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.

Химические свойства. Как уже было отмечено, преобладающим свойством азота при обычных условиях температуры и давления является его инертность, или малая химическая активность. Электронная структура азота содержит электронную пару на 2s-уровне и три наполовину заполненные 2р-орбитали, поэтому один атом азота может связывать не более четырех других атомов, т.е. его координационное число равно четырем. Небольшой размер атома также ограничивает количество атомов или групп атомов, которые могут быть связаны с ним. Поэтому многие соединения других членов подгруппы VA либо вовсе не имеют аналогов среди соединений азота, либо аналогичные соединения азота оказываются нестабильными. Так, PCl5 - стабильное соединение, а NCl5 не существует. Атом азота способен связываться с другим атомом азота, образуя несколько достаточно стабильных соединений, такие, как гидразин N2H4 и азиды металлов MN3. Такой тип связи необычен для химических элементов (за исключением углерода и кремния). При повышенных температурах азот реагирует со многими металлами, образуя частично ионные нитриды MxNy. В этих соединениях азот заряжен отрицательно. В табл. 2 приведены степени окисления и примеры соответствующих соединений.
Таблица 2. СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА И СООТВЕТСТВУЮЩИЕ СОЕДИНЕНИЯ
Степень окисления Примеры соединений
-III Аммиак NH3, ион аммония NH4+, нитриды M3N2 -II Гидразин N2H4 -I Гидроксиламин NH2OH I Гипонитрит натрия Na2N2O2, оксид азота(I) N2O II Оксид азота(II) NO III Оксид азота(III) N2O3, нитрит натрия NaNO2 IV Оксид азота(IV) NO2, димер N2O4 V Оксид азота(V) N2O5, азотная кислота HNO3 и ее соли (нитраты) Нитриды. Соединения азота с более электроположительными элементами, металлами и неметаллами - нитриды, - похожи на карбиды и гидриды. Их можно разделить в зависимости от характера связи M-N на ионные, ковалентные и с промежуточным типом связи. Как правило, это кристаллические вещества.
Ионные нитриды. Связь в этих соединениях предполагает переход электронов от металла к азоту с образованием иона N3-. К таким нитридам относятся Li3N, Mg3N2, Zn3N2 и Cu3N2. Кроме лития, другие щелочные металлы IA подгруппы нитридов не образуют. Ионные нитриды имеют высокие температуры плавления, реагируют с водой, образуя NH3 и гидроксиды металлов.
Ковалентные нитриды. Когда электроны азота участвуют в образовании связи совместно с электронами другого элемента без перехода их от азота к другому атому, образуются нитриды с ковалентной связью. Нитриды водорода (например, аммиак и гидразин) полностью ковалентны, как и галогениды азота (NF3 и NCl3). К ковалентным нитридам относятся, например, Si3N4, P3N5 и BN - высокостабильные белые вещества, причем BN имеет две аллотропные модификации: гексагональную и алмазоподобную. Последняя образуется при высоких давлениях и температурах и имеет твердость, близкую к твердости алмаза.
Нитриды с промежуточным типом связи. Переходные элементы в реакции с NH3 при высокой температуре образуют необычный класс соединений, в которых атомы азота распределены между регулярно расположенными атомами металла. В этих соединениях нет четкого смещения электронов. Примеры таких нитридов - Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Эти соединения, как правило, совершенно инертны и обладают хорошей электрической проводимостью.
Водородные соединения азота. Азот и водород взаимодействуют, образуя соединения, отдаленно напоминающие углеводороды (см. также ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ). Стабильность азотоводородов уменьшается с увеличением числа атомов азота в цепи в отличие от углеводородов, которые устойчивы и в длинных цепях. Наиболее важные нитриды водорода - аммиак NH3 и гидразин N2H4. К ним относится также азотистоводородная кислота HNNN (HN3).
Аммиак NH3. Аммиак - один из наиболее важных промышленных продуктов современной экономики. В конце 20 в. США производили ок. 13 млн. т аммиака ежегодно (в пересчете на безводный аммиак).
Строение молекулы. Молекула NH3 имеет почти пирамидальное строение. Угол связи H-N-H составляет 107°, что близко к величине тетраэдрического угла 109°. Неподеленная электронная пара эквивалентна присоединенной группе, в результате координационное число азота равно 4 и азот располагается в центре тетраэдра.

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

Таблица 3. НЕКОТОРЫЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА И ВОДЫ

Температуры кипения и плавления у аммиака намного ниже, чем у воды, несмотря на близость молекулярных масс и сходство строения молекул. Это объясняется относительно большей прочностью межмолекулярных связей у воды, чем у аммиака (такая межмолекулярная связь называется водородной).
Аммиак как растворитель. Высокая диэлектрическая проницаемость и дипольный момент жидкого аммиака позволяют использовать его как растворитель для полярных или ионных неорганических веществ. Аммиак-растворитель занимает промежуточное положение между водой и органическими растворителями типа этилового спирта. Щелочные и щелочноземельные металлы растворяются в аммиаке, образуя темносиние растворы. Можно полагать, что в растворе происходит сольватация и ионизация валентных электронов по схеме

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 .

