АЗОТ (от греческого а--приставка, здесь означающая отсутствие, и-жизнь; лат. Nitrogenium, от nitrum - селитра и греческого gennao - рождаю, произвожу) N, химический элемент V гр. периодической системы, ат. н. 7, ат. м. 14,0067. Прир. А. состоит из двух стабильных изотопов- ¹⁴N (99,635%) и ¹⁵N (0,365%). Конфигурация внешний электронной оболочки 2s²2p³; степень окисления от + 5 до — 3; энергия ионизации при последоват. переходе от № к N⁷⁺ соответственно 14,533, 29,600, 47,454, 77,470, 97,886, 552,070, 667,010 эВ; электроотрицательность по Полингу 3,05; радиусы: ковалентный 0,074 нм, Ван-дер-Ваальса 0,15нм, ионные (в скобках указаны координац. числа) для N^3- 0,132 нм (4), для N^{3 +} 0,030 нм (6), для N⁵⁺ 0,004 нм (3) и 0,027 нм (6).

Молекула АЗОТ двухатомна, связь между атомами тройная (длина 0,110 нм). Энергия термодинамически диссоциации молекулы велика (941,64 кДж/моль), поэтому диссоциация становится заметной лишь при очень высоких температурах. Так, при 3000°С и нормальном давлении диссоциирована лишь 0,1% молекул.

Общее содержание АЗОТ в земной коре 1*10^-2 % по массе. Наиб. часть АЗОТ находится в свободный состоянии в атмосфере (А-главная составная часть воздуха: 75,6% по массе или 78,09% по объему). В связанном состоянии АЗОТ встречается в воздухе, в водах рек, морей и океанов. В земной коре он образует три основные типа минералов, содержащих ионы CN^-, NO₃^- и NH⁺₄. Пром. значение имеет натриевая (чилийская) селитра NaNO₃, крупные залежи которой находятся в Чили; в сравнительно больших кол-вах встречается калиевая (индийская) селитра KNO₃. В виде нейтральных и ионизир. атомов, а также в виде соединение [NO, (CN)₂, NH₃] АЗОТ обнаружен в составе газовых облаков комет, в туманностях и в атмосфере Солнца. АЗОТ входит в состав всех живых организмов. В небольших кол-вах содержится в каменном угле (1,0-2,5%) и нефти (0,2-1,7%). Велико значение АЗОТ в жизнедеятельности растений и животных: в белках его до 17%, в организме человека в целом ок. 3%. АЗОТ участвует в круговороте веществ в природе. Значит. его количество поступает в почву в результате жизнедеятельности азотфиксирующих бактерий, способных переводить свободный АЗОТ в соединения (см. Азотфиксация), а также в результате некоторых др. природных процессов. Проблема связывания атм. АЗОТ была решена в нач. 20 в. с освоением пром. синтеза NH₃ из N₂ воздуха и Н₂. АЗОТ-бесцветное газ; температура кипения - 195,80°С, температура плавления -210,00°С; плотность 1,25046 кг/м³ (0°С), жидкого-0,808 г/см³ (-195,80°С); тройная точка: температура -210,00°С, давл. 125,03 гПа; t_крит-146,95°С, р_крит 3,9 МПа, d_крит 0,304 г/см³; уравнение температурной зависимости давления пара: lgp(MM рт.ст.) = 7,65894-359,093/7 (52-483 К); для газа С⁰_p 29,125 ДжДмоль*К), S°₂₉₈191,498 Дж/(моль*К); теплопроводность 0,077 (82 К), 0,243 (273 К), 0,315 (373 К), 0,725 ВтДм * К) (1273 К); 1,000 (298 К), 1,445 (75 К). Для жидкого АЗОТ в контакте с воздухом8,5 Н/см (-196,15 °С).

В твердом состоянии при обычном давлении АЗОТ существует в двух модификациях: ниже — 237,54°С устойчива форма с кубич. решеткой типа СО (а = 0,5667 нм, пространств. группа Р2₁3; плотность 1,0265 г/см³ при - 252,50°С), выше — 237,54 °С--форма с гексаген, решеткой типа MgO (а = 0,393нм, с = 0,650нм, пространств, группа Р6₃/ттс; плотность 0,8792 г/см³ при -210,00°С);Н° перехода 0,231 кДж/моль. Выше 350 МПа существует третья модификация с тетрагон. кристаллич. решеткой.

Растворимость АЗОТ в воде (см³ в 100 мл): 2,33 (0°С), 1,42 (40°С), 1,32 (60°С). В некоторых углеводородах (гексане, гептане и др.) АЗОТ растворяется лучше, чем в воде. Растворимость в этаноле и метаноле при 0°С примерно такая же, как в воде.

Большая энергия диссоциации молекулярного АЗОТ-причин а исключительно малой его реакционное способности. Лишь с нек-рыми активными металлами (например, с Li, Cs) АЗОТ реагирует при невысоких температурах. С большинством др. простых веществ АЗОТ если и реагирует, то лишь при высокой температуре, а иногда только при участии катализаторов.

Молекулярный АЗОТ может быть активирован соединение переходных металлов и затем превращен при обычных температуре и давлении в NH₃, гидразин или ароматические амины. Наиб. активны в этих реакциях соединение Ti, V, Cr, Mo, Fe; восстановителями служат литий-, магний- или алюминийорганическое соединение, гидриды металлов, щелочные металлы, их аддукты с ароматические углеводородами и др. Процесс проводят в апротонных средах (эфирах или углеводородах), при этом некоторые системы [например, (⁵-C₅H₅)₂TiCl₂-RMgHal] так активны, что поглощают АЗОТ с высокими скоростями даже при температурах от — 100 до — 80 °С. При использовании в качестве катализаторов гидроксидов Ti(III) и Сг(П), амальгамы Na и соединение Мо АЗОТ удается восстановить в протонных средах (водно-мета-нольные растворы щелочи).

Ключевая стадия всех этих реакций - связывание АЗОТ в комплекс с соединение переходного металла, при котором активируется молекула N₂. Известны комплексы, в которых с одним атомом металла координированы одна, две или три молекулы N₂, например [СоН(N₂){(С₆Н₅)₃Р}₃] цис-[Mo(N₂)₂{(CH₃)₂C₆H₅P}₄], [Mo(N₂)₃{(C₃H₇)₂C₆H₅P}₃], а также биядерные комплексы, например

[{(-C₅H₅)₂Ti(C₆H₅)₂}₂N₂], [{Ru(NH₃)₅}₂N₂][BF₄]₄,

в которых азотный лиганд служит мостиком между двумя атомами металла. В большинстве этих комплексов группы М—N=N и М—N=N—M линейны.

С кислородом АЗОТ заметно взаимодействие только выше 2000 °С с образованием NO, который легко окисляется далее до NO₂ (см. Азота оксиды). При действии ионизирующих излучений на смеси N₂ с О₂ образуются оксиды АЗОТ, а в присутствии воды-НNО₃. О кислородных соединений А. см., например, Азотистая кислота, Азотная кислота, Азотноватистая кислота, Нитраты неорганические.

С водородом АЗОТ реагирует лишь при высоких температуре и давлении в присутствии катализатора с образованием аммиака. Косвенными путями получены гидразин N₂H₄ и азотисто-водородная кислота HN₃, образующая соли-азиды. Ниже -15°С существует тетразен H₂NN=NNH₂.

С галогенами АЗОТ непосