АЗОТ

Большая советская энциклопедия (БЭС)

(от греч. azoos — безжизненный, лат. Nitrogenium)
        N, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса.
         Историческая справка. Соединения А. — селитра, азотная кислота, аммиак — были известны задолго до получения А. в свободном состоянии. В 1772 Д. Резерфорд, сжигая фосфор и др. вещества в стеклянном колоколе, показал, что остающийся после сгорания газ, названный им «удушливым воздухом», не поддерживает дыхания и горения. В 1787 А. Лавуазье установил, что «жизненный» и «удушливый» газы, входящие в состав воздуха, это простые вещества, и предложил название «А.». В 1784 Г. Кавендиш показал, что А. входит в состав селитры; отсюда и происходит латинское название А. (от позднелатинское nitrum — селитра и греческое gennao — рождаю, произвожу), предложенное в 1790 Ж. А. Шапталем. К началу 19 в. были выяснены химическая инертность А. в свободном состоянии и исключительная роль его в соединениях с др. элементами в качестве связанного азота. С тех пор «связывание» А. воздуха стало одной из важнейших технических проблем химии.
         Распространённость в природе. А. — один из самых распространённых элементов на Земле, причём основная его масса (около 41015 т) сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере (См. Атмосфера). В воздухе свободный А. (в виде молекул N2) составляет 78,09% по объёму (или 75,6% по массе), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов. Среднее содержание А. в литосфере 1,910-3% по массе. Природные соединения А. — хлористый аммоний NH4Cl и различные нитраты (см. Селитры.) Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата (Чили, Средняя Азия). Долгое время селитры были главным поставщиком А. для промышленности (сейчас основное значение для связывания А. имеет промышленный синтез Аммиака из А. воздуха и водорода). Небольшие количества связанного А. находятся в каменном угле (1—2,5%) и нефти (0,02—1,5%), а также в водах рек, морей и океанов. А. накапливается в почвах (0,1%) и в живых организмах (0,3%).
         Хотя название «А.» означает «не поддерживающий жизни», на самом деле это — необходимый для жизнедеятельности элемент (см. Азот в организме). В белке животных и человека содержится 16 — 17% А. В организмах плотоядных животных белок образуется за счёт потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества А. поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам (См. Азотфиксирующие микроорганизмы), способным переводить свободный А. воздуха в соединения А. (см. Азотфиксация).
         В природе осуществляется круговорот А. (см. Круговорот веществ), главную роль в котором играют микроорганизмы — нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного А. (особенно при интенсивном земледелии) почвы оказываются обеднёнными А. Дефицит А. характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит А. и в животноводстве («белковое голодание»). На почвах, бедных доступным А., растения плохо развиваются. Азотные удобрения и белковая подкормка животных — важнейшее средство подъёма сельского хозяйства. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот А. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу А., а заводы, производящие удобрения, связывают А. воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет А. на поверхности земли.
         А.— четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода) (см. Космохимия).
         Изотопы, атом, молекула. Природный А. состоит из двух стабильных изотопов: 14N (99,635%) и 15N (0,365% ). Изотоп 15N применяют в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома (См. Меченые атомы). Из искусственных радиоактивных изотопов А. наибольший период полураспада имеет 13N (T1/2 = 10,08 мин), остальные весьма короткоживущие. В верхних слоях атмосферы, под действием нейтронов космического излучения, 14N превращается в радиоактивный изотоп углерода 14C. Этот процесс используют и в ядерных реакциях для получения 14C (см. Углерод). Внешняя электронная оболочка атома А. состоит из 5 электронов (одной неподелённой пары и трёх неспаренных — конфигурация 2s22p3, см. Атом). Чаще всего А. в соединениях З-ковалентен за счёт неспаренных электронов (как в аммиаке NH3). Наличие неподелённой пары электронов может приводить к образованию ещё одной ковалентной связи, и А. становится 4-ковалентным (как в ионе аммония NH4+). Степени окисления А. меняются от +5 (в N205) до —3 (в NH3). В обычных условиях в свободном состоянии А. образует молекулу N2, где атомы N связаны тремя ковалентными связями. Молекула А. очень устойчива: энергия диссоциации её на атомы составляет 942,9 кдж/моль (225,2 ккал/моль), поэтому даже при t около 3300°С степень диссоциации А. составляет лишь около 0,1%.
