Азот

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
Нітроген (N)
Атомний номер 7
Зовнішній вигляд
простої речовини
Азот
Рідкий азот. При н.у.газ без кольору, смаку і запаху
Властивості атома
Атомна маса
(молярна маса)
14,00674 а.о.м. (г/моль)
Радіус атома 92 пм
Енергія іонізації
(перший електрон)
1401,5(14,53) кДж/моль (еВ)
Електронна конфігурація [He] 2s2 2p3
Хімічні властивості
Ковалентний радіус 75 пм
Радіус іона 13 (+5e) 171 (-3e) пм
Електронегативність
(за Полінгом)
3,04
Електродний потенціал
Ступені окиснення 5, 4, 3, 2, -3
Термодинамічні властивості
Густина 0,808 (@ -195,8 °C) г/см³
Молярна теплоємність 1,042 (N-N) Дж/(K моль)
Теплопровідність 0,026 Вт/(м К)
Температура плавлення 63,29 K
Теплота плавлення n/a кДж/моль
Температура кипіння 77,4 K
Теплота випаровування n/a кДж/моль
Молярний об'єм 17,3 см³/моль
Кристалічна ґратка
Структура ґратки гексагональна
Період ґратки 4,039 Å
Відношення c/a 1,651
Температура Дебая n/a K
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
* La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Commons-logo.svg Нітроген (N) у Вікісховищі

7
Азот
N
14,007
2s22p3

Нітроге́н (лат. Nitrogenium, N) — хімічний елемент групи 5 періодичної системи з атомним номером 7 та атомною масою 14,007. Два атоми нітрогену, об'єднуючись, утворюють молекулу хімічної речовини азоту.

Азот — газ без кольору, запаху, смаку. Він складається з двоатомних молекул N2. За нормальних умов 1 л азоту важить 1,25046 г. Його критична температура дорівнює −147,16 °С. Азот малорозчинний у воді. При звичайних умовах азот хімічно малоактивний; при високих температурах і тиску, при наявності каталізаторів азот утворює сполуки з воднем, металами, киснем та ін.

У природі нітроген існує у вигляді азоту, що є головною складовою частиною повітря (75,5% за вагою або 78% за об'ємом[1]), у формі нітратів і солей амонію, входить до складу вугілля, нафти, алкалоїдів, білкових речовин. Азот повітря використовують у виробництві аміаку, азотної кислоти, добрив, а також як інертний газ.

Історія відкриття[ред.ред. код]

У праці «Хімічний трактат про повітря і вогонь»[2] шведський хімік К. Шеєле описав отримання та властивості «вогняного повітря» і зазначив, що атмосферне повітря складається з двох «видів повітря»: «вогняного» — кисню і «флогістованого» — азоту. Проте пріоритет відкриття кисню належить Джозефу Прістлі, тому що праця Шеєле була опублікована лише у 1777 році.

У 1772 році азот (під назвою «зіпсованого повітря») як просту речовину описав Даніель Резерфорд, він опублікував магістерську дисертацію, де вказав основні властивості азоту (не реагує з лугами, не підтримує горіння, непридатний для дихання). Саме Даніель Резерфорд і вважається першовідкривачем азоту.

А. Лавуазьє вдаючись у своїх дослідженнях до точного зважування при процесах горіння, показав (1775-77), що з палаючого тіла речовина не виділяється, а приєднується до нього. Встановивши свій новий погляд на процеси горіння та окислення, Лавуазьє разом з тим правильно зрозумів склад повітря. Шляхом аналізу та синтезу він показав, що повітря є сумішшю двох газів: один з них — газ, що підтримує горіння, «здорове (фр. salubre) повітря, чисте повітря, життєдайне повітря, кисень», як послідовно називав його сам Лавуазьє, інший газ — нездорове повітря (фр. mofette) або азот[3].

Походження назви[ред.ред. код]

Назву Азот (від грец. ἀζωτος — позбавлений життя, (іншими мовами: лат. Nitrogenium — той, що породжує селітру), нім. Stickstoff — удушлива речовина), замість попередніх назв («флогістоване», «мефітичне» і «зіпсоване» повітря) запропонував у 1787 Антуан Лавуазьє, який на той час у складі групи інших французьких вчених розробляв принципи хімічної номенклатури.

