Азот из атмосферы. Смотреть что такое "азот" в других словарях

Из этой статьи вы узнаете про кислород и азот - два газа, которые успешно взаимодействуют между собой.

Азот

Сам азот был открыт в 1772 году химиком Генри Кавендишем. В своей лаборатории Генри с помощью специального устройства несколько раз пропускал над раскаленным углем. Затем воздух обрабатывался щелочами. Из-за свойств полученный от эксперимента остаток был назван «удушливым» газом. Но ученый не смог понять, какое вещество он получил. Современному химику известно, что пропускание воздуха над раскаленным углем дает в результате углекислый газ, который нейтрализуется щелочью. О своем опыте Генри сообщил приятелю - Джозефу Пристли.

Интересно, что это не первый случай, когда ученые не могут понять, какое вещество получилось в ходе . Например, с помощью тока Пристли как-то связал кислород и азот, но не смог понять, что в результате опыта он получил аргон, который является инертным газом.

Физические свойства азота

При стандартных условиях азот представляет собой инертный бесцветный газ без запаха и вкуса. Он безопасен для человека. Кроме того, этот газ практически не растворяется в воде и химически не взаимодействует с ней.

Также седьмой элемент периодической системы Менделеева существует в жидком и твердом агрегатных состояниях.

Жидкий азот

Температура кипения жидкого азота составляет -195,8 °С, а в твердое состояние он переходит при -209,86 °С.

Химические свойства азота

Сам бесцветный газ имеет очень прочные двухатомные молекулы, которые образуют тройную связь. Поэтому молекулы практически не распадаются. И именно из-за этого свойства азот проявляет малую химическую активность. Все его соединения крайне неустойчивы, потому что при нагреве вещества образуется свободный азот.

Реакции азота с металлами

Молекулярный азот может вступать в реакцию лишь с небольшой группой металлов, которые проявляют восстановительные свойства. Например, N₂ может вступать в реакцию с литием:

6Li + N₂ = 2Li₃N

Также он реагирует с легким серебристым металлом , но для этого химического процесса нужен нагрев до 300 °С. Результатом реакции будет нитрид магния - желтовато-зеленые кристаллы, которые при нагревании разлагаются на магний и свободный азот:

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

Mg₃N₂ → 3Мg + N₂ (при нагреве от 1000 °С)

Если нитрид активного металла добавить в воду, запустится процесс гидролиза, и в итоге получится аммиак.

Азот и водород

При температуре около 400 °С и давлении в 200 атмосфер, а также в присутствии железа (то есть катализатора) протекает взаимодействие азота и водорода:

3H₂ + N₂ = 2NH₃

Взаимодействие азота с другими неметаллами

Все реакции с азотом проходят при высоких температурах. Например, с бором:

2B + N₂ = 2BN.

Азот не взаимодействует со многими галогенами, а также серой. Однако сульфиды и галогениды можно получить косвенным путем.

Реакция азота с кислородом

Кислород - это химический элемент, который имеет VIII порядковый атомный номер. Это прозрачный без запаха и цвета. В жидком виде кислород имеет синеватый оттенок.

Жидкий кислород

Также он способен находиться и в твердом агрегатном состоянии и представляет собой голубые кристаллики. Кислород имеет двухатомную молекулу.

Интересный факт: ученый Пристли первоначально не понял, что он открыл кислород - он считал, что в результате эксперимента получил некую составную часть воздуха. Ученый наблюдал за разложением оксида ртути в герметичном устройстве и с помощью линзы направлял на оксид солнечные лучи.

Если говорить о взаимодействии азота и кислорода, то вещества вступают в реакцию под воздействием электрического тока. У азота очень прочная молекула, которая весьма неохотно взаимодействуют с другими веществами:

O₂ + N₂ = 2NO

Существует несколько оксидов бесцветного газа, валентность которых колеблется от одного до пяти.

Вот несколько соединений, которые могут образовываться в ходе реакции азота и кислорода:

N₂O - закись азота;

NO - окись азота;

N₂O₃ - азотистый ангидрид;

NO₂ - двуокись азота;

N₂O₅ - азотный ангидрид.

Нажмите , чтобы провести интересный с получением двуокиси азота и изучить его свойства.

Закись азота применяют в качестве анестезии. Это соединение получают путем распада азотнокислого аммония - бесцветного газа с характерным запахом. Закись отлично растворяется в воде.

Молекула закиси азота

N₂O является постоянной составляющей воздуха. Химический процесс протекает при температуре 200 °С. Уравнение реакции выглядит следующим образом:

NH₄NO₃ = 2Н₂О + N₂O

Окись азота NO тоже является бесцветным газом, который практически не растворяется в воде. Это соединение неохотно отдает кислород, но зато известно своими реакциями присоединения. Например, взаимодействие с зеленовато-желтым токсичным газом хлором.

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru//

Особенности азота

У атома азота на один электрон больше, чем у атома углерода; согласно правилу Гунда, этот электрон занимает последнюю вакантную 2р-орбиталь. Атом азота в невозбужденном состоянии характеризуется тремя вырожденными 2р-электронами при наличии двух спаренных электронов на 2s-орбитали. Три неспаренных электрона на 2р-орбитали, прежде всего, ответственны за трехковалентность азота. Именно поэтому характеристическим летучим водородным соединением является аммиак, в котором атом азота образует три ковалентные связи по обменному механизму с тремя атомами водорода. У азота нет возможности перехода электронов в возбужденное состояние, так как ближайшие орбитали при n = 3 слишком высоки по энергии. Поэтому максимальная валентность азота равна четырем. При этом три ковалентные связи могут быть образованы по обменному механизму, а одна - по донорно-акцепторному. Однако азот в состоянии N+ может образовывать все четыре связи по обменному механизму. Азот проявляет большое разнообразие степеней окисления: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 и +5. Наиболее часто встречаются производные от степеней окисления -3,+5 и +3 (NH3, HNO3 и NaNO2).

Распространение азота в природе

Среди всех элементов, образующих земной шар, один азот (если не считать инертных газов) как бы избегает образовывать химические соединения и входит в состав земного шара преимущественно в свободном виде. А так как азот в свободном состоянии - газ, основная его масса сосредоточена в газовой оболочке той сложной химической системы, которую представляет собой земной шар, - в его атмосфере. Содержание азота в земной коре в виде соединений составляет 0,01 массовой доли, %. Атмосфера более чем на 75 массовых долей, % состоит из газообразного азота, что равно ~4*1015 т. Связанный азот образует минералы в форме нитратов: чилийская NaNO3, индийская KNO3 и норвежская Ca(NO3)2 селитры. Азот в форме сложных органических производных входит в состав белков, в связанном виде содержится в нефти (до 1,5 массовой доли, %), каменных углях (до 2,5 массовой доли, %).

