18. Пустился он <парацельс> на конец по свету, предлагая всем за весьма умеренную цену свой Лауданум и свой Азот, для изцеления всех возможных… … Исторический словарь галлицизмов русского языка

- (Nitrogenium), N, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; газ, tкип 195,80 шС. Азот основной компонент воздуха (78,09% по объему), входит в состав всех живых организмов (в организме человека… … Современная энциклопедия

Азот - (Nitrogenium), N, химический элемент V группы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; газ, tкип 195,80 °С. Азот основной компонент воздуха (78,09% по объему), входит в состав всех живых организмов (в организме человека… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

- (хим. знак N, атомный вес 14) один из химических элементов;бесцветный газ, не имеющий ни запаха, ни вкуса; очень мало растворим вводе. Удельный вес его 0.972. Пикте в Женеве и Кальете в Париже удалосьсгустить азот, подвергая его высокому давлению … Энциклопедия Брокгауза и Ефрона

Азот - химический элемент, который известен каждому. Его обозначают буквой N. Он, можно сказать, основа неорганической химии, и поэтому его начинают изучать еще в восьмом классе. В этой статье мы подробно рассмотрим азот, а также его характеристики и свойства.

История открытия элемента

Такие соединения, как аммиак, селитра, азотная кислота, были известны и применялись на практике задолго до получения чистого азота в свободном состоянии.

Во время эксперимента, проведенного в 1772 году, Даниель Резерфорд сжигал фосфор и прочие вещества в колоколе из стекла. Он выяснил, что газ, остающийся после сгорания соединений, не поддерживает горения и дыхания, и назвал его «удушливым воздухом».

В 1787 году Антуан Лавуазье установил, что газы, входящие в состав обычного воздуха, - это простые химические элементы, и предложил название «Азот». Чуть позже (в 1784 г.) физик Генри Кавендиш доказал, что это вещество входит в состав селитры (группы нитратов). Отсюда происходит латинское название азота (от позднелатинского nitrum и греческого gennao), предложенное Ж. А. Шапталем в 1790 году.

К началу XIX века учеными были выяснены химическая инертность элемента в свободном состоянии и его исключительная роль в соединениях с другими веществами. С этого момента «связывание» азота воздуха стало важнейшей технической проблемой химии.

Физические свойства

Азот немного легче воздуха. Его плотность составляет 1,2506 кг/м³ (0 °С, 760 мм рт. ст.), температура плавления - -209,86 °С, кипения - -195,8 °С. Азот с трудом сжижается. Его критическая температура относительно низка (-147,1 °С), при этом критическое давление довольно высоко - 3,39 Мн/м². Плотность в жидком состоянии - 808 кг/м³. В воде этот элемент менее растворим, чем кислород: в 1 м³ (при 0 °С) Н₂О может раствориться 23,3 г N. Этот показатель выше при работе с некоторыми углеводородами.

При нагревании до невысоких температур этот элемент взаимодействует только с активными металлами. Например, с литием, кальцием, магнием. С большинством других веществ азот вступает в реакцию в присутствии катализаторов и/или при высокой температуре.

Хорошо изучены соединения N с О₂ (кислородом) N₂O₅, NO, N₂O₃, N₂O, NO₂. Из них при взаимодействии элементов (t - 4000 °С) образуется оксид NO. Далее в процессе охлаждения он окисляется до NO₂. Оксиды азота образуются в воздухе при прохождении атмосферных разрядов. Их можно получить действием ионизирующих излучений на смесь N с О₂.

При растворении в воде N₂O₃ и N₂O₅ соответственно получаются кислоты HNO₂ и HNO₂, образующие соли - нитраты и нитриты. Азот соединяется с водородом исключительно в присутствии катализаторов и при высокой температуре, образуя NH₃ (аммиак). Кроме того, известны и другие (они довольно многочисленны) соединения N с H₂, к примеру диимид HN = NH, гидразин H₂N-NH₂, октазон N₈H₁₄, кислота HN₃ и другие.