Нітроген в природі[ред.ред. код]

Поширення азоту та сполук нітрогену[ред.ред. код]

Загальний вміст азоту в земній корі становить 10−2% за масою. Основна його маса знаходиться в повітрі, у вільному молекулярному вигляді — N2. Сухе повітря містить в середньому 78,09% за об'ємом (або 75,6% за масою) вільного азоту, що відповідає загальній масі 4·1015 т[4]. У відносно малих кількостях вільний азот перебуває в розчиненому стані у водах океанів. У вигляді сполук з іншими елементами (зв'язаний Нітроген) входить в склад всіх рослинних і тваринних організмів. Потужні родовища Нітрогену у вигляді так званої чилійської селітри відомі лише в Чилі (Південна Америка). Крім того, невеликі кількості Нітрогену містяться в ґрунті, головним чином у вигляді органічних сполук і солей нітратної кислоти.

У земній корі Нітроген утворює три основні типи мінералів, які містять йони CN, NO3, NH+4. Промислове значення має натрієва селітра NaNO3, великі поклади якої є в Чилі та калійна селітра KNO3 (найбільші поклади в Індії).

Кругообіг азоту в природі[ред.ред. код]

Схематичне представлення проходження нітрогену через біосферу. Ключовим елементом циклу є різні види бактерій

Фіксація атмосферного азоту в природі відбувається двома основними напрямами — абіогенним й біогенним.

Перший шлях включає переважно реакції азоту з киснем. Так як азот є хімічно інертним, для окиснення потребується велика кількість енергії (високі температури). Ці умови досягаються при розрядах блискавок, коли температура сягає 25000 °C і вище. При цьому відбувається утворення різних оксидів азоту.

Однак основна частина атмосферного азоту (близько 100 млн тон щорічно) фіксується біотичним шляхом. Тривалий час вважалось, що зв'язувати азот може лише невелика кількість видів мікроорганізмів (хоча й значно поширених на поверхні Землі): бактерії Azotobacter та Clostridium, бульбочкові бактерії бобових рослин Rhizobium, ціанобактерії Anabaena, Nostoc та інші. Відомо, що цю здатність мають й інші організми у воді й ґрунті, наприклад, актиноміцети в бульбах вільхи та інших дерев (всього 160 видів). Всі вони перетворюють азот у сполуки амонію (NH4+). Цей процес вимагає значних затрат енергії (для фіксації 1 г атмосферного азоту бактерії в бульбочках бобових витрачають порядку 167,5 кДж, тобто окиснюють приблизно 10 г глюкози). Таким чином, видно взаємовигоду від симбіозу рослин й азотофіксуючих бактерій — перші забезпечують другим «місце для проживання» й забезпечують отриманим в результаті фотосинтезу «паливом» — глюкозою, другі забезпечують постачання нітрогену у формі придатній до засвоєння.

Нітроген в аміаку і сполуках амонію, що отримуються в процесах біогенної азотфіксації, швидко окиснюється до нітратів і нітритів (цей процес називають нітрифікацією). Азот у формі неорганічних сполук, таких як нітрати у ґрунті, абсорбується рослинами і перетворюється на органічні сполуки у тканинах рослин. Частина цього азоту, яким живляться травоїдні тварини, потрапляє до хижаків, які харчуються травоїдними. У нормальних умовах азот з навколишнього середовища потрапляє в біологічні системи і повертається в навколишнє середовище після загибелі біологічних систем до ґрунту у вигляді екскрементів чи мертвих організмів. Там він під впливом бактерій, переходить у результаті амоніфікації (розкладання азотовмісних складних сполук з виділенням аміаку й іонів амонію) та денітрифікації у неорганічну форму. Лише 4 млн тонн міститься в тканинах рослин і тварин — усе інше накопичується в розкладаючих мікроорганізмах і врешті-решт повертається в атмосферу.

За відсутності діяльності людини процеси зв'язування азоту й нітрифікації практично повністю зрівноважені протилежними реакціями денітрифікації. Частина азоту надходить в атмосферу з мантії з виверженнями вулканів, частина фіксується в ґрунтах і глинистих мінералах, крім того, постійно відбувається витікання азоту з верхніх шарів атмосфери у міжпланетний простір.