Молекула N2 является самой устойчивой формой его существования, чем обусловлена так называемая проблема связанного азота. Потребление связанного азота растениями и животными приводит к обеднению окружающей среды соединениями азота. Этот дефицит должен восполняться искусственным путем, поскольку естественное пополнение запасов связанного азота (грозы, деятельность азотобактерий и т. п.) не компенсирует его потери. Исключительное значение в решении проблемы связанного азота имеют две реакции: синтез аммиака и его каталитическое окисление.

Получение азота

В технике азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. При этом в первую очередь отгоняются наиболее летучие вещества - азот и благородные газы. Последние не мешают в случае применения азота для создания инертной среды в химических и других производствах. От примесного кислорода (несколько процентов) азот освобождают химически, пропуская его через систему с нагретой медью. При этом практически весь кислород связывается в CuO.

В лаборатории азот получают нагреванием смеси крепких растворов хлорида аммония и нитрита натрия: NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl или разложением нитрита аммония при нагревании: NH4NO2 = N2 + 2H2O

Наиболее чистый азот получается при термическом разложении азидов металлов, например: 2NaN3 = 2Na + 3N2

Физические свойства

Азот - газ без цвета и запаха. Точка кипения жидкого азота -195,8 град. С, точка плавления твердого азота -210,5 град. С. Твердый азот получается в виде порошка и в виде льда. Азот плохо растворим в воде и органических растворителях. В 1 л воды при 0 град. С растворяется всего 23,6 см3 азота. 1 л азота при нормальных условиях весит 1,2505 г.

Химические свойства

Азот находиться в верхнем правом углу периодической системы, в котором сосредоточены неметаллы с наибольшими сродствами к электронам. Поэтому он должен быть мало склонен выступать в качестве электроположительного элемента, а как элемент электроотрицательный должен уступать в химической активности только немногим неметаллам, в первую очередь правее его стоящим кислороду и фтору. Между тем химическая характеристика азота, как и исторически первые сообщения о нем, всегда начинается не с положительных признаков, а с отрицательных: с подчеркивания его химической инертности. Первая причина химической инертности азота в обычных условиях - особо прочное сцепление его атомов в молекуле N2.

N2=2N-711 кДж.

При комнатной температуре азот взаимодействует только с литием, с образованием нитрида лития: N2 + 6Li = 2Li3N, с другими металлами азот взаимодействует при нагревании: N2 + 3Ca = Ca3N2. В реакциях взаимодействия азота с металлами, азот проявляет окислительные свойства, также окислительные свойства он проявляет при взаимодействии с водородом (при нагревании, повышенном давлении и в присутствии катализатора): N2 + 3H2 = 2NH3. Азот также взаимодействует и с другими неметаллами, проявляя при этом восстоновительные свойства: N2+O2 = 2NO, N2 + 3F2 =2NF3.

Существуют и другие соединения азота с электроотрицательными элементами, но они являются неустойчивыми, и многие из них, особенно хлористый азот и йодистый азот, взрывчаты.

Водородные соединения азота

Летучим характеристическим соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак - самое важное водородное соединение азота. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H3N. В химическом строении аммиака sp3-гибридные орбитали атома азота образуют три -связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра. Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает химическую не насыщенность и реакционноспособность молекул аммиака. При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. При охлаждении до -33 град. С аммиак сжижается, а при -78 град. С затвердевает. В жидком и твердом аммиаке между молекулами действуют водородные связи, вследствие чего аммиак обладает рядом экстремальных свойств по сравнению с другими водородными соединениями элементов пятой группы главной подгруппы. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим неводным растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно - земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. Вещества с функциональными полярными группами в жидком аммиаке подвергаются электролитической диссоциации.

По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ: при 0 град. С 1 объем воды поглощает 1200 объемов газообразного аммиака. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей. При этом возможны два механизма возникновения водородных связей между молекулами аммиака и воды:

Поскольку донорная способность молекул аммиака выражена сильней, чем у воды, а связь О-Н более полярна по сравнению с полярностью связи N-Н в аммиаке, межмолекулярная водородная связь образуется по первому механизму. Таким образом, физико-химические процессы в водном растворе аммиака можно представить следующим образом.

Возникновение гидроксид - ионов создает щелочную реакцию раствора аммиака в воде. Константа ионизации невелика (рК 5). В условиях пониженных температур из водных растворов аммиака можно выделить кристаллогидраты NH3 Н2О (tпл=-77 град. С), 2NН3 Н2О (tпл=-78 град. С) и NН3 2Н2О (tпл=-97 град. С). Кристаллогидраты состоят из цепей молекул аммиака и воды, сшитых водородными связями в трехмерную сетку, в которых отсутствуют структурные мотивы NН4ОН. Это означает, что так называемый гидроксид аммония не существует как химический индивид, как нет гидроксида оксония ОН3ОН и гидроксида фторонияFН2ОН. Таким образом, водные растворы аммиака обладают основными свойствами не за счет образования мнимого соединения NН4ОН, а вследствие исключительно выраженной донорной активности атома азота в NН3.

Равновесие в водном растворе аммиака можно сместить вправо добавлением кислоты. При этом в растворе образуются соли аммония. Они получаются также при непосредственном взаимодействии газообразных веществ:

NН3 + НСl = NН4Сl

Сам ион аммония и большинство его солей бесцветны. В твердом состоянии соли аммония образуют структуры, характерные для веществ со значительной долей ионной составляющей связи. Поэтому они хорошо растворяются в воде, почти сполна подвергаются электролитической ионизации. Структура иона NН4+ - тетраэдрическая, в которой все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, а азот находится в его центре. Положительный заряд равномерно распределен между всеми атомами водорода. По свойствам соли аммония похожи на соли калия вследствие близости ионных радиусов NН4+ (0,142 нм) и К+ (0,133 нм). Существенная разница заключается только в том, что соли калия, образованные сильными кислотами, не подвержены гидролизу, а соли аммония в водных растворах гидролизуются вследствие слабо выраженных основных свойств аммиака.

Соли аммония отличаются невысокой термической устойчивостью. Природа конечных продуктов термического разложения солей аммония в основном определяется свойствами аниона. Если анион происходит от кислоты - окислителя, то имеет место окисление аммиачного азота, например: NН4NО3 = N2О + 2Н2О

В этой реакции аммиачный азот отдает 4 электрона нитратному азоту, а потому последний выступает как окислитель. С другой стороны, эта реакция представляет собой пример внутримолекулярного конпропорционирования. Для аммонийных солей от кислот, не являющихся окислителями, при их термическом разложении выделяется аммиак и кислота: (NН4)3РО4 = 3NН3 + Н3РО4

При обработке солей аммония щелочами выделяется аммиак:

2NН4Сl + Са(ОН)2 = 2NН3 + СаСl2 + 2Н2О

Эта реакция может служить простым способом получения аммиака в лаборатории. В промышленности аммиак получают прямым синтезом из компонентов - простых веществ.