Синонимы :

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

Свойства элементов V-A подгруппы

Элемент	Азот N	Фосфор Р	Мышьяк As	Сурьма Sb	Висмут Bi
Свойство
Порядковый номер элемента	7	15	33	51	83
Относительная атомная масса	14,007	30,974	74,922	121,75	208,980
Температура плавления,С 0	-210	44,1 (белый)	817 (4МПа)	631	271
Температура кипения,С 0	-196	280 (белый)	613	1380	1560
Плотность г/см 3	0,96 (твёрдый)	1,82 (белый)	5,72	6,68	9,80
Степени окисления	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3	+5, +3,-3

1. Строение атомов химических элементов

Название химического элемента	Схема строения атома	Электронное строение последнего энергоуровня	Формула высшего оксида R 2 O 5	Формула летучего водородного соединения RH 3
1. Азот	N+7) 2) 5	…2s 2 2p 3	N 2 O 5	NH 3
2. Фосфор	P+15) 2) 8) 5	…3s 2 3p 3	P 2 O 5	PH 3
3. Мышьяк	As+33) 2) 8) 18) 5	…4s 2 4p 3	As 2 O 5	AsH 3
4. Сурьма	Sb+51) 2) 8) 18) 18) 5	…5s 2 5p 3	Sb 2 O 5	SbH 3
5. Висмут	Bi+83) 2) 8) 18) 32) 18) 5	…6s 2 6p 3	Bi 2 O 5	BiH 3

Наличие трех неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне объясняет то, что в нормальном, невозбужденном состоянии валентность элементов подгруппы азота равна трем.

У атомов элементов подгруппы азота (кроме азота - внешний уровень азота состоит только из двух подуровней - 2s и 2p) на внешних энергетических уровнях имеются вакантные ячейки d-подуровня, поэтому они могут распарить один электрон с s-подуровня и перенести его на d-подуровень. Таким образом, валентность фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута равна 5.

Элементы группы азота образуют с водородом соединения состава RH 3 , а с кислородом оксиды вида - R 2 O 3 и R 2 O 5 . Оксидам соответствуют кислоты HRO 2 и HRO 3 (и ортокислоты H 3 PO 4 , кроме азота).

Высшая степень окисления этих элементов равна +5, а низшая -3.

Так как заряд ядра атомов увеличивается, число электронов на внешнем уровне постоянно, число энергетических уровней в атомах растёт и радиус атома увеличивается от азота к висмуту, притяжение отрицательных электронов к положительному ядру ослабевает испособность к отдаче электронов увеличивается, и, следовательно, в подгруппе азота с ростом порядкового номера неметаллические свойства убывают, а металлические усиливаются.

Азот - неметалл, висмут - металл. От азота к висмуту прочность соединений RH 3 уменьшается, а прочность кислородных соединений возрастает.

Наибольшее значение среди элементов подгруппы азота имеют азот и фосфор .

Азот, физические и химические свойства, получение и применение

1. Азот – химический элемент

N +7) 2) 5

1 s 2 2 s 2 2 p 3 незавершённый внешний уровень, p -элемент, неметалл

Ar (N )=14

2. Возможные степени окисления

Из-за наличия трёх неспаренных электронов азот очень активен, находится только в виде соединений. Азот проявляет в соединениях степени окисления от «-3» до «+5»

3. Азот – простое вещество, строение молекулы, физические свойства

Азо́т (от греч. ἀ ζωτος - безжизненный, лат. Nitrogenium ), вместо предыдущих названий («флогистированный», «мефитический» и «испорченный» воздух) предложил в 1787 году Антуан Лавуазье . Как показано выше, в то время уже было известно, что азот не поддерживает ни горения, ни дыхания. Это свойство и сочли наиболее важным. Хотя впоследствии выяснилось, что азот, наоборот, крайне необходим для всех живых существ, название сохранилось во французском и русском языках.

N 2 – ковалентная неполярная связь, тройная (σ, 2π), молекулярная кристаллическая решётка

Вывод:

1. Малая реакционная способность при обычной температуре

2. Газ, без цвета, запаха, легче воздуха

Mr ( B оздуха)/ Mr ( N 2 ) = 29/28

4. Химические свойства азота

N – окислитель (0 → -3)	N – восстановитель (0 → +5)
1. С металлами образуются нитриды M x N y - при нагревании с Mg и щелочно-земельными и щелочными: 3С a + N 2 = Ca 3 N 2 (при t) - c Li при к t комнатной Нитриды разлагаются водой Са 3 N 2 + 6H 2 O = 3Ca(OH) 2 + 2NH 3 2. С водородом 3 H 2 + N 2 ↔ 2 NH 3 (условия - T , p , kat )	N 2 + O 2 ↔ 2 NO – Q (при t= 2000 C) Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами.

5. Получение:

В промышленности азот получают из воздуха. Для этого воздух сначала охлаждают, сжижают, а жидкий воздух подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения азота немного ниже (–195,8°C), чем другого компонента воздуха - кислорода (–182,9°C), поэтому при осторожном нагревании жидкого воздуха азот испаряется первым. Потребителям газообразный азот поставляют в сжатом виде (150 атм. или 15 МПа) в черных баллонах, имеющих желтую надпись «азот». Хранят жидкий азот в сосудах Дьюара.

В лаборатории чистый («химический») азот получают добавляя при нагревании насыщенный раствор хлорида аммония NH 4 Cl к твердому нитриту натрия NaNO 2:

NaNO 2 + NH 4 Cl = NaCl + N 2 + 2H 2 O.