Ізотопи[ред.ред. код]

Нітроген має два стабільних ізотопи: 14N7 атомна маса 14,00751 (99,63%) і 15N7 атомна маса 15,00489 (0,37%). Штучно здобуто 4 радіоактивні ізотопи азоту з масовими числами 12, 13, 16, 17.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Кипіння азоту в металевій чашці (−196 °C)

Азот — безбарвний газ без запаху і смаку. Питомий об'єм газоподібного азоту становить 860,4 дм³/кг при 0 °C за тиску 105Па. Азот не підтримує ні дихання, ні горіння. У воді розчиняється мало. Його розчинність при 20 °C становить 1,54 см³ на 100 г води (кисню — 3,1 см³). Тому розчинене у воді повітря багатше на кисень, ніж атмосферне.

Кипить при температурі −195,8 °C. Азот у рідкому стані — безбарвна рідина з питомим об'ємом 1,239 дм³/кг при −195,8 °C за тиску 101,3 кПа[5].

При −209,86 °C азот переходить у твердий стан у вигляді сніговидної маси чи великих білосніжних кристалів. При контакті з повітрям поглинає з нього кисень, при цьому плавиться, з утворенням розчину кисню в азоті.

Відомі три кристалічні модифікації твердого азоту. В інтервалі 36,61…63,29 К існує фаза β-N2 з щільним гексагональним упакуванням, просторова група P63/mmc, параметри ґратки a=3,93 Å та c=6,50 Å. За температури нижчої від 36,61 К стійкою є фаза α-N2 з кубічною ґраткою, що має просторову групу Pa3 або P213 і період a=5,660 Å. Під тиском понад 3500 атмосфер і температурі нижчій від 83 K утворюється гексагональна фаза γ-N2.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Потрійний зв'язок у молекулі азоту

Нітроген належить до головної підгрупи п'ятої групи періодичної системи Менделєєва. Порядковий номер його 7. Атоми Нітрогену мають на зовнішній електронній оболонці п'ять електронів. Тому вони можуть приєднувати три електрони, яких їм бракує для утворення повністю заповненої вісьмома електронами оболонки, і відновлюватись до іонів N3− або втрачати п'ять валентних електронів, перетворюючись у позитивно заряджені іони N5+ і проявляючи при цьому свою максимальну позитивну валентність. Атоми азоту також можуть втрачати і меншу кількість електронів, проявляючи при цьому позитивну валентність 1+, 2+, 3+ і 4+ .

Молекули азоту двоатомні, обидва атоми міцно зв'язані між собою трьома спільними електронними парами.

Щоб розкласти молекулу азоту на атоми, треба витратити значну кількість енергії. Тому азот при звичайних умовах хімічно досить пасивний.

При високих температурах, коли молекули N2 розкладаються і азот переходить в атомарний стан, він порівняно легко вступає в реакції з металами (особливо з найактивнішими), утворюючи так звані нітриди, наприклад:

При високій температурі, високому тиску і наявності каталізатора нітроген сполучається з гідрогеном з утворенням амоніаку. При температурі електричної іскри (понад 3000 °C) нітроген реагує з оксигеном, утворюючи нестійкий при високій температурі монооксид азоту NO за реакцією:

  • N2 + O2 = 2NO

У природі ця реакція відбувається при грозових розрядах.

Інші властивості[ред.ред. код]

В звичайних умовах азот фізіологічно інертний, але при вдиханні повітря, стиснутого до 2 −2 ½ атм., наступає стан, що називається азотним наркозом, подібний до алкогольного сп'яніння. Ці випадки можуть бути за умови водолазних робіт на глибині декількох десятків метрів. Для попередження виникнення даного стану деколи користуються штучними газовими сумішами, в яких азот замінений гелієм або якимось іншим інертним газом. При різкому і значному зниженні парціального тиску азоту, розчинність його в крові і тканинах настільки зменшується, що частина його виділяється у вигляді бульбашок, що є одною з причин виникнення кесонної хвороби, що спостерігається у водолазів при швидкому їх піднятті на поверхню і у пілотів при великих швидкостях злітання літака у верхні шари атмосфери.

В суміші з киснем азот використовується як слабкий наркотик, що викликає стан сп'яніння, ейфорії, притуплення больової чутливості. Використовується для інгаляційного наркозу.