На воздухе аммиак не горит, но в атмосфере кислорода он окисляется до свободного азота: 4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О

При каталитическом окислении реакция идет иначе:

4NН3 + 5О2 = 4NО + 6Н2О

Аммиак выступает как восстановитель и в реакциях с другими окислителями. Реже аммиак выступает как окислитель, например:

Nа + NН3 = NаNН2 + 1/2Н2

В этой реакции металлический натрий вытесняет водород из жидкого аммиака. При этом водород аммиака понижает свою степень окисления, и аммиак играет роль окислителя. С другой стороны, подобные реакции иллюстрируются проявлением аммиаком кислотных свойств. Амиды металлов, например NаNН2, являются солями аммиака, отвечающими его кислотной функции. Совершенно очевидно, что кислотная природа у аммиака выражена значительно слабее, чем у Н2О и НF. Константа кислотной ионизации ничтожно мала (рКа 35), а потому соли аммиака как кислоты в воде нацело гидролизуются:

NaNH2 + H2O = NaOH + NH3

Кислотной функции аммиака отвечают не только амиды, но и имиды и нитриды металлов. Если в амидах замещен один атом водорода (NаNН2) , в имидах - два (Li2NН), то в нитридах - все три (AlN).

При осторожном окислении аммиака мягким окислителем, например гипохлоридом натрия, получают другое водородное соединение аммиака - гидразин или диамид:

2NН3 + NаОСl = N2Н4 + NаСl + Н2О

Диамид представляет собой бесцветную, легко испаряемую токсичную жидкость с высокой диэлектрической проницаемостью(Е=52 при 25 град.С)

По химическим свойствам гидразин во многом похож на аммиак. В водных растворах гидразина также возникают водородные связи, как и в случае аммиака. При взаимодействии гидразина с 1 молекулой воды с участием водородной связи образуется катион +, а с двумя - 2+.

Существование гидроксидов этих катионов как индивидуальных веществ не установлено, тем не менее, известны два типа солей гидразина, например N2Н5Сl и N2Н6Сl2.

При восстановлении раствора азотной кислоты атомарным водородом получается гидроксиламин:

НNО3 + 6Н = NН2ОН + 2Н2О

Гидроксиламин - бесцветные кристаллы (tпл = 33 град.С), термически нестойкие, выше 100 град.С взрываются. Водные растворы гидроксиламина более устойчивы. В растворе также возникают межмолекулярные водородные связи, и устанавливается динамическое равновесие:

Однако основная функции гидроксиламина выражена еще слабее (рКb 8), чем у аммиака и гидразина. С кислотами гидроксиламин дает соли гидроксиламмония. Наиболее известным препаратом является хлорид гидроксиламмония Сl. Растворы солей гидроксиламмония более устойчивы, чем твердые вещества, и имеют кислую реакцию вследствие гидролиза.

Поскольку атом азота в гидроксиламине имеет степень окисления -1, он может функционировать и как окислитель, и как восстановитель. Но для него более характерны восстановительные свойства, особенно в щелочной среде.

Среди водородных соединений азота наименьшая отрицательная степень окисления азота представлена в азиде водорода НN3. В этом соединении степень окисления азота равна - 1/3. Необычайная степень окисления обусловлена структурной неравноценностью атомов азота в этом веществе.

С позиции МВС эта структурная неравноценность может быть представлена схемой:

Главное в этой схеме - делокализация П-связей вдоль прямой, соединяющей атомы азота. Правомерность схемы доказывается расстоянием между атомами азота 1-2 и 2-3, являющимися промежуточными между длинами связей

Водный раствор НN3 называется азотистоводородной кислотой. Она получается окислением гидразина азотистой кислотой:

N2Н4 + НNО2 = НN3 + 2Н2О

По силе она приближается к уксусной. В разбавленных растворах азотистоводородная кислота медленно диспропорционирует:

НN3 + Н2О = N2 + NН2ОН

В безводном состоянии она может взорваться не только при нагревании, но и от сотрясения:

2НN3 = 3N2 + H2

Смесь азотистоводородной и концентрированной соляной кислот способна растворять даже благородные металлы. Соли азотистоводородной кислоты - азиды - по растворимости в воде похожи на галогениды. Так, азиды щелочных металлов хорошо растворяются в воде, АgN3, Рb(N3)2 и Нg(N3)2 - плохо. Азиды щелочных и щелочно-земельных металлов при медленном нагревании устойчивы вплоть до плавления. Азиды тяжелых металлов легко взрываются при ударе:

Рb(N3)2 = Рb + 3N2

Кислородные соединения азота

С кислородом азот образует ряд оксидов: N2О и NО - бесцветные газы, N2О3 голубое твердое вещество (ниже -100 град.С), NО2 - бурый газ, N2О4 - бесцветный газ, N2О5 - бесцветные кристаллы.

Оксид N2О (закись азота, "веселящий газ", поскольку он обладает наркотическим действием) получают термическим разложением нитрата аммония или гидроксиламмония:

[НN3ОН]NО2 = N2О + 2Н2О (внутримолекулярное конпропорционирование)

Оксид азота (+1) - эндотермическое соединение. Однако при комнатной химически температуре мало активен. При нагревании его реакционная способность сильно возрастает. Он окисляет водород, металлы, фосфор, серу, уголь, органические и другие вещества, например:

Сu + N2О = N2 + СuО

При нагревании N2О выше 700 град.С одновременно с реакцией разложения протекает его диспропорционирование:

2N2О = 2N2 + О2;2N2О = 2NО + N2

С водой оксид азота (+1) не взаимодействует, хотя известна кислота Н2N2О2, в которой азот тоже имеет степень окисления +1. Эта кислота называется азотноватистой, и ей приписывается структура с двумя равноценными атомами азота:

Свободную азотноватистую кислоту можно получить следующим образом:

NН2ОН + НNО2 = Н2N2О2 + Н2О

Она хорошо растворяется в воде, но кислота слабая. Азотноватистая кислота весьма неустойчива, при незначительном нагревании взрывается:

Н2N2О2 = N2О + Н2О

Соли Н2N2О2 - гипонитриты и гидрогипонитриты - в воде сильно подвержены гидролизу. Большинство гипонитритов мало растворимо в воде, намного лучше растворяются гидрогипонитриты.

Четные степени окисления для азота сравнительно мало характерны. К числу таких соединений относится оксид азота (+2). Молекула NО содержит нечетное число электронов и, по существу, представляет собой обладающий малой активностью радикал. В молекуле одна ковалентная по донорно-акцепторному механизму и две П-связи. Несмотря на эндотермичность и положительную величину энергии Гиббса образования NО из простых веществ, оксид азота (+2) не распадается на элементы. Дело в том, что, согласно ММО, порядок связи в NО довольно высок и равен 2,5. Молекула NО прочнее молекулы О2, так как у первой на разрыхляющей МО П2р*всего один электрон, а у второй - два электрона.