Можно также нагревать твердый нитрит аммония:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. ОПЫТ

6. Применение:

В промышленности газ азот используют главным образом для получения аммиака. Как химически инертный газ азот применяют для обеспечения инертной среды в различных химических и металлургических процессах, при перекачке горючих жидкостей. Жидкий азот широко используют как хладагент, его применяют в медицине, особенно в косметологии. Важное значение в поддержании плодородия почв имеют азотные минеральные удобрения.

7. Биологическая роль

Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16-18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла,гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2%, по массовой доле - около 2,5 % (четвертое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9·10 11 т. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитраN 2 → Li 3 N → NH 3

№2. Составьте уравнения реакции взаимодействия азота с кислородом, магнием и водородом. Для каждой реакции составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

№3. В одном цилиндре находится газ азот, в другом - кислород, а в третьем - углекислый газ. Как различить эти газы?

№4. В некоторых горючих газах содержится в виде примеси свободный азот. Может ли при сгорании таких газов в обыкновенных газовых плитах образоваться оксид азота (II). Почему?

АЗОТ (Nitrogenium, N) - химический элемент V группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева, атом, номер 7, атомная масса 14,0067. Открыт Резерфордом (D. Rutherford) в 1772 году. Известны следующие изотопы азота (табл.).

В различных соединениях азота обладает переменной валентностью, которая может быть равна - 3, +1, +2, +3, +4 и +5.

Распространение в природе. Общее содержание азота в земной коре составляет около 0,016 вес. %. Основная его масса находится в воздухе в свободном, молекулярном виде - N 2 . Сухой воздух содержит в среднем 78,09% по объему (или 75,6% по весу) свободного азота. В относительно малых количествах свободный азот находится в растворенном состоянии в водах океанов. Азот в виде соединений с другими элементами (связанный азот) входит в состав всех растительных и животных организмов.

Жизнь неразрывно связана со свойствами легко изменяющихся сложных азотистых веществ - белков. В состав белков в среднем входит 15-17% азота. При отмирании организмов сложные азотистые соединения их в процессе круговорота азота превращаются в более простые соединения: аммиак, аммонийные соли, нитриты и нитраты. Все соединения азота, как органические, так и неорганические, содержащиеся в почве, объединяются под названием «азот почвы».

Получение азота

В лабораториях чистый азот получают обычно нагреванием концентрированного водного раствора азотисто-кислого аммония или раствора смеси хлористого аммония с азотистокислым натрием:

NH 4 Cl + NaNO 2 = N 2 + NaCl + 2H 2 O.

В технике азота с примесью до 3% аргона получают фракционированной перегонкой жидкого воздуха.

Свойства азота

В свободном состоянии азот представляет собой бесцветный газ без запаха и вкуса, состоящий из двухатомных молекул - N 2 . Вес 1 л его при t° 0° и давлении 760 мм рт. ст. равен 1,2506 г, t° кип - 195,8°, t° пл - 209,86°; плотность жидкого А. 0,808 (при t° - 195,8°), твердого - 1,026 (при t ° - 255°). В 1 мл воды при t° 0°, 20° и 38° и парциальном давлении азота, равном 760 мм, растворяется соответственно 0,0235, 0,0154 и 0,0122 мл азота.

Растворимость азота в крови меньше; она составляет при t° 38° 0,0110 мл А. При малых парциальных давлениях азота его растворимость в крови несколько больше, чем в воде.

В обычных условиях азот физиологически инертен, но при вдыхании воздуха, сжатого до 2-2,5 атм, наступает состояние, называемое азотным наркозом, сходное с опьянением алкоголем. Это явление может иметь место при водолазных работах (см.) на глубине нескольких десятков метров. Для предупреждения возникновения подобного состояния иногда пользуются искусственными газовыми смесями, в которых азот заменен гелием или каким-либо другим инертным газом. При резком и значительном снижении парциального давления азота растворимость его в крови и тканях настолько снижается, что часть его выделяется в виде пузырьков, что является одной из причин возникновения кессонной болезни, наблюдающейся у водолазов при быстром их подъеме на поверхность и у летчиков при больших скоростях взлета самолетов в верхние слои атмосферы (см. Декомпрессионная болезнь).

Применение азота

Свободный азот как химически неактивный газ применяется в лабораторной практике и технике во всех случаях, когда наличие в окружающей атмосфере кислорода недопустимо или нежелательно, например при проведении биологического эксперимента в анаэробных условиях, при переливании больших количеств горючих жидкостей (для предотвращения пожаров) и так далее. Основная же масса свободного азота используется в промышленности для синтеза аммиака, цианамида кальция и азотной кислоты, которые являются исходными веществами для получения азотных удобрений, взрывчатых веществ, красок, лаков, фармацевтических препаратов и другое.

Соединения азота

Свободный азот при обычных температурах химически инертен; при высокой температуре вступает в соединение со многими элементами.

С водородом азот образует ряд соединений, основными из которых являются следующие:

3. Азотистоводородная кислота (HN 3) - бесцветная, кипящая при t° 37° жидкость с резким запахом. Взрывается с большой силой при нагревании. В водных растворах устойчива и проявляет свойства слабой кислоты. Соли ее - азиды - неустойчивы и взрываются при нагревании или ударе. Азид свинца Pb(N 3) 2 применяется в качестве детонатора. Вдыхание паров HN3 вызывает сильную головную боль и раздражение слизистых оболочек.