Добування[ред.ред. код]

У лабораторних умовах чистий азот зазвичай одержують шляхом розкладу при нагріванні розчину нітриту амонію за реакцією: NH4NO2 = N2↑ + 2H2O

Ще один з лабораторних способів — пропускання аміаку над оксидом міді (II) при температурі ~700 °C:

2NH3 + 3CuO → N2↑ + 3H2O + 3Cu.

Аміак беруть з насиченого розчину при нагріванні, кількість CuO в 2 рази більшу від розрахункової. Безпосередньо перед застосуванням азот очищають від домішок кисню та аміаку пропусканням над міддю та її оксидом (II) (теж ~ 700 °C), потім сушать концентрованою сірчаною кислотою і сухим лугом. Процес відбувається досить повільно, але газ виходить досить чистий.

У промисловості азот у великих кількостях добувають з повітря за допомогою азотних станцій. Економічно промислове виділення азоту з атмосфери обумовлено відносною дешевизною методу скраплення очищеного (після видалення пари води, СО2, пил та інших домішок) повітря. Послідовні цикли стиснення, охолодження та розширення такого повітря призводять до його зрідження. Рідке повітря піддають фракційній перегонці (фракціонуванню) при повільному піднятті температури. Першими виділяються благородні гази, потім азот, і залишається рідкий кисень. Очищення досягається багатократним фракціонуванням. Таким методом виробляють багато мільйонів тонн азоту щорічно, переважно для синтезу аміаку, який є вихідною сировиною в технології виробництва різних азотовмісних сполук для промисловості і сільського господарства[1].

Сполуки[ред.ред. код]

Оксиди азоту[ред.ред. код]

Азот утворює кілька оксидів (N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5). З них найбільше значення мають монооксид азоту NO і діоксид азоту NO2, оскільки це продукти при виробництві нітратної кислоти. Закис азоту N2O відомий як дурманний газ і використовується для наркозу.

Похідні аміаку[ред.ред. код]

Разом із трьома атомами гідрогену атом нітрогену утворює молекулу аміаку NH3. Аміак реагує з кислотами, утворюючи солі амонію. Заміщення одного з атомів гідрорену аміаку атомом металу дає аміди (NaNH2, …). Похідні цієї речовини називаються амінами, а у випадку з двома амінними групи входять до складу сечовини.

Інша сполука нітрогену з гідрогеном — гідразин (H2N-NH2).

Кислоти[ред.ред. код]

Нітроген утворює нітратну (HNO3) та нітритну (HNO2) кислоти, солі яких називаються, відповідно, нітратами та нітритами.

Некисневі кислоти Нітрогену (атоми Нітрогену входять до складу псевдогалогенного угрупування):

Сполуки з металами[ред.ред. код]

Нітриди лужних та інших активних металів (Na3N, Mg3N2) — солеподібні речовини, що при контакті з водою виділяють аміак. Перехідні метали утворюють нітриди з металічним типом зв'язку (TiN, CrN, нітриди ванадію). Відомі також ковалентні нітриди (BN, Si3N4).

Інші сполуки[ред.ред. код]

Органічні сполуки азоту[ред.ред. код]

Азот міститься в значних кількостях у всіх живих організмах, в складі амінокислот та ДНК. Найпростішими класами органічних сполук азоту є:

Біологічна роль[ред.ред. код]

Нітроген — один із основних хімічних елементів живої природи. Він входить до складу амінокислот — хімічних блоків, з яких формуються білки, та нуклеїнових кислот. У складі живих клітин за кількістю атомів нітрогену близько 2%, за масовою часткою — приблизно 2,5% (четверте місце після гідрогену, карбону і оксигену). У зв'язку з цим значна кількість пов'язаного нітрогену міститься в живих організмах, «мертвої органіки» і дисперсній речовині морів і океанів.

Незважаючи на важливість нітрогену для живих організмів, ні рослини, ні тварини не можуть засвоювати атмосферний азот. Деякі бактерії, проте, мають фермент нітрогеназу, за допомогою якого азот фіксується і далі засвоюється рослинами. Не всі речовини, до складу яких входить азот, сприяють розвитку рослин. Амінні солі феноксиоцтової і трихлорфеноксиоцтової кислот — гербіциди. Перша пригнічує ріст бур'янів на полях злакових культур, друга застосовується для очищення земель під ріллю — знищує дрібні дерева і чагарники.