В лаборатории оксид азота (+2) чаще всего получают действием разбавленной кислоты на медные стружки:

3Сu + 8НNО3 = 3Сu(NО3)2 + 2NО + 4Н2О

На воздухе оксид азота (+2) мгновенно окисляется:

2NО + О2 = 2NО2

Окисляется NО и галогенами, образуя нитрозилгалогениды:

2NО + Г2 = 2NОГ

При взаимодействии с восстановителями NО восстанавливается до N2О, N2, NН2ОН, NН3 в зависимости от восстановительной способности партнера и условий провидения процессов

Водный раствор оксида азота (+2) нейтрален. Никаких соединений с водой он не образует, хотя известны соли (гипонитраты) не выделенной в свободном состоянии азотноватой кислоты Н2N2О3, в которой азот также имеет степень окисления +2.

Оксид азота N2О3 существует в твердом состоянии (ниже -100 град.С). В жидком и парообразном состояниях оксид азота (+3) в значительной степени диссоциирован за счет диспропорционирования:

N2О3-NО + NО2

Получают N2О3 охлаждением эквимолярных количеств NО и NО2. А равномерный ток смеси нужного состава получается при взаимодействии 50%-ной НNО3 с оксидом мышьяка (+3):

2НNО3 + Аs2О3 = 2НАsО3 + NО + NО2

Оксиду азота (+3) отвечает известная лишь в растворе неустойчивая азотистая кислота НNО2. Получить ее можно растворением в воде равных объемов NО и NО2 в воде:

NО + NО2 + Н2О = 2НNО2

При хранении и нагревании НNО2диспропорционирует:

3НNО2 = НNО3 + 2NО + Н2О

Наиболее характерные для нее окислительные свойства:

НNО2 + 2НI = I2 + 2NО + 2Н2О

Однако сильные окислители переводят азотистую кислоту в азотную:

5НNО2 + 2КмnО4 + 3Н2SО4 = К2SО4 + 2МnSО4 + 5НNО3 + 3Н2О

Оксид азота (+4) получают растворением меди в концентрированной азотной кислоте: Сu + 4НNО3 = Сu(NО3)2 + 2NО2 + 2Н2О

Он является хорошим окислителем, в нем горят фосфор, сера, уголь и некоторые органические вещества. Выше 150 град.С диоксид азота начинается разлагаться:

2NО2 = 2NО + О2

Поскольку молекула диоксида азота с неспаренным электроном по существу представляет собой радикал, она легко димеризуется:

Димер бесцветен и диамагнитен в отличие от окрашенного в красно-бурый цвет и парамагнитен.

Диоксид азота при взаимодействии с водой диспропорционирует:

2NО2 + Н2О = НNО2 + НNО3

При растворении NО2 в горячей воде получается азотная кислота, ибо первоначально образующаяся азотиста кислота диспропорционирует с выделением оксида азота (+2) и образованием азотной кислоты.

Оксид азота (+5) имеет молекулярную структуру только в газовой фазе. В твердом состоянии N2О5 имеет структуру, образованную ионами NО2+ и NО3-. N2О5 - легко возгоняющиеся кристаллы, причем испаряются молекулы. Таким образом, при возгонке оксида азота (+5) ионы NО2+ и NО3- объединяются в молекулы N2О5 . Получают оксид азот (+5) дегидратацией азотной кислоты с помощью Р2О5 или окислением NО2 озоном:

2НNО3 + Р2О5 = 2НРО3 + N2О5; 6NО2 + О3 = 3N2О5

Оксид азота (+5) является энергичным окислителем, многие реакции с его участием протекают весьма бурно. При растворение в воде дает азотную кислоту:

N2О5 + Н2О = 2НNО3

Азотная кислота - одна из сильных кислот. Молекула НNО3 и нитрат-ион имеют строение, представленное схемами

Безводная азотная кислота представляет собой бесцветную летучую жидкость. При хранении (особенно на свету) и при нагревании частично разлагается:

4НNО3 = 4NО2 + 2Н2О + О2

Так называемая "дымящая" азотная кислота (красного цвета) представляет собой раствор выделяющегося диоксида азота в концентрированной НNО3.

В лаборатории НNО3 получают нагреванием нитрата натрия с серной кислотой:

NaNО3 + Н2SО4 = НNО3 + NaНSО4

В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Сначала аммиак каталитически окисляют до оксида азота (+2), который далее окисляется до

NО2. Затем оксид азота (+4) растворяют в горячей воде и получают азотную кислоту.

Азотная кислота является сильным окислителем и окисляет почти все металлы и неметаллы. Последние, как правило, переводятся ею в производные высшей степени окисления, например:

S + 6НNО3 = Н2SО4 + 6NО2 + 2Н2О

Из металлов только золото, платина, осмий, иридий, ниобий, тантал и вольфрам устойчивы к действию азотной кислоты. Некоторые металлы (например, железо, алюминий, хром) пассивируются концентрированной азотной кислотой. Окислительными свойствами обладают и водные растворы азотной кислоты. Обычно процесс восстановления НNО3 протекает в нескольких параллельных направлениях, и в результате получается смесь различных продуктов восстановления. Природа этих продуктов, их относительное содержание в смеси зависят от силы восстановителя, концентрации азотной кислоты и температуры.

Более сильным окислителем является смесь концентрированных азотной и соляной кислот - "царская водка". Она растворяет даже золото и платину, которые не растворяются в азотной, а тем более в соляной кислоте. Ее окислительная активность обусловлена снижением редокс - потенциала растворяющихся металлов, т. е. усилением их восстановительных свойств за счет образования прочных хлоридных комплексов:

Аu + НNО3 + 4НСl = Н[АuСl4] + NО + 2Н2О

Соли азотной кислоты - нитраты - известны почти для всех металлов. Большинство из них бесцветны и хорошо растворяются в воде. В кислых водных растворах нитраты являются более слабыми окислителями, чем азотная кислота, а в нейтральной среде вообще не обладают окислительными свойствами. Сильными окислителями они являются в расплавах, когда происходит разложение с выделением кислорода. Оксид азота (+5) при взаимодействии со 100%-ным пероксидом водорода образует пероксоазотную (надазотную) кислоту:

N2О5 + 2Н2О2 = 2НNО4 + Н2О

Пероксоазотная кислота нестойка, легко взрывается, водой полностью гидролизуется:

Н-О-О-N + Н2О = Н2О2 + НNО3

Соединения с неметаллами

Известны все галогениды азота NГ3. ТрифторидNF3 получают взаимодействием фтора с аммиаком:

3F2 + 4NН3 = 3 NН4F + NF3

Трифторид азота - бесцветный токсичный газ, молекулы которого обладают пирамидальным строением. У основания пирамиды дислоцированы атомы фтора, а вершина занята атомом азота с неподеленной электронной парой. К различным химическим реагентам и к нагреванию NF3 весьма устойчив.

Остальные тригалогениды азота эндотермичны, а потому неустойчивы и реакционноспособны. NCl3 образуется при пропускании газообразного хлора в крепкий раствор хлорида аммония:

3Cl2 + NН4Сl = 4НСl + NCl3

азот химический элемент

Трихлорид азота представляет собой легколетучую (tкип = 71 град.С) жидкость с резким запахом. Небольшой нагрев или удар сопровождается взрывом с выделением большого количества теплоты. При этом NCl3 распадается на элементы. ТригалогенидыNBr3 и NI3 еще менее стабильны.