С кислородом азот образует пять окислов.

1. Закись азота, или веселящий газ (N 2 O), - бесцветный газ, получают при нагревании (выше 190°) азотнокислого аммония:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O. В смеси с кислородом закись азота применяют как слабый наркотик, вызывающий состояние опьянения, эйфории, притупление болевой чувствительности. Применяется для ингаляционного наркоза (см.).

2. Окись азота (NO) - бесцветный газ, плохо растворимый в воде; в лабораториях получают действием азотной кислоты средней концентрации на медь:

8HNO 3 + 3Cu = 2NO + 3Cu (NO 3) 2 + 4H 2 O, в технике - продуванием воздуха через пламя электрической дуги. На воздухе мгновенно окисляется, образуя красно-бурые пары двуокиси азота; вместе с последней вызывает отравления организма (см. ниже - Профессиональные вредности соединений азота).

3. Двуокись азота (NO 2) - красно-бурый газ, имеющий характерный запах и состоящий из собственно двуокиси А. и ее бесцветного полимера - четырехокиси азота (N 2 O 4) - азотноватого ангидрида. Двуокись азота легко сгущается в красно-бурую жидкость, кипящую при t° 22,4° и затвердевающую при t° - 11° в бесцветные кристаллы. Растворяется в воде с образованием азотистой и азотной кислот:

2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3 .

Является сильным окислителем и опасным ядом. Двуокись азота образуется при получении азотной кислоты, при реакциях нитрования, травлении металлов и тому подобное и поэтому представляет собой профессиональный яд.

4. Трехокись азота, ангидрид азотистой к-ты (N 2 O 3), - темно-синяя жидкость, затвердевающая при t° - 103° в голубые кристаллы. Устойчива лишь при низких температурах. С водой образует слабую и непрочную азотистую кислоту, со щелочами - соли азотистой кислоты - нитриты.

5. Пятиокись азота, ангидрид азотной к-ты (N 2 O 5), - бесцветные призматические кристаллы, имеющие плотность 1,63, плавящиеся при t° 30° в желтую, слегка разлагающуюся жидкость; разложение усиливается при нагревании и при действии света. Температура кипения около 50°. С водой образует сильную, довольно устойчивую азотную кислоту, со щелочами - соли этой кислоты - нитраты.

При нагревании азот непосредственно соединяется со многими металлами, образуя нитриды металлов, например Li3N, Mg 3 N 2 , AlN и др. Многие из них разлагаются водой с образованием аммиака, например

Mg 3 N 2 + 6H 2 O = 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 .

Азот входит в состав большого числа органических соединений, среди которых особое значение имеют алкалоиды, аминокислоты, амины, нитросоединения, цианистые соединения и наиболее сложные природные соединения - белки.

Фиксация атмосферного азота. В течение долгого времени исходными веществами для получения разнообразных соединений азота, необходимых для сельского хозяйства, промышленности и военного дела, служили природная чилийская селитра и аммиак, получаемый при сухой перегонке каменного угля. С истощением залежей чилийской селитры человечеству грозил «азотный голод». Проблема азотного голода была разрешена в конце 19 и начале 20 века путем разработки ряда промышленных методов фиксации атмосферного азота. Наиболее важным из них является синтез аммиака по схеме:

Определение азота

Для определения свободного азота анализируемый газ приводят в контакт с нагретым магнием; при наличии азота образуется нитрид магния, который с водой дает аммиак.

Круговорот азота

Азот является важнейшим биогенным элементом, необходимым для построения белков и нуклеиновых кислот. Однако азот атмосферы недоступен для животных и большей части растений. Поэтому в круговороте азота первостепенное значение имеет процесс его биологической фиксации (фиксация молекулярного азота атмосферы). Азотфиксация осуществляется азотфиксирующими микроорганизмами, например бактериями из рода Rhizobium, или клубеньковыми бактериями, живущими в симбиозе (см.) с бобовыми растениями (горох, люцерна, соя, люпин и другие), на корнях которых образуются клубеньки, содержащие бактерии, способные усваивать молекулярный азот. К симбиотическим азотфиксаторам относятся также некоторые актиномицеты, живущие в корневых клубеньках ольхи, лоха, облепихи и так далее. Активными азотфиксаторами являются также некоторые свободноживущие микроорганизмы, обитающие в почве, пресных и соленых водоемах. Это анаэробная спороносная бактерия клостридиум (Clostridium pasteurianum), открытая С. Н. Виноградским, аэробная бактерия - азотобактер (см. Azotobacter). Способностью усваивать молекулярный азот обладают, кроме того, микобактерии, некоторые виды сине-зеленых водорослей (Nostoc, Anabaena и др.), а также фотосинтезирующие бактерии.

Наибольшее значение в обогащении почвы азотом имеют клубеньковые бактерии. В результате деятельности этих бактерий в почву вносится 100-250 кг/га за сезон; сине-зеленые водоросли на рисовых полях фиксируют до 200 кг/га азота в год. Свободноживущие азотфиксирующие бактерии связывают несколько десятков килограммов азота на один гектар почвы.