         Физические и химические свойства. А. немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м3 (при 0°С и 101325 н/м2 или 760 мм рт. ст.), tпл —209,86°С, tкип —195,8°C. А. сжижается с трудом: его критическая температура довольно низка (—147,1 °С), а критическое давление высоко 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); плотность жидкого А. 808 кг{м3. В воде А. менее растворим, чем кислород: при 0°С в 1 м3 Н2О растворяется 23,3 г А. Лучше, чем в воде, А. растворим в некоторых углеводородах.
         Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, А. взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов А. реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения А. с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 (см. Азота окислы). Из них при непосредственном взаимодействии элементов (4000°C) образуется окись NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO2. В воздухе окислы А. образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь А. с кислородом ионизирующих излучений (см. Радиационная химия). При растворении в воде азотистого N2О3 и азотного N2О5 ангидридов соответственно получаются Азотистая кислота HNO2 и Азотная кислота HNO3, образующие соли — Нитриты и Нитраты. С водородом А. соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется Аммиак NH3. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения А. с водородом, например Гидразин H2N—NH2, диимид HN=NH, азотистоводородная кислота HN3(H—N=NN), октазон N8H14 и др.; большинство соединений А. с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами А. непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды А. получают только косвенным путём, например фтористый азот NF3— при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды А. — малостойкие соединения (за исключением NF3); более устойчивы оксигалогениды А. — NOF, NOCI, NOBr, N02F и NO2CI. С серой также не происходит непосредственного соединения А.; азотистая сера N4S4 получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскалённого кокса с А. образуется Циан (CN).;. Нагреванием А. с ацетиленом C2H2 до 1500°C может быть получен Цианистый водород HCN. Взаимодействие А. с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (См. Нитриды)(например, Mg3N2).
         При действии на обычный А. электрических разрядов [давление 130 — 270 н/м2 (1— 2 мм рт ст)] или при разложении нитридов В, Ti, Mg и Са, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный А., представляющий собой смесь молекул и атомов А., обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный А. весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.
         А. входит в состав очень многих важнейших органических соединений (Амины, Аминокислоты, Нитросоединения и др.).
         Получение и применение. В лаборатории А. легко может быть получен при нагревании концентрированного раствора нитрита аммония: NH4NO2 = N2 + 2H2О. Технический способ получения А. основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке (см. Газов разделения (См. Газов разделение)).
         Основная часть добываемого свободного А. используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания А. воздуха имеет разработанный в 1905 цианамидный метод, основанный на том, что при 1000°C Карбид кальция (получаемый накаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным А.: СаС + N -= CaCN + С. Образующийся Цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака:
         CaCN+ЗН2О=СаСО3+2NH3.
         Свободный А. применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий А. находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный А. в сжатом виде — в баллонах. Широко применяют многие соединения А. производство связанного А. стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.
         Лит.: Некрасов Б. В., Основы общей химии, т. 1, М., 1965; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1963: Химия и технология связанного азота, [М.— Л.], 1934; КХЭ, т. 1, М.,1961.