Производные азота с халькогенами очень неустойчивы вследствие их сильной эндотермичности. Все они плохо изучены, при нагреве и ударе взрываются.

Размещено на Allbest.ru

Подобные документы

Характеристика азота – элемента 15-й группы второго периода периодической системы химических элементов Д. Менделеева. Особенности получения и применения азота. Физические и химические свойства элемента. Применение азота, его значение в жизни человека.

презентация , добавлен 26.12.2011

История открытия азота, его формула и свойства, нахождение в природе и химические реакции, которые происходят непосредственно в природе при участии азота. Методы связывания, получение и свойства нескольких важнейших соединений, области применения азота.

курсовая работа , добавлен 22.05.2010

Свойства элементов подгруппы азота, строение и характеристика атомов. Увеличение металлических свойств при переходе элементов сверху вниз в периодической системе. Распространение азота, фосфора, мышьяка, сурьмы и висмута в природе, их применение.

реферат , добавлен 15.06.2009

Нахождение азота в природе, его физические и химические свойства. Выделение азота из жидкого воздуха. Свойство жидкого азота при испарении резко понижать температуру. Получение аммиака и азотной кислоты. Образование и скопление селитры в природе.

реферат , добавлен 20.11.2011

Биологическая роль азота и его соединений для живой материи; распространенность, свойства. Факторы, влияющие на круговорот азота в антропогенных биоценозах. Токсикология и "физиологическая необходимость" азота для организма человека, животных и растений.

курсовая работа , добавлен 22.11.2012

Открытие, физические и химические свойства азота. Круговорот азота в природе. Промышленный и лабораторный способы получения чистого азота. Химические реакции азота в нормальных условиях. Образование природных залежей полезных ископаемых, содержащих азот.

презентация , добавлен 08.12.2013

Биологические и не биологические процессы фиксации азота. Открытие бактерий рода азотобактер. Соединения азота, формы их распространения и области применения. Физические и химические свойства азота, его распространение в природе и способы получения.

реферат , добавлен 22.04.2010

Понятие аммиакатов, их использование в химическом анализе. Характеристика и свойства азота, строение молекулы. Степени окисления азота в соединениях. Форма молекулы аммиака. Проведение эксперимента по исследованию свойств аммиакатов, меди, никеля.

курсовая работа , добавлен 02.10.2013

Общие аспекты токсичности тяжелых металлов для живых организмов. Биологическая и экологическая роль р-элементов и их соединений. Применение их соединений в медицине. Токсикология оксидов азота, нитритов и нитратов. Экологическая роль соединений азота.

курсовая работа , добавлен 06.09.2015

Бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Смеси оксида азота с эфиром, циклопропаном, хлорэтилом. Химические свойства и получение оксида азота. Симптомы отравления веселящим газом и оказание первой медицинской помощи.

Азот – это химический элемент с атомным номером 7. Является газом без запаха, вкуса и цвета.

Таким образом, человек не ощущает присутствия азота в земной атмосфере, между тем как она состоит из этого вещества на 78 процентов. Азот относится к самым распространенным веществам на нашей планете. Часто можно слышать, что без азота не было бы , и это правда. Ведь белковые соединения, из которых состоит все живое, обязательно содержат в себе азот.

Азот в природе

Азот находится в атмосфере в виде молекул, состоящих из двух атомов. Помимо атмосферы, азот есть в мантии Земли и в гумусном слое почвы. Основной источник азота для промышленного производства – это полезные ископаемые.

Однако в последние десятилетия, когда запасы минералов стали истощаться, возникла острая необходимость выделения азота из воздуха в промышленных масштабах. В настоящее время эта проблема решена, и огромные объемы азота для нужд промышленности добываются из атмосферы.

Роль азота в биологии, круговорот азота

На Земле азот претерпевает ряд трансформаций, в которых участвуют и биотические (связанные с жизнью) и абиотические факторы. Из атмосферы и почвы азот поступает в растения, причем не напрямую, а через микроорганизмы. Азотфиксирующие бактерии удерживают и перерабатывают азот, превращая его в форму, легко усваиваемую растениями. В организме растений азот переходит в состав сложных соединений, в частности – белков.

По пищевой цепи эти вещества попадают в организмы травоядных, а затем – хищников. После гибели всего живого азот вновь попадает в почву, где подвергается разложению (аммонификации и денитрификации). Азот фиксируется в грунте, минералах, воде, попадает в атмосферу, и круг повторяется.

Применение азота

После открытия азота (это произошло в 18-м столетии), были хорошо изучены свойства самого вещества, его соединений, возможности использования в хозяйстве. Поскольку запасы азота на нашей планете огромны, данный элемент стал использоваться крайне активно.

Чистый азот применяется в жидком или газообразном виде. Жидкий азот имеет температуру минус 196 градусов по Цельсию и применяется в следующих областях:

— в медицине. Жидкий азот является хладагентом при процедурах криотерапии, то есть лечения холодом. Мгновенная заморозка применяется для удаления различных новообразований. В жидком азоте хранят образцы тканей и живые клетки (в частности – сперматозоиды и яйцеклетки). Низкая температура позволяет сохранить биоматериал в течение длительного времени, а затем разморозить и использовать.

Возможность хранить в жидком азоте целые живые организмы, а при необходимости размораживать их без всякого вреда высказана писателями-фантастами. Однако в реальности освоить эту технологию пока не удалось;

— в пищевой промышленности жидкий азот используется при розливе жидкостей для создания инертной среды в таре.

Вообще азот применяется в тех областях, где необходима газообразная среда без кислорода, например,

— в пожаротушении . Азот вытесняет кислород, без которого процессы горения не поддерживаются и огонь затухает.

Газообразный азот нашел применение в таких отраслях:

— производство продуктов питания . Азот используется как инертная газовая среда для сохранения свежести продуктов в упаковке;

— в нефтедобывающей промышленности и горном деле . Азотом продувают трубопроводы и резервуары, его нагнетают в шахты для формирования взрывобезопасной газовой среды;

— в самолетостроении азотом накачивают шины шасси.

Все вышесказанное относится к применению чистого азота, но не стоит забывать, что этот элемент является исходным сырьем для производства массы всевозможных соединений:

— аммиак. Чрезвычайно востребованное вещество с содержанием азота. Аммиак идет на производство удобрений, полимеров, соды, азотной кислоты. Сам по себе применяется в медицине, изготовлении холодильной техники;

— азотные удобрения;

— взрывчатые вещества;

— красители и т.д.

Азот – не только один из наиболее распространенных химических элементов, но и очень нужный компонент, применяемый во многих отраслях человеческой деятельности.

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

Металлургия

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

Химия, газ, нефть

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

Пожаротушение

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

Медицина

В исследованиях в лабораториях, для больничных анализов.

Горнодобывающая промышленность

В угледобывающих шахтах азот также нужен для пожаротушения.

Фармацевтика

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

Пищевая промышленность

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

Целлюлозно-бумажная отрасль промышленности

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

Таким образом, существует множество отраслей, где используют азот. И все это доказывает его универсальность и востребованность.