Стоит сказать, что большинство соединений водород + азот выделены исключительно в виде органических производных. Этот элемент не взаимодействует (непосредственно) с галогенами, поэтому все его галогениды получают только косвенным путем. К примеру, NF₃ образуется при взаимодействии аммиака с фтором.

Большинство галогенидов азота - малостойкие соединения, более устойчивы оксигалогениды: NOBr, NO₂F, NOF, NOCl, NO₂Cl. Непосредственного соединения N с серой также не происходит, N₄S₄ получается в процессе реакции аммиак + жидкая сера. Во время взаимодействия раскаленного кокса с N образуется циан (CN)₂. В процессе нагревания ацетилена С₂Н₂ с азотом до 1500 °С можно получить цианистый водород HCN. При взаимодействии N с металлами при относительно высоких температурах образуются нитриды (к примеру, Mg₃N₂).

При воздействии на обычный азот электроразрядов [при давлении 130–270 н/м² (соответствует 1–2 мм рт. cт.)] и при разложении Mg₃N₂, BN, TiNx и Ca₃N₂, а также при электроразрядах в воздухе может быть образован активный азот, обладающий повышенным запасом энергии. Он, в отличие от молекулярного, весьма энергично взаимодействует с водородом, парами серы, кислородом, некоторыми металлами и фосфором.

Азот входит в состав довольно многих важнейших органических соединений, в том числе - аминокислот, аминов, нитросоединений и прочих.

Получение азота

В лаборатории этот элемент может быть легко получен в процессе нагревания концентрированного раствора нитрита аммония (формула: NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O). Технический метод получения N основан на разделении заранее сжиженного воздуха, который в дальнейшем подвергается разгонке.

Область применения

Основная часть получаемого свободного азота используется при промышленном производстве аммиака, который потом в довольно больших количествах перерабатывается на удобрения, взрывчатые вещества и т. п.

Кроме прямого синтеза NH₃ из элементов, применяется разработанный в начале прошлого века цианамидный метод. Он основан на том, что при t = 1000 °С карбид кальция (образованный накаливанием смеси угля и извести в электропечи) реагирует со свободным азотом (формула: СаС₂ + N₂ = CaCN₂ + С). Полученный цианамид кальция под действием разогретого водяного пара разлагается на CaCO₃ и 2NH₃.

В свободном виде данный элемент применяется во многих отраслях промышленности: в качестве инертной среды при разнообразных металлургических и химических процессах, при перекачке горючих жидкостей, для заполнения пространства в ртутных термометрах и т. д. В жидком состоянии он используется в различных холодильных установках. Его транспортируют и хранят в стальных сосудах Дьюара, а сжатый газ - в баллонах.

Широко применяют и многие соединения азота. Их производство стало усиленно развиваться после Первой мировой войны и на данный момент достигло поистине огромных масштабов.

Это вещество является одним из основных биогенных элементов и входит в состав важнейших элементов живых клеток - нуклеиновых кислот и белков. Однако количество азота в живых организмах невелико (примерно 1–3 % на сухую массу). Имеющийся в атмосфере молекулярный материал усваивают лишь сине-зеленые водоросли и некоторые микроорганизмы.

Довольно большие запасы этого вещества сосредоточены в почве в виде различных минеральных (нитраты, аммонийные соли) и органических соединений (в составе нуклеиновых кислот, белков и продуктов их распада, включая еще не полностью разложившиеся остатки флоры и фауны).

Растения отлично усваивают азот из грунта в виде органических и неорганических соединений. В природных условиях большое значение имеют особые почвенные микроорганизмы (аммонификаторы), которые способны минерализировать органический N почвы до солей аммония.

Нитратный азот грунта образуется в процессе жизнедеятельности нитрифицирующих бактерий, открытых С. Виноградским в 1890 году. Они окисляют аммонийные соли и аммиак до нитратов. Часть усвояемого флорой и фауной вещества теряется из-за воздействия денитрифицирующих бактерий.