С. Н. Виноградский впервые (1894) высказал предположение о том, что первоначальным продуктом процесса биологической азотфиксации является аммиак. В настоящее время это предположение полностью подтверждено. Доказано, что превращение N 2 в NH 3 представляет собой ферментативный процесс. Фермент, осуществляющий этот процесс (нитрогеназа), состоит из двух белковых компонентов, активен только в отсутствие кислорода, а сам процесс происходит за счет энергии аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ). Растения, а также микроорганизмы затем превращают неорганический аммонийный азот в его органические соединения (аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты и так далее), и в таком виде он становится доступным для животных и человека, включаясь в обменные процессы, протекающие в их организмах. Органический азот животных и растений попадает в почву (с выделениями животных или продуктами их разложения) и перерабатывается обитающими там различными червями, моллюсками, нематодами, насекомыми, а также микроорганизмами. Микроорганизмы почвы - аммонификаторы (гнилостные бактерии, некоторые актиномицеты и грибы) - минерализуют в свою очередь органический азот почвы (тела животных и растений, органические удобрения, гумус) до аммония. Аммонификация - комплекс ферментативных процессов, протекающих в основном в два этапа: гидролиз белков и нуклеиновых кислот до аминокислот и азотистых оснований и последующее разложение этих соединений до аммиака. Образовавшийся аммиак нейтрализуется, реагируя с содержащимися в почве органическими и неорганическими кислотами. При этом происходит образование аммонийных солей. Аммонийные соли и аммиак в свою очередь подвергаются нитрификации под воздействием нитрифицирующих бактерий (открытых в 1890 году С. Н. Виноградским) с образованием нитратов и нитритов.

Процессы нитрификации и аммонификации обеспечивают растения легко усваиваемыми соединениями азота. Аммонийные соли и нитраты усваиваются растениями и микроорганизмами, превращаясь в азотные органических соединений. Однако часть азота превращается в почве в молекулярный азот в результате процесса денитрификации, осуществляемого живущими в почве микроорганизмами - денитрификаторами (рис.). Денитрифицирующие бактерии широко распространены в природе, встречаясь в большом количестве в почве, навозе и в меньшем - в воде рек, озер и морей. Наиболее типичные денитрификаторы - подвижные, грамотрицательные палочки. К ним относятся Bacterium fluorescens, В. denitrificans, В. pyocyaneum и другое.

Процесс денитрификации приводит к потере доступного растениям азота, однако постоянно идущий процесс азотфиксации в какой-то степени компенсирует эти потери, а в известных условиях (в частности, при богатстве почвы безазотистыми органическими веществами) и значительно обогащает почву связанным азотом.

В целом совокупное действие процессов азотфиксации, нитрификации и денитрификации имеет большое биогеохимическое значение, способствуя сохранению динамического равновесия между содержанием молекулярного азота в атмосфере и связанного азота почвы, растительного и животного мира.

Круговорот азота, таким образом, играет важнейшую роль в поддержании жизни на Земле.

Профессиональные вредности соединений азота

К числу наиболее вредных в профессиональном отношении соединений азота относятся азотная кислота (см.), аммиак (см.), аминосоединения (см. Амины) и амидосоединения (см. Амиды), а также смеси окислов азота, или нитрогазов (N 2 O, NO, NO 2 , N 2 O 4 и N 2 O 5). Последние образуются при производстве и применении азотной кислоты (в процессе взаимодействия ее с различными металлами или органическими веществами), в процессе термического окисления азота воздуха при электро- и газосварке, работе дизельных и карбюраторных двигателей, сжигании топлива в мощных котельных, а также при взрывных работах и так далее. Общий характер действия нитрогазов на организм зависит от содержания в газовой смеси различных окислов азота. В основном отравление протекает по раздражающему, или нитритному,типу действия. При контакте окислов азота с влажной поверхностью легких образуются азотная и азотистая кислоты, которые поражают легочную ткань, вызывая отек легких. Одновременно в крови образуются нитраты (см.) и нитриты (см.), непосредственно действующие на кровеносные сосуды, расширяя их и вызывая снижение кровяного давления. Нитриты, взаимодействуя с оксигемоглобином, превращают его в метгемоглобин, вызывая метгемоглобинемию (см.). Общим следствием действия окислов азота является кислородная недостаточность.

В производственных условиях возможны случаи воздействия отдельных окислов азота (см. ниже).

Закись азота. Большие ее концентрации вызывают шум в ушах, асфиксию, потерю сознания. Смерть наступает от паралича дыхательного центра.

Окись азота действует на центральную нервную систему, воздействует на гемоглобин (переводит оксигемоглобин в метгемоглобин).

При легком отравлении окисью азота наблюдается общая слабость, сонливость, головокружение (симптомы обратимы).

При более тяжелом отравлении начальные симптомы усиливаются, к ним присоединяется тошнота, иногда рвота, наступает полуобморочное состояние. При отравлениях средней тяжести резкая слабость и головокружение продолжаются много часов, нередко наблюдается синюшность слизистых оболочек и кожи, учащение пульса. При тяжелых отравлениях начальные явления нередко стихают, но после 1-3-дневной ремиссии появляются слабость и головокружение, наблюдаются снижение кровяного давления, серо-синяя окраска слизистых оболочек и кожи, увеличение и болезненность печени; границы сердца расширены, тоны глухие, пульс замедлен. Возникают полиневриты, полиневралгии. Кровь шоколадно-бурого цвета, повышенной вязкости. Последствия тяжелого отравления могут длиться более года: нарушение ассоциативных способностей, ослабление памяти и мышечной силы, общая слабость, головная боль, головокружение, быстрая утомляемость.