АЗОТ , N (франц. Az), химический элемент (Nitrogenium - от nitrum, селитра, «образующий селитру»; по-немецки - Stickstoff «удушающий газ», по-франц. - Azote, от греч. α - отрицание, ξωη - жизнь, безжизненный); атомный вес 14,009, порядковый номер 7.

Физические свойства . D чистого азота (при D воздуха = 1) 0,9674; но обычно мы имеем дело с азотом из воздуха, с содержанием 1,12% аргона, D такого азота 0,9721; вес 1 л чистого азота при 0°С и 760 мм - 1,2507 г, вес 1 л «атмосферного» азота - 1,2567 г. Растворимость азота в воде меньше растворимости кислорода. 1 л воды при 760 мм и 0°С растворяет 23,5 см 3 азота (растворимость О 2 - 48,9 см 3), при 20°С - 15,4 см 3 азота (растворимость О 2 - 31,0 см 3). Древесный уголь свежепрокаленный поглощает, по Дьюару, в 1 см 3 при 0°С всего 15 см 3 азота, при -185°С он поглощает 155 см 3 азота (объемы перечислены на 0°С и 760 мм). Температура критическая -147°С при критическом давлении в 33 atm., или 25 м ртутного столба, температура кипения при 760 мм равна -195°,67±0°,05, а температура плавления при 88 мм±4 мм равна - 210°,52±0°,2. Коэффициент расширения азота при 1 atm равен 0,003667; удельная теплота при 20°С равна 0,249, а для температурного интервала (0-1400)°С, в среднем, 0,262; отношение с р /с η = 1,40, как и для О 2 . Жидкий азот бесцветен, подвижен как вода, хотя легче последней. Удельный вес при температуре кипения и 760 мм - 0,7914, при -184°С - 0,7576, при -195,5°С - 0,8103 и при -205°С - 0,8537; близ точки застывания - 0,8792 (цифры колеблются в зависимости от содержания Аr). Удельная теплота жидкого азота между -196°С и -208°С - 0,430; теплота испарения 1кг жидкого азота при температуре кипения -195°,55 равна 47,65 Cal. Из 1 л жидкого азота при испарении, при атмосферном давлении и 0°С, 14°С и 27°С, образуется соответственно: 640, 670 и 700 л газообразного азота. Жидкий азот немагнитен и не проводит электричества.

Химические свойства азота в значительной степени определяются его крайней инертностью при обыкновенных условиях температуры и давления, объясняющеюся устойчивостью молекул N 2 . Только металл литий соединяется с азотом при невысокой температуре, выделяя при этом 69000 cal и образуя нитрид лития NLi 3 . Нитрид Ва образуется при 560°С и имеет формулу Ba 3 N 2 ; о других нитридах. Как с кислородом, так и с водородом азот соединяется лишь при высокой температуре, причем реакция с кислородом эндотермична, а с водородом экзотермична. Валентность азота определяется строением его атома по Бору. При удалении с наружного кольца всех пяти электронов азот становится пятизарядным положительным ионом; при пополнении верхнего кольца тремя электронами до предельного числа - восьми - атом азота проявляется как трехзарядный электроотрицательный ион. Состояние азота в аммонийных соединениях может быть легко выяснено теорией комплексных соединений. Азот дает целый ряд соединений с кислородом и с галоидами (последние соединения являются вследствие сильной эндотермичности своего образования чрезвычайно взрывчатыми). С водородом азот дает соединения: аммиак и азотистоводородную кислоту. Кроме того, известны: соединение азота с водородом - гидразин и с водородом и кислородом - гидроксиламин.

Применение азота . Газообразный азот имеет в качестве инертного газа применение в медицине для иммобилизации пораженных туберкулезом участков легких (операция Pneumotorax), для защиты металлов от химического действия на них активных газов и вообще в тех случаях, когда необходимо предотвратить какую-нибудь нежелательную химическую реакцию (например, для наполнения лампочек накаливания, для надувания автомобильных резиновых шин, на которые при высоком давлении разрушающим образом действует воздух, для сохранения красок ценных картин, помещаемых в наполненных азотом герметических сосудах, для предотвращения пожарной опасности при переливке бензина и других горючих жидкостей, и т. п.). Но самое важное техническое применение азота имеет в процессе получения синтетического аммиака из элементов.

При оценке свойств азота и его исключительного значения в общей экономике органической природы и общественной жизни человека следует резко различать азот свободный от азота связанного , т. е. уже вступившего в химическое соединение с каким-нибудь другим элементом, гл. обр. с кислородом, водородом и углеродом . Азот свободный при условиях температуры и давления, господствующих на поверхности земного шара, представляет собою крайне инертный элемент. Мышь в классическом опыте Лавуазье погибала в воздухе, лишенном кислорода, т. е. в почти чистом азоте. Между тем связанный азот является как бы носителем жизни, ибо все без исключения живые существа, будь это растения или животные, выстраивают свой организм обязательно при участии т. н. белковых веществ, неизбежно заключающих в своем химическом составе азот (белки содержат до 16% азота). Процесс перехода от свободного азота к связанному и обратно представляет собою величайшей важности процесс природы и грандиознейшую проблему сельского хозяйства, а в последнее время и индустрии. Свободный азот содержится в смеси с другими газами в атмосфере в необъятном количестве, составляя около 4 / 5 по объему (75,51 весовых %) от всей атмосферы и окутывая земной шар воздушным покровом, постепенно все более и более разрежающимся, достигающим в высоту десятков км. Над одним гектаром земной поверхности содержится азота столько, что, если бы он был в связанном состоянии, его хватило бы для обеспечения всей живой природы и потребностей человечества на 20 лет (А. Э. Мозер). Но свободный азот лишь с громадным усилием м. б. понужден к соединению с другими элементами, и притом не только в тех случаях, когда это соединение происходит эндотермически (как, например, при образовании кислородных соединений азота), но и в тех случаях, когда соединение азота с другим элементом сопровождается выделением энергии и является реакцией экзотермической (соединение азота с водородом).