Микроорганизмы и растения отлично усваивают как нитратный, так и аммонийный N. Они активно превращают неорганический материал в различные органические соединения - аминокислоты и амиды (глутамин и аспарагин). Последние входят в состав многих белков микроорганизмов, растений и животных. Синтез аспарагина и глутамина путем амидирования (ферментативного) аспарагиновой и глутаминовой кислот осуществляется многими представителями флоры и фауны.

Производство аминокислот происходит при помощи восстановительного аминирования ряда кетокислот и альдегидокислот, возникающих путем ферментативного переаминирования, а также в результате окисления различных углеводов. Конечными продуктами усвоения аммиака (NH₃) растениями и микроорганизмами являются белки, которые входят в состав ядра клеток, протоплазмы, а также откладываются в виде так называемых запасных белков.

Человек и большинство животных могут синтезировать аминокислоты лишь в довольно ограниченной мере. Они не способны производить восемь незаменимых соединений (лизин, валин, фенилаланин, триптофан, изолейцин, лейцин, метионин, треонин), и потому для них главным источником азота являются потребляемые с пищей белки, то есть, в конечном счете, - собственные белки микроорганизмов и растений.

Азот химический элемент, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. В воздухе свободный азот (в виде молекул N 2) составляет 78,09%. Азот немного легче воздуха, плотность 1,2506 кг/м 3 при нулевой температуре и нормальном давлении. Температура кипения -195,8°C. Критическая температура -147°C и критическое давление 3,39 МПа. Азот бесцветный, без запаха и вкуса, нетоксичен, невоспламеняемый, невзрывоопасен и не поддерживающий горение газ в газообразном состоянии при обычной температуре обладает высокой инертностью. Химическая формула - N. В обычных условиях молекула азота двухатомная - N 2 .

Производство азота в промышленных масштабах основано на получении его из воздуха (см. ).

До сих пор ведутся споры о том, кто был первооткрывателем азота. В 1772 г. шотландский врач Даниель Резерфорд (Daniel Rutherford) пропуская воздух через раскаленный уголь, а потом через водный раствор щелочи - получил газ, который он назвал «ядовитый газ». Оказалось, что горящая лучинка, внесенная в сосуд, наполненный азотом, гаснет, а живое существо в атмосфере этого газа быстро гибнет.

В тоже время, проводя подобный опыт, азот получили британский физик Генри Кавендшин (Henry Cavendish) назвав его «удушливый воздух», британский естествоиспытатель Джозеф Пристли (Joseph Priestley) дал ему имя «дефлогистированный воздух», шведский химик Карл Вильгельм Шееле (Carl Wilhelm Scheele) - «испорченный воздух».

Окончательное имя «азот» данному газу дал французский ученый Антуан Лоран Лавуазье (Antoine Laurent de Lavoisier). Слово «азот» греческого происхождения и означает «безжизненный» .

Возникает логичный вопрос: «Если азот образует , какой смысл его использовать для сварки нержавеющих сталей, в составе которых есть карбидообразующие элементы?»

Все дело в том, что даже сравнительно небольшое содержание азота увеличивает тепловую мощность дуги . Из-за этой особенности, азот чаще всего используют не для сварки, а для плазменной резки .

Азот относится к нетоксичным газам, но может действовать как простой асфиксант (удушающий газ). Удушье наступает тогда, когда уровень азота в воздухе сокращает содержание кислорода на 75% или ниже нормальной концентрации.

Выпускают азот по газообразным и жидким. Для сварки и плазменной резки применяют газообразный азот 1-го (99,6% азота) и 2-го (99,0% азота) сортов.

Хранят и транспортируют его в сжатом состоянии в стальных баллонах по . Баллоны окрашены в черный цвет и надписью желтыми буквами «АЗОТ» на верхней цилиндрической части.