Двуокись азота. Острое отравление начинается с легкого кашля, в более тяжелых случаях - с сильного кашля, чувства стеснения в груди, головной боли, иногда рвоты, саливации. Период относительно удовлетворительного состояния длится 2-18 час. Затем появляются признаки нарастающего отека легких: сильная слабость, увеличивающийся кашель, боли в груди, цианоз, в легких много влажных хрипов, учащенное сердцебиение, иногда озноб, повышение температуры. Нередки значительные расстройства со стороны желудочно-кишечного тракта: тошнота, рвота, понос, сильные боли в верхней части живота. Отек легких характеризуется тяжелым состоянием (резкий цианоз, сильная одышка, учащенный пульс, кашель с пенистой мокротой, иногда с кровью). Кровяное давление в норме, в крови - увеличение количества эритроцитов и гемоглобина, лейкоцитоз, замедленная РОЭ. Рентгенологически - пониженная прозрачность легочных полей, в обоих легких большое количество хлопьевидных затемнений различной величины. Токсический отек легких сопровождается «синим» типом гипоксемии, при осложнении коллапсом наблюдается «серый» тип (см. Гипоксия). Нередки осложнения пневмонией. Возможен смертельный исход. На секции - отек легких, кровоизлияния в них, темная жидкая кровь в сердце и сосудах. Состояние отравленных и прогноз ухудшается, если пострадавшие до отравления страдали заболеваниями сердца или легких.

При хронических отравлениях - хронические воспалительные заболевания верхних дыхательных путей, хронические бронхиты, эмфизема, понижение кровяного давления, зеленоватый налет на зубах, разрушение коронок резцов.

Ангидрид азотистой кислоты действует на организм аналогично окиси азота и другим низшим его окислам.

Первая помощь при отравлениях соединениями азота - перенести пострадавшего на свежий воздух; обеспечить полный покой, вдыхание кислорода. По показаниям - сердечные средства, при остановке дыхания - лобелин. Затем обязательная транспортировка пострадавшего в лежачем положении в стационар. При признаках начинающегося отека легких - внутривенно 10-20 мл 10% раствора хлорида кальция, 20 мл 40% раствора глюкозы с аскорбиновой к-той (500 мг), кислородная терапия.

Лечение развившегося отека легких зависит от типа гипоксемии. При «синем» типе - прерывистое введение кислорода (карбоген противопоказан), кровопускание (200-300 мл), при необходимости - повторение его через 6-8 час.; рекомендуются средства, понижающие кровяное давление, сердечные средства. При «сером» типе аноксемии - стимуляция дыхательного и вазомоторного центра путем прерывистого вдыхания карбогена, кофеин, эфедрин, внутривенно 50-100 мл 40% раствора глюкозы. Кровопускание противопоказано.

В целях профилактики и лечения пневмоний - раннее назначение сульфаниламидов и антибиотиков.

Профилактика: индивидуальная защита - фильтрующие противогазы марок В, М, KB, кислотозащитные перчатки и сапоги, герметичные очки, специальная одежда. Необходима полная герметизация производственного оборудования, где могут образоваться и выделяться нитрогазы, укрытие фиксированных источников выделения этих газов, местная вентиляционная система.

Предельно допустимая концентрация для окислов азота в воздухе рабочих помещений 5 мг/м 3 (в пересчете на NО 2), в атмосферном воздухе населенных пунктов 0,085 мг/м 3 или 0,4 мг/м 3 (для азотной кислоты).

Определение в воздухе окислов азота основано на поглощении двуокиси и четырехокиси азота раствором йодида калия и колориметрическом определении образовавшейся азотистой кислоты с реактивом Грисса-Илошваи.

Библиография: Некрасов Б. В. Основы общей химии, т. 1, с. 377, М., 1969; Реми Г. Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, с. 560, М., 1972.

Круговорот А. - Виноградский С. Н. Микробиология почвы, М., 1952; Кретович В. Л. Обмен азота в растениях, М., 1972, библиогр.; Мишустин Е. Н. и Шильникова В. К. Биологическая фиксация атмосферного азота, М., 1968, библиогр.

Профессиональные вредности соединений А. - Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В. Лазарева, ч. 2, с. 136, Л., 1971; Гигиена труда в химической промышленности, под ред. З. А. Волковой и др., с. 373, М., 1967; Гуртовой Ю. А. Отравление парами азотной кислоты, Суд.-мед. экспертиза, т. 12, № 3, с. 45, 1969; Неймарк Е. З. и Зингер Ф. X. Профессиональные отравления рабочих угольных шахт, их лечение и профилактика, с. 34, М., 1961; Перегуд Е. А., Быховская М. С. и Гернет Е. В. Быстрые методы определения вредных веществ в воздухе, с. 67, М., 1970; Сафронов В. А. Особенности клинического течения отека легких при комбинированных поражениях азотной кислотой, Воен.-мед. журн., № 7, с. 32, 1966; Air quality criteria for nitrogen oxides, Washington, 1971, bibliogr.

В. П. Мишин; З. Г. Евстигнеева, В. Л. Кретович (круговорот А.); Е. Н. Марченко (проф.).