Лишь в исключительных случаях, например, с литием, соединение азота протекает в обыкновенных условиях температуры и давления легко. Поэтому в общем балансе связанного азота в природе приходится констатировать круговорот . Растения поглощают связанный азот в виде растворимых солей из почвы и изготовляют белки; животные пользуются при обмене веществ готовыми азотистыми соединениями за счет поглощенной растительной пищи, выделяя соединения связанного азота, неусвоенные, а также образовавшиеся в результате распада в их организме белковых веществ - в экскрементах и в моче, и, наконец, внося при своей гибели весь свой организм в общий баланс связанного азота в природе для дальнейших процессов минерализации белковых и других азотистых веществ, происходящих в почве. В этих последних процессах громадная роль остается за микроорганизмами почвы, в результате жизнедеятельности которых сложные азотистые органические соединения превращаются в простейшие соли азотной кислоты, которая, в свою очередь, образуется в результате окисления в почве аммиачных соединений как более ранней стадии разрушения белковых веществ и продуктов ид распада. Принимая во внимание чрезвычайную инертность свободного азота, неспособного самостоятельно вступать в соединения, и, с другой стороны, потери или случаи глубокого разрушения азотистого соединения до свободного азота (например, в результате жизнедеятельности денитрифицирующих почвенных бактерий, при сжигании каменного угля , дров и торфа, при вымывании из почвы азотистых соединений дождем в реки и моря, при спуске в реки отбросов больших городов и т. д.), - можно было бы считать неизбежным последствием всего этого постепенное обеднение природы связанным азотом и в результате гибель органической жизни на земле, если бы в общее русло круговорота связанного азота не вливались бы некоторые процессы, пополняющие указанную убыль связанного азота в природе. Таким естественным источником связанного азота в природе являются атмосферные осадки, приносящие в почву окислы азота, образовавшиеся в атмосфере при электрических разрядах, которые понуждают некоторое количество атмосферного азота соединиться с кислородом (дождевая вода содержит около 0,00001% связанного азота). Можно подсчитать, что этим путем в почву земного шара ежегодно вносится до 400 млн. т связанного азота. Кроме того, Бертело удалось установить, что в почве, без внесения в нее новых запасов азотистых соединений, содержание азота с течением времени повышается благодаря жизнедеятельности некоторых видов бактерий. Впоследствии эти бактерии были выделены в чистых культурах, а именно: анаэробная бактерия маслянокислого брожения (Clostridium pasteuri- anum) и аэробная бактерия (Azotobakter Виноградского, которая может обогатить почву на 48 кг в год на 1 га). Кроме этих свободно живущих в почве бактерий, было обнаружено в клубеньковых наростах некоторых растений семейства бобовых (Leguminosae) присутствие симбиотически связанных с ними бактерий (Bacillus radicicola), также способных усваивать свободный атмосферный азот и передавать этот связанный ими азот своему «растению-хозяину». Как известно, это свойство бобовых растений (лупина, вики, сераделлы и др.) широко применяется для обогащения почвы азотистыми веществами, являясь своеобразным методом удобрения почвы для последующих посевов хлебных злаков на участке с запаханными и разложившимися в почве, предварительно взращенными на ней, удобрительными растениями. Однако указанные естественные источники пополнения связанного азота в природе никоим образом не могут восполнить его убыли, в особенности в виду громадного расточения связанного азота во всех процессах разрушения азотистых соединений в топливе, а также при использовании азотистых взрывчатых веществ. Принимая во внимание потребности в азотистой пище населения земли, исчисляемого в 1,6 млрд. чел., и ежегодный прирост населения земли в одних только странах, располагающих статистическими сведениями, в 4 млн. чел. или в 400 млн. в столетие, эту убыль связанного азота в природе приходится считать весьма существенной. Вильям Крукс еще в 1898 г. забил тревогу, предсказывая гибель человечества от голода в ближайшем будущем, когда, по его расчетам, должны будут иссякнуть единственные на земном шаре богатые месторождения чилийской селитры - того ресурса связанного азота, который гл. обр. должен был восполнить насущную нужду сельского хозяйства в азотных удобрениях, а вместо того хищнически расточался для военных целей, т. к. большинство взрывчатых веществ изготовлялось при действии азотной кислоты, полученной из чилийской селитры. Действительно, хотя Крукс преуменьшил несколько запасы селитры в Чили, однако и по последним геологическим подсчетам, если даже принять только довоенную норму выработки чилийской селитры (2750000 т селитры с содержанием 400000 т связанного азота), ее запасов (600 млн. т селитры с содержанием 30 млн. т связанного азота) не может хватить более, чем на 150-200 лет (см. Селитра). Однако запасы чилийской селитры отнюдь не являются единственным источником, из которого человечество черпает свои пополнения необходимого для его питания и промышленности связанного азота. По данным Интернационального агрикультурного института в Риме, вычисленным на основании сведений об урожаях всех стран света, мировое потребление связанного азота на 1924 г. определяется количеством около 7000000 т связанного азота; из них человек сумел выработать и вернуть природе лишь около 1 / 6 части, т. е. около 1200000 т связанного азота. На долю чилийской селитры в этом количестве пришлось в 1924 г. всего 420000 т. Остальное количество связанного азота поступило в общую экономику природы в значительной степени за счет таких же естественных ресурсов связанного азота в природе, как и селитра, требующих, однако, со стороны человека некоторой обработки. К числу таких естественных ресурсов связанного азота относятся мировые запасы каменного угля и торфа. Каменный уголь содержит даже в плохих сортах от 0,5 до 2% связанного азота. Те же сорта, которые идут для производства кокса и светильного газа, содержат обыкновенно от 1,2 до 1,9%, в среднем 1,3% связанного азота. По современным геологическим данным, мировые запасы каменного угля следует оценить приблизительной цифрой около 8000 млрд. т. Считая содержание связанного азота в угле в 1%, мы получим содержание связанного азота в мировом запасе каменного угля в 80 млрд. т, т. е. в 2000 раз больше, чем содержание связанного азота в запасах чилийской селитры. Это количество могло бы обеспечить потребность человечества в связанном азоте на 6000 лет, если бы при использовании угля можно было утилизировать весь заключающийся в нем связанный азот. Довоенная ежегодная выработка каменного угля была равна 1350 млн. т с содержанием связанного азота (1,3%) в 17 млн. т (соответственно 85 млн. т азотнокислого аммония, на сумму более 25 млрд. фр.). Однако почти все это количество связанного азота выпускалось в воздух в качестве свободного азота при сжигании каменного угля в печах заводов, паровозов, в домашних печах и т. д. Только примерно 1 / 50 ч. всего этого количества улавливалась азотной промышленностью и служила для получения сернокислого аммония, который является и поныне самым значительным, наравне с селитрой, ресурсом для искусственных азотных удобрений (Matignon). В среднем из каменного угля, подвергающегося коксованию или газации, добывается 12 кг сернокислого аммония на т. Утилизация связанного азота из торфа пока еще не представляет собою крупного фактора в экономике связанного азота. Т. о. использование каменноугольного азота только отчасти сглаживает остроту недостачи связанного азота для целей сельского хозяйства и промышленности, но отнюдь не является разрешением азотной проблемы в целом. Окончательное разрешение этой проблемы принесли с собой наука и техника, гл. обр. в продолжение текущего столетия, осуществив фиксацию атмосферного азота техническим путем. Эта фиксация осуществляется главным образом тремя основными методами: 1) путем сжигания азота воздуха при действии вольтовой дуги, с получением окислов азота и азотной кислоты; этот метод, вследствие эндотермичности реакции соединения N 2 + О 2 , требует затраты значительных количеств тепла, высокого напряжения, и является рентабельным только при наличии дешевой гидроэлектрической энергии; 2) путем присоединения азота при высокой температуре электрической печи к карбиду кальция, с образованием цианамида кальция; последний либо непосредственно идет для целей удобрения, либо при действии воды образует аммиак, нейтрализуемый до сернокислого или азотнокислого аммония; 3) путем непосредственного соединения атмосферного азота с водородом, с образованием синтетического аммиака; этот способ (Габер-Боша) является, несомненно, величайшим достижением химической технологии за истекшую часть 20 в. и одним из грандиознейших завоеваний науки и техники в истории человечества.