Застосування[ред.ред. код]

Рідкий азот застосовується як холодоагент і для кріотерапії.

Промислові застосування газоподібного азоту обумовлені його інертними властивостями. Газоподібний азот пожежо- і вибухобезпечний, перешкоджає окисленню, гниттю. У нафтохімії азот застосовується для продування резервуарів і трубопроводів, перевірки роботи трубопроводів під тиском, збільшення вироблення родовищ. У гірничодобувній справі азот може використовуватися для створення в шахтах вибухобезпечного середовища, для розпирання пластів породи. У виробництві електроніки азот застосовується для продування областей, що не допускають наявності кисню. Якщо в процесі, традиційно проходить з використанням повітря, окислення або гниття є негативними факторами — азот може успішно замістити повітря.

Літр рідкого азоту, випаровуючись і нагріваючись до 20 °С, утворює приблизно 700 літрів газу. З цієї причини рідкий азот зберігають у спеціальних посудинах Дьюара з вакуумною ізоляцією відкритого типу або кріогенних ємкостях під тиском. На цьому ж факті базується принцип гасіння пожеж рідким азотом. Випаровуючись, азот витісняє кисень, необхідний для горіння, і пожежа припиняється. Так як азот, на відміну від води, піни або порошку, просто випаровується і вивітрюється, азотне пожежогасіння — найефективніший з погляду збережуваності цінностей механізм гасіння пожеж.

Велика частина одержуваного в техніці азоту застосовується на виробництво аміаку.

Останнього часу значного розповсюдження набуло використання азоту для створення інертного середовища при проведенні деяких хімічних реакцій, при перекачуванні горючих рідин тощо.

Основні сфери застосування газоподібного азоту

Оскільки азот має низьку температуру кипіння (77,4 К), зріджений азот одна з головних речовин для кріогеніки.

Нітроген входить до широкого класу вибухових речовин. Вибуховість сполук нітрогену ґрунтується на тому, що утворення молекули азоту призводить до встановлення дуже міцного потрійного зв'язку, а при цьому вивільняється велика кількість енергії.

Див. також[ред.ред. код]

Примітки[ред.ред. код]

  1. а б «Азот» у науково-популярній енциклопедії «Кругосвет»
  2. Carl Wilhelm Scheele, Torbern Bergman Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer (Das Manuskript war im Jahre 1775 fertig und wurde 1777 publiziert).
  3. Храмов Ю. А. Лавуазье Антуан Лоран (Lavoisier Antoine Laurent) // Физики: Биографический справочник / Под ред. А. И. Ахиезера. — Изд. 2-е, испр. и дополн. — М.: Наука, 1983. — С. 150. — 400 с.
  4. Кравчук П. А. Рекорды природы. – Любешов: Эрудит, 1993, 216 с.: ил. ISBN 5-7707-2044-1
  5. ДСТУ ГОСТ 9293:2009 (ISO 2435-73) Азот газообразный и жидкий. Технические условия (ГОСТ 9293-74 (ИСО 2435-73), IDT)

Джерела[ред.ред. код]

  • Глосарій термінів з хімії // Й.Опейда, О.Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім.. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет — Донецьк: «Вебер», 2008. — 758 с. ISBN 978-966-335-206-0
  • Українська радянська енциклопедія : у 12 томах / за ред. М. Бажана. — 2-ге вид. — К. : Головна редакція УРЕ, 1974–1985.
  • Некрасов Б. В. Основы общей химии. Т. I, изд. 3-е, исп. и доп. — М.: Химия, 1973. — 656 с.
  • Хенрици-Оливэ, Г. Проблемы фиксации азота. Неорганическая и физическая химия. Биохимия / Г. Хенрици-Оливэ, С. Оливэ, А. Е. Шилов ; [и др.] ; пер. с англ.: Л. А. Никонова, Л. А. Сырцова ; под ред.: А. Е. Шилов, Г. И. Лихтенштейн. — М.: Мир, 1982 . — 734 с.
  • Справочник азотчика. 2-е изд. перераб. / Под ред. Е. Я. Мельникова. — М.: Химия, 1987. — 464 с.