Азот — газ, простое химическое вещество, неметалл, элемент таблицы Менделеева. Латинское название Nitrogenium переводится как «рождающий селитры».

Название «азот» и созвучные ему используются во многих странах: во Франции, Италии, России, Турции, в некоторых восточнославянских и в странах бывшего СССР. По основной версии, название «азот» происходит от греческого слова azoos — «безжизненный», так как не пригоден для дыхания.

Азот в основном встречается как газ — в воздухе его около 78% (по объему). Месторождения полезных ископаемых, а которых он содержится — например, чилийской селитры (нитрат натрия), индийской селитры (нитрат калия) большей частью уже истощены, поэтому в промышленных масштабах реактив добывают химическим синтезом прямо из атмосферы.

Свойства

В нормальных условиях N2 — газ без вкуса, цвета и запаха. Не горит, пожаро- и взрывобезопасен, плохо растворяется в воде, спиртах, не токсичен. Плохо проводит тепло и электричество. При температуре ниже -196 °С становится сначала жидким, потом твердым. Жидкий азот — прозрачная, подвижная жидкость.

Молекула азота очень стабильна, поэтому химреактив в основном инертен, взаимодействует в нормальных условиях только с литием, цезием и комплексами переходных металлов. Для проведения реакций с другими веществами требуются особые условия: очень высокая температура и давление, а иногда и катализатор. Не вступает в реакции с галогенами, серой , углеродом, кремнием, фосфором.

Элемент крайне важен для жизни всего живого. Он является неотъемлемой частью белков, нуклеиновых кислот, гемоглобина, хлорофилла и многих других биологически важных соединений. Играет основную роль в обмене веществ живых клеток и организмов.

Азот выпускается в виде сжатого при 150 атмосфер газа, поставляется в баллонах черного цвета с крупной и четкой надписью желтого цвета. Жидкий реагент хранят в сосудах Дьюара (термос с двойными стенками, с серебрением изнутри и вакуумом между стенок).

Опасность азота

В обычных условиях азот не вреден для человека и животных, но при повышенном давлении вызывает наркотическое опьянение, а при нехватке кислорода — удушье. С азотом и его воздействием на кровь человека при резком снижении давления связана очень опасная кессонная болезнь.

Вероятно, все хотя бы однажды видели в фильмах или сериалах, как жидким азотом мгновенно замораживают людей или замки на решетке, сейфе и т. п., после чего они становятся хрупкими и легко разбиваются. На самом деле жидкий азот замораживает достаточно медленно, ввиду своей малой теплоемкости. Именно поэтому с его помощью нельзя замораживать людей для последующей разморозки — не получается равномерно и одномоментно заморозить все тело и органы.

Азот относится к пниктогенам — химическим элементам той же подгруппы таблицы Менделеева, что и он сам. Кроме азота к пниктогенам относят фосфор, мышьяк, сурьму, висмут и искусственно полученный московий.

Жидкий азот — идеальный материал для тушения пожаров, особенно с ценными объектами. После тушения азотом не остается ни воды, ни пены, ни порошка, а газ просто выветривается.

Применение

— Три четверти всего выпускаемого в мире азота идет на производство аммиака , из которого, в свою очередь, производят широко использующуюся в разных сферах промышленности азотную кислоту .
— В сельском хозяйстве соединения азота используются как удобрения, а сам азот — для лучшей сохранности овощей в овощехранилищах.
— Для производства взрывчатых веществ, детонаторов, топлива для космических аппаратов (гидразина).
— Для изготовления красителей, медикаментов.
— При перекачке горючих веществ по трубам, в шахтах, в электронных приборах.
— Для тушения кокса в металлургии, для создания нейтральной атмосферы в промышленных процессах.
— Для продувки труб и резервуаров; распирания пластов в горнодобыче; прокачки топлива в ракетах.
— Для закачки в самолетные шины, иногда — в автомобильные.
— Для производства особой керамики — нитрида кремния, обладающего повышенной механической, термической, химической стойкостью и многими другими полезными характеристиками.
— Пищевую добавку Е941 используют для создания в упаковках консервирующей среды, исключающей окисление и развитие микроорганизмов. Жидкий азот используют при разливе напитков и масел.

Жидкий азот применяется как:

— Хладагент в криостатах, вакуумных установках и т. п.
— В криогенной терапии в косметологии и медицине, для проведения некоторых видов диагностики, для хранения образцов биоматериалов, спермы, яйцеклеток.
— В криогенной резке.
— Для тушения пожаров. Испаряясь, реагент образует массу газа в 700 раз большую, чем объем жидкости. Этот газ оттесняет кислород от пламени, и оно тухнет.

В нашей семье сладкий перец любят, поэтому и высаживаем его каждый год. Большинство сортов, которые я выращиваю, проверены мною на протяжении не одного сезона, их я культивирую постоянно. А еще каждый год стараюсь попробовать что-то новенькое. Перец - растение теплолюбивое и достаточно прихотливое. О сортовых и гибридных разновидностях вкусного и урожайного сладкого перца, который хорошо у меня растет, и пойдет речь далее. Я проживаю в средней полосе России.

Домашнее цветоводство - не только увлекательный процесс, но и весьма хлопотное хобби. И, как правило, чем больше опыта у цветовода, тем здоровее выглядят его растения. А что делать тем, кто не имеет опыта, но хочет иметь дома комнатные растения – не вытянувшиеся чахлые экземпляры, а красивые и здоровые, не вызывающие чувство вины своим угасанием? Для новичков и цветоводов, не обременённых большим стажем, расскажу об основных ошибках, которые легко избежать.