Несмотря на то, что для повышения урожая необходимо внесение в почву также и других удобрений - фосфорных и калийных, все же именно азотные удобрения играют преобладающее значение в экономике сельского хозяйства. Если, например, в мясе фосфорного ангидрида и окиси калия содержится по 0,4%, то количество связанного азота в том же продукте достигает около 3%, т. е. на 30 ч. связанного азота в мясе приходится лишь по 4 ч. Р 2 О 6 и К 2 О. При этом цены указанных трех видов искусственных удобрений в 1913 г., при нормальных, сравнительно, условиях довоенного времени, выражались следующими цифрами: за 1 кг связанного азота - 1,5 фр., а за 1 кг К 2 О или Р 2 О 5 - по 0,4 фр. за каждый. Т. о. мы можем считать, что азотные удобрения дают экономический эффект в 32 раза более значительный по сравнению с эффектом остальных двух классов удобрительных туков. Насколько значительна роль азотных удобрений, видно из того факта, что внесение в почву искусственных азотных удобрений вызывает, при прочих равных условиях, прирост урожая на 1 т внесенного связанного азота: для зерновых хлебов - в 20 т, для картофеля - в 200 т и для свеклы - в 300 т. Для количественной оценки роли вносимых в экономику сельского хозяйства азотистых удобрительных туков интересно хотя бы приблизительно подсчитать общий мировой капитал связанного азота, участвующий в органической жизни нашей планеты. При поверхности суши земного шара в 135000000 км 2 и толщине слоя пахотной земли в 0,4 м, мы можем оценить (приняв плотность почвы за единицу) весь капитал всей плодородной почвы земли в 54 млрд. т. Среднее содержание связанного азота в почве не превышает 0,1%. Уменьшив весь расчет до 3 / 4 вследствие учета пустынь, ледников, скал и других неплодородных почв, не содержащих азота, мы можем оценить общий тоннаж связанного азота в почве всего земного шара приблизительно в 40 млрд. т, т. е. в половину всех запасов связанного азота, имеющихся в каменном угле, утилизация которых возможна лишь в самой ограниченной степени.

Потребность мирового сельского хозяйства в азотных удобрительных туках характеризуется следующими цифрами (Partington, The Nitrogen Industry):

Мировое потребление чилийской селитры в военные годы мало показательно, ибо на нем отразились факторы блокады, затрудненного транспорта и пр.

Мировое производство связанного азота достигло 1200000 т в год, из которых: около 30% - 360000 т было выделено при коксовании и газификации из каменного угля, около 35% - 420000 т было выработано в виде чилийской селитры, около 35% - 420000 т было произведено путем фиксации атмосферного азота. В самые последние годы это соотношение несколько изменилось в смысле увеличения выработки селитры (до 36,5%) за счет уменьшения утилизации каменноугольного азота (около 30%).

Из всей продукции связанного азота путем фиксации атмосферного азота в свою очередь 60% д. б. отнесено к синтетическому аммиаку, 30% - к цианамиду и только 10% - к норвежской синтетической селитре. Особенно быстрое развитие азотной промышленности наблюдается в Германии, что характеризуется следующими цифрами: всего в Германии азотных продуктов было произведено: в 1915 г. - 64000 т связанного азота, в 1919 г. - 132000 т, в 1920 г. - 190000 т, в 1922 г. - 238000 т (в эти количества не входит ввезенная чилийская селитра). Следующая диаграмма наглядно рисует степень удовлетворения на 1925 г. мировой потребности в связанном азоте со стороны добывающей и обрабатывающей азотной промышленности.

Из всего количества добытого связанного азота 83% (около 1000000 т) было израсходовано для удобрения, вследствие чего был получен прирост сельскохозяйственных продуктов, эквивалентный 20000000 т (1,2 млрд. пудов) пшеницы, т. е. почти в два раза большего количества, чем весь хлебный годовой экспорт России в довоенные годы. Развитие синтетической азотной промышленности иллюстрируют следующие цифры:

По отдельным странам мировая производительная способность заводов, вырабатывающих соединения связанного азота, в 1925 г. подразделяется следующим образом (в т):

Т. о. в технической фиксации атмосферного азота по тому или иному методу участвуют: Германия на 60%, Франция - 14%, Англия - 2,5%, Италия - 4,3%, Япония - 1,9% и США - 18%. Но синтетическая азотная промышленность развивается чрезвычайно быстро. Уже в настоящее время частью заканчивается постройкой, а частью находится в действии целый ряд новых установок. Когда все они начнут функционировать, то общая продукция синтетического связанного азота будет еще больше.

Преобладающее значение и наибольшие перспективы из всех синтетических методов фиксации атмосферного азота следует признать за способами получения синтетического аммиака. Главным преимуществом этого пути фиксации атмосферного азота является весьма незначительная затрата энергии на его производство, ибо энергия, в виду экзотермичности процесса, д. б. затрачена, при рациональном использовании теплоты самой реакции, исключительно на компрессию газов до давления в 200 и более atm. Parsons (JournalofInd. a. Eng. Chem., v. 9, p. 839, 1917) приводит интересный подсчет расходуемой энергии на тонну связанного азота при разных методах:

Современное состояние синтетической аммиачной промышленности (на 1925 г.) характеризуется следующими цифрами:

Т. о. 93% всего синтетического аммиака производится в Германии. Когда все установки по фиксации атмосферного азота будут закончены, то количество производимого синтетического аммиака будет приблизительно равно, в переводе на тонну связанного азота:

В общем все виды технической фиксации атмосферного азота (аммиак, дуговой процесс и цианамидный метод) смогут дать ежегодную продукцию, вероятно несколько меньшую указанной выше, а именно:

В СССР выработано в 1924 г. около 7400 т концентрированной аммиачной воды с содержанием около 400 т связанного азота, кроме того было импортировано значительное количество чилийской селитры с содержанием 1700 т связанного азота. О потребностях СССР можно получить представление из следующих цифр. Во время войны Россией было израсходовано на производство взрывчатых веществ около 330000 т селитры с 48000 т связанного азота. Потребность в азотистых удобрениях для культур сахарной свекловицы, хлопка и других технических растений исчисляется десятками тысяч тонн, а потребность в удобрениях для крестьянского хозяйства - многими сотнями тыс. т связанного азота. Недостаток удобрений вызывает слабый урожай в СССР, в среднем с 1 га 6,5 ц хлеба и 98 ц свекловицы, против 24,5 ц хлеба и 327,5 ц свекловицы в странах Западной Европы, применяющих азотные и другие искусственные удобрения (Мозер). В настоящее время в СССР принимаются решительные меры для обеспечения развития азотной промышленности. См. .