Современная Энциклопедия

АЗОТ (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 около 3% по массе азота, в белках до 17%), участвует в круговороте веществ в природе. Основная область применения - синтез аммиака; соединения азота - азотные удобрения. Азот - инертная среда в химических и металлургических процессах, в овощехранилищах и т.д. Открыл азот в 1772 шотландский ученый Д. Резерфорд.

Мультимедийная энциклопедия

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. 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. АММИАЧНОЙ СРЕДЕ 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

Медицинская энциклопедия

I
Азот (Nitrogenium, N)
химический элемент V группы периодической системы Д.И. Менделеева, один из наиболее распространенных в природе химических элементов. В составе всех живых организмов А. представлен белками (<<Белки>>), аминокислотами (<<Аминокислоты>>), азотистыми основаниями, нуклеиновыми кислотами (<<Нуклеиновые кислоты>>), аминами, нитросоединениями, алкалоидами и другими органическими соединениями.
Атомный номер азота 7, атомная масса 14,0067, в природе распространен главным образом стабильный изотоп азота 14N. Существует второй стабильный изотоп азота 15N и радионуклиды 12N, 13N, 16N и 17N. Азот проявляет переменную валентность от + 5 до —3.
В состав воздуха входит свободный молекулярный азот N2; его относительное содержание в сухом воздухе составляет 75,6% по массе и 78,09% по объему. В небольших количествах N2 находится в растворенном состоянии в водах Мирового океана. Общее содержание А. в земной коре составляет 0,016% по массе.
Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса; масса 1 литра N; при 0° и 760 мм рт. ст. составляет 1,2506 г, t°кип — 195,8°, t°пл — 210°. Растворимость А. в крови при 38° составляет 0,0110 л на 1 л. При умеренных температурах А. химически инертен, при высокой температуре он может вступать в соединения с многими элементами. С водородом А. образует аммиак NH3, гидразин N2H4, азотистоводородную кислоту HN3, с кислородом — закись азота (гемиоксид азота), или веселящий газ N2O, оксид азота NO, диоксид азота NO2, оксид азота (III), или азотный ангидрид N2O3 оксид азота (V), или пятиокись N2O5, с металлами — нитриды металлов и т.д. Многие соединения А. (аммиак, гидразин, оксиды азота, нитраты, нитриты, азиды и др.) являются токсичными, и их попадание в организм может вызвать тяжелые отравления (см. <<Отравления>>, <<Отравления профессиональные>>).
Круговорот А. в природе представляет собой динамическое равновесие соединений А. в атмосфере, почве, организмах животных и растений и играет важную роль в поддержании жизни на Земле. Основными этапами круговорота А. в природе являются биологическая фиксация атмосферного молекулярного азота азотфиксирующими микроорганизмами в виде аммиака; усвоение аммиака растениями и микроорганизмами с образованием органических соединений; поступление этих соединений с пищей в организм животных и человека и включение их в <<Обмен веществ и энергии>>; переработка органических азотистых соединений живыми организмами, обитающими в почве, — так называемая минерализация (аммонификация) органического А. почвы; нитрификация образовавшихся аммонийных солей с образованием нитратов и нитритов под действием нитрифицирующих бактерий; усвоение растениями аммонийных солей, нитратов и нитритов с образованием органических азотсодержащих соединений или превращение их в почве в молекулярный азот в результате денитрификации аммонийных солей и нитратов микроорганизмами почвы.
<<Азотистый обмен>> составляет важную часть обмена веществ в организме. Нарушения азотистого обмена характерны для многих патологических состояний. Концентрация в крови и моче остаточного азота (см. <<Азот остаточный>>), аминного азота, мочевины и других азотистых соединений является важнейшим диагностическим тестом при заболеваниях почек, печени, сердечно-сосудистой системы и др.
Существует ряд химических и физико-химических методов определения азота. Для количественного определения А. в органических соединениях и биологических субстратах (тканях, жидкостях организма, пище) в качестве референтного метода используют метод Кьельдаля и его микромодификации.
Определение А. в пробах, масса которых меньше 0,14 мг, проводят методом Конвея, заключающимся в определении выделившегося из пробы аммиака, который обрабатывают серной кислотой; из образовавшегося сернокислого аммония аммиак вытесняют сильной щелочью, после чего его поглощает титрованный раствор кислоты (процесс проводят в так называемых чашках Конвея). Количество аммиака определяют колориметрически с реактивом Несслера, индофенольным или нингидриновым реактивом.
Аминный А. в крови определяют методами Ван-Слайка, основанными на вытеснении газов из крови химическими и физическими способами, поглощении выделившихся газов специальными поглотителями и измерении давления в герметически закрытом сосудике до и после поглощения анализируемого газа. Определение производят в аппарате Ван-Спайка. Пробу обрабатывают азотистой кислотой (раствором нитрита натрия и уксусной кислотой), продукты диазотирования аминогрупп (NH2-групп) крови расщепляют, объем выделившегося газообразного А. измеряют манометрически.
В норме концентрация аминного А. в плазме крови составляет 2,6—5,0 ммоль/л, за сутки с мочой выделяется 3,6—14,3 ммоль аминного азота. Изменение содержания аминного А. в крови и моче может служить одним из показателей соотношения между катаболическими и анаболическими процессами, протекающими в организме (см. <<Обмен веществ и энергии>>).

Библиогр.: Глинка Н.Л. Общая химия, Л., 1980; Комаров Ф.И., Коровкин Б.Ф. и Меньшиков В.В. Биохимические исследования в клинике, с. 117, Л., 1981; Кретович В.Л. Обмен азота в растениях, М., 1972; Мишустин Е.Н. и Шильникова В.К. Биологическая фиксация атмосферного азота, М., 1968.
II
Азот (Nitrogenium; N)
химический элемент V группы периодической системы Д.И. Менделеева, ат. масса (вес) 14,007, ат. номер 7; в живых организмах находится в составе белков и их дериватов; в молекулярной форме (N2) — газ, составляющий по объему 78% земной атмосферы.
Азот аминный (син. аминоазот) — А., входящий в состав аминокислот, содержащихся в исследуемом субстрате; повышение содержания А. а. в крови и моче человека является признаком нарушения мочевинообразовательной функции печени.
Азот безбелковый — см. <<Азот остаточный>>.
Азот белковый — А., входящий в состав белков; определение А. б. используется для количественного определения белка в биологических субстратах.
Азот небелковый — см. <<Азот остаточный>>.
Азот остаточный (син.: А. безбелковый, А. небелковый) — А., входящий в состав небелковых азотистых веществ крови, мышц и других тканей; изменение содержания А. о. в сыворотке крови свидетельствует о нарушении азотистого обмена в организме.

Орфографический словарь Лопатина

аз`от, аз`от, -а

Словарь Даля

муж., хим. основание, главная стихия селитры; селитротвор, селитрород, селитряк; он же главная, по количеству, составная часть нашего воздуха (азота - 79 объемов, кислорода - 21). Азотистый, азотный, азотовый, азот в себе содержащий. Химики различают этими словами меру или степени содержания азота в сочетаниях его с другими веществами.

Словарь Ожегова

АЗ’ОТ, -а, муж. Химический элемент, газ без цвета и запаха, главная составная часть воздуха, входящий также в состав белков и нуклеиновых кислот.
прил. азотистый, -ая, -ое и азотный, -ая, -ое. Азотная, азотистая кислоты. Азотные удобрения.

Словарь Ушакова

АЗ’ОТ, азота, мн. нет, ·муж. (от ·греч. ·отриц. a и zoe - жизнь). Газ без цвета и запаха, входящий в состав воздуха.
Химический элемент (·хим. ).

Толковый словарь Ефремовой

[азот]
м.
Химический элемент, газ без цвета и запаха, составляющий основную часть воздуха и являющийся одним из главных элементов питания растений.

Этимологический словарь Крылова

Это слово было создано искусственно в 1787 году, когда потребовался научный термин для названия этого газа. Поскольку этот газ не поддерживает дыхания и название ему было придумано соответствующее: из греческого zot "жизнь" и греческой же отрицательной приставки а; таким образом, в переводе с греческого это искусственное слово означает "неживой". В русский язык этот термин попал из французского – именно во Франции это слово и было создано.

Теософский словарь

(Алхим.) Творящий принцип в Природе, большая часть которого хранится в Астральном Свете. Он символизирован фигурой, представляющий крест (См. "Элифас Леви"), каждая из четырех частей которого носит одну букву слова Таро, которое можно прочесть и как Рота, Атор, и многими другими способами, которые все имеют оккультное значение. А альфа и омега Альфа и Омега, Первый и Последний, начало и конец всякого активного существования; Логос - отсюда (у христиан) Христос. См. "Откр. Св. Иоанна", XXI, с. 6, где Иоанн использует "Альфа и Омега" как символ Божественного Утешителя, который "свободно дает тому, кто испытывает жажду, из источника воды жизни". Слово Азот или Азотх является средневековым глифом этой идеи, ибо это слово состоит из первой и последней букв греческого алфавита, , латинского - А и Z, и еврейского - А и Т, или алеф и тау. (См. также "Азот".) (у.у.у.)

Бренан - Словарь научной грамотности

Газообразный элемент без цвета и запаха, из которого состоит более чем 78% атмосферы Земли. Азот присутствует в тканях животных и растений. Белки, которые составляют наибольшую часть ткани нашего тела, - это соединения азота, поступающего из растений или животных, питающихся растениями. Азот применяется при изготовлении аммиака, азотной кислоты, удобрений, красителей и как хладагент. См. <<азота оксиды>>.

Научнотехнический Энциклопедический Словарь

АЗОТ (символ N), химический элемент без цвета и без запаха, принадлежащий к V группе периодической системы Менделеева. Открыт в 1772 г., встречается обычно в виде газа. Является основным компонентом атмосферы Земли (78% объема). Его получают из сжиженного воздуха путем фракционной перегонки. Азотный цикл (цикл превращения азота в живых организмах) чрезвычайно важен для существования жизни на Земле. Главное промышленное применение - в ПРОЦЕССЕ Хабера, при котором производится аммиак для удобрений и получения азотной кислоты. Азотные соединения используются в удобрениях, взрывчатых веществах, красителях, продуктах питания и лекарственных препаратах. Элемент химически инертен. Свойства: атомный номер 7, атомная масса 14,0067; плотность 1,2506; температура плавления -209,86 °С ; температура кипения -195,8 °С ; наиболее распространенный изотоп - 14N (99,76%).

Если вы желаете блеснуть знаниями в беседе или привести аргумент в споре, то можете использовать ссылку:

будет выглядеть так: АЗОТ

будет выглядеть так: Что такое АЗОТ