Пышные сырники на сковороде с бананово-яблочным конфитюром - ещё один рецепт всеми любимого блюда. Чтобы сырники не опадали после приготовления, запомните несколько простых правил. Во-первых, только свежий и сухой творог, во-вторых, никаких разрыхлителей и соды, в-третьих, густота теста - из него можно лепить, оно не тугое, но податливое. Хорошее тесто с малым количеством муки получится только из хорошего творога, а тут снова смотрите пункт «во-первых».

Не секрет, что многие препараты из аптек перекочевали на дачные участки. Их применение, на первый взгляд, кажется таким экзотичным, что некоторыми дачниками воспринимается чуть ли не в штыки. При этом марганцовка - давно известный антисептик, который применяется и в медицине, и в ветеринарии. В растениеводстве раствор марганцовки применяют и как антисептик, и как удобрение. В этой статье расскажем, как правильно использовать марганцовку в саду и огороде.

Мясной салат из свинины с грибами - сельское блюдо, которое частенько можно встретить на праздничном столе в деревне. Этот рецепт с шампиньонами, но если есть возможность использовать лесные грибы, то обязательно готовьте так, будет ещё вкуснее. Много времени тратить на приготовление этого салата не нужно - 5 минут сложить мясо в кастрюлю и ещё 5 минут на нарезку. Всё остальное происходит практически без участия повара - мясо и грибы варятся, остывают, маринуются.

Огурцы хорошо растут не только в теплице или оранжерее, но и в открытом грунте. Обычно посев огурцов производится с середины апреля до середины мая. Сбор урожая в таком случае возможен с середины июля до конца лета. Огурцы не переносят мороза. Вот почему мы не сеем их слишком рано. Однако есть способ приблизить их урожай и отведать сочных красавчиков со своей грядки еще в начале лета или даже в мае. Необходимо только учесть некоторые особенности этого растения.

Полисциас – прекрасная альтернатива классическим пестролистным кустарникам и древесным. Нарядные круглые или перистые листья у этого растения создают поразительно праздничную курчавую крону, а элегантные силуэты и достаточно скромный характер превращают его в прекрасного кандидата на роль самого большого растения в доме. Более крупные листья не мешают ему успешно заменять фикусы Бенджамина и Ко. Тем более что полисциас предлагает куда больше разнообразие.

Тыквенная запеканка с корицей - сочная и невероятно вкусная, немножко похожа на тыквенный пирог, но, в отличие от пирога, она более нежная и просто тает во рту! Это идеальный рецепт сладкой выпечки для семьи, в которой есть дети. Как правило, тыкву малыши не очень любят, зато полакомиться сладеньким никогда не против. Сладкая запеканка из тыквы - вкусный и полезный десерт, который, к тому же, и готовится очень просто и быстро. Попробуйте! Вам понравится!

Живая изгородь - это не только один из важнейших элементов ландшафтного дизайна. Она выполняет и различные защитные функции. Если, например, сад граничит с проезжей дорогой, или неподалеку проходит автотрасса, то живая изгородь просто необходима. «Зеленые стены» защитят сад от пыли, шума, ветра и создадут особый уют и микроклимат. В этой статье рассмотрим оптимальные растения для создания живой изгороди, которая сможет надежно защитить участок от пыли.

Многим культурам в первые недели развития необходима пикировка (и даже не одна), а другим - пересадка «противопоказана». Чтобы «угодить» и тем, и другим, можно использовать не совсем стандартные ёмкости для рассады. Еще один весомый повод их попробовать - экономия средств. В этой статье расскажем, как обойтись без привычных ящиков, горшочков, кассет и таблеток. И обратим внимание на не традиционные, но очень эффективные и интересные ёмкости для рассады.

Полезный овощной суп из краснокочанной капусты с сельдереем, красным луком и свеклой - рецепт вегетарианского супа, который также можно готовить в постные дни. Тем, кто решил сбросить несколько лишних килограммов, я посоветую не добавлять картофель, и немного уменьшить количество оливкового масла (достаточно 1 столовой ложки). Суп получается очень ароматным и густым, а в пост можно подать порцию супчика с постным хлебом - тогда получится сытно и полезно.

Наверняка все уже слышали о популярном термине «хюгге», который пришёл к нам из Дании. Это слово никак не переводится на другие языки мира. Потому что обозначает много всего сразу: уют, счастье, гармонию, душевную атмосферу... В этой северной стране, кстати, большая часть времени в году - пасмурная погода и мало солнца. Ещё и лето короткое. А уровень счастья при этом - один из самых высоких (страна регулярно занимает первое место в общемировом рейтинге ООН).

Мясные шарики в соусе с картофельным пюре - простое второе блюдо, приготовленное по мотивам итальянкой кухни. Более привычное название этого блюда - тефтели или мясные фрикадельки, однако итальянцы (и не только они) называют такие небольшие круглые котлетки мясными шариками. Котлетки сначала обжаривают до золотистой корочки, а затем тушат в густом овощном соусе - получается очень вкусно, просто объедение! Фарш для этого рецепта подходит любой - куриный, говяжий, свиной.