Азот (лат. Nitrogenium – рождающий селитры), химический элемент второго периода 5 группы, главной подгруппы периодической системы, атомный номер 7, атомная масса 14,0067. В свободном виде – газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде. Состоит из двухатомных молекул N2, обладающих высокой прочностью. Относится к неметаллам. Природный азот состоит из нуклидов 14N (содержание в смеси 99,635% по массе) и 15N. Конфигурация внешнего электронного слоя 2s2 2p3. Радиус нейтрального атома азота 0,074 нм, радиус ионов: N3- - 0,132; N3+ - 0,030 и N5+ - 0,027 нм. Энергии последовательной ионизации нейтрального атома азота равны, соответственно, 14,53; 29,60; 47,45; 77,47 и 97,89 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность азота 3,05. Тип кристаллической решетки – молекулярная.

-Бесцветный газ -Не имеет вкуса -Не имеет запаха -Инертен -Плохо растворим в воде

Химически азот довольно инертен и при комнатной температуре реагирует только с металлом литием с образованием твердого нитрида лития Li3N. 6Li+N2 2Li3N. В соединениях проявляет различные степени окисления (от -3 до +5). С водородом образует аммиак NH3, N2+3H2 2NH3. Косвенным путем (не из простых веществ) получают гидразин N2H4 и азотистоводородную кислоту HN3. Соли этой кислоты – азиды. Известно несколько оксидов азота. С галогенами азот непосредственно не реагирует, косвенными путями получены NF3, NCl3, NBr3 и NI3, а также несколько оксигалогенидов (соединений, в состав которых, кроме азота, входят атомы и галогена, и кислорода, например, NOF3).

Галогениды азота неустойчивы и легко разлагаются при нагревании (некоторые – при хранении) на простые вещества. Так NI3 выпадает в осадок при сливании водных растворов аммиака и иодной настойки. Уже при легком сотрясении сухой NI3 взрывается: 2NI3 N2+3I2. Азот не реагирует с серой, углеродом, фосфором, кремнием и некоторыми другими неметаллами. При нагревании азот реагирует с магнием и щелочноземельными металлами, при этом возникают солеобразные нитриды общей формулы M3N2, которые разлагаются водой с образованием соответствующих гидроксидов и аммиака, например: Ca3N2+6H2O 3Ca(OH)2+2NH3

Аналогично ведут себя и нитриды щелочных металлов. Взаимодействие азота с переходными металлами приводит к образованию твердых металлоподобных нитридов различного состава. Например, при взаимодействии железа и азота образуются нитриды железа состава Fe2N и Fe4N. При нагревании азота с ацетиленом С2Н2 может быть получен цианистый водород НСN. Из сложных неорганических соединений азота наибольшее значение имеют азотная кислота HNO3, ее соли нитраты, а также азотистая кислота HNO2 и ее соли нитриты. N2+O2 2NO 3Ca+N2 Ca3N2 2NO+O2 2NO2 4NO2+O2+2H2O 4HNO3

В природе свободный (молекулярный) азот входит в состав атмосферного воздуха (в воздухе 78,09% по объему и 75,6 по массе азота), а в связанном виде – в состав двух селитр: натриевой NaNO3(чилийская селитра) и калиевой KNO3(индийская селитра) – и ряда других соединений. По распространенности в земной коре азот занимает 17-е место, на его долю приходится 0,0019% земной коры по массе. Несмотря на свое название, азот присутствует во всех живых организмах (1-3% на сухую массу), являясь важнейшим биогенным элементом. Он входит в состав молекул белков, нуклеиновых кислот, коферментов, гемоглобина, хлорофилла и многих других биологически активных веществ. Некоторые, так называемые азотфиксирующие, микроорганизмы способны усваивать молекулярный азот воздуха, переводя его в соединения, доступные для использования другими организмами.

В промышленности азот получают из воздуха. Для этого воздух сначала охлаждают, сжимают, а жидкий воздух подвергают перегонке (дистилляции). Температура кипения азота немного ниже (-195,8), чем другого компонента воздуха – кислорода (-182,9), 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 NH4Cl к твердому нитриту натрия NaNO2: NaNO2+NH4Cl NaCl+N2+2H2O. Можно также нагревать твердый нитрит аммония: NH4NO2 N2+2H2O

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.

Оксид азота (1) N2O закись азота, «веселящий газ» Физические свойства: Газ, бесцветный, запах сладковатый, приятный привкус, растворим в воде, t пл.= -91 C, t кип.= -88,5 С, анестезирующее средство, тяжелее воздуха, негорючий, не поддерживает горение. Получение NH4NO3 NO2 + 2H2O Химические свойства: 1)Разлагается при 700 С с выделением кислорода: 2N2O 2N2 + O2 Поэтому он поддерживает горение и является окислителем

2) C водородом: N2O + H2 N2 + H2O 3) Несолеобразующий Оксид азота (2) NO окись азота Физические свойства: Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, tпл.= -164 С, tкип.= -152 С Получение: 1)Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2) 3Cu + 8HNO3(разб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3)Во время грозы N2 + O2 2NO

Химические свойства: 1)Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O2 2NO2 2NO + Cl2 2NOCl (хлористый нитрозил) 2) Окислитель 2NO + 2SO2 2SO3 + N2 3) Несолеобразующий Оксид азота (3) N2O3 азотный ангидрид Физические свойства: Темно-синяя жидкость (при низких температурах), термически неустойчив, tпл.= -102 С, tкип.= 3,5 С. Выше tкип. Разлагается на NO и NO2, N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.

Получение: NO2 + NO N2O3 Химические свойства: Все свойства кислотных оксидов N2O3 + 2NaOH 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O Оксид азота (4) NO2 двуокись азота, диоксид азота Физические свойства: Бурый, ядовитый газ, раздражающий, резкий запах, удушливый, тяжелее воздуха, сильный окислитель, ядовит, tпл.= -11,2 С, tкип.= 21 С Получение: 1)2NO + O2 2NO2 2)Сu + 4HNO3(конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

Химические свойства: 1)Кислотный оксид с водой 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3 с щелочами 2NO2 + 2NaOH NaNO2 + NaNO3 + H2O 2) Окислитель NO2 + SO2 SO3 + NO 3) Димеризация 2NO2(бурый газ) N2O4(бесцветная жидкость) Оксид азота (5) N2O5 азотный ангидрид

Физические свойства: Белое кристаллическое взрывчатое вещество, сильный окислитель, летучее, неустойчивое вещество. Получение: 1)2NO2 + O3 N2O5 + O2 2)2HNO3 + P2O5 2HPO3 + N2O5 Химические свойства: 1)Кислотный оксид N2O5 + H2O 2HNO3 2) Cильный окислитель 3) Легко разлагается (при нагревании – со взрывом): 2N2O5 4NO2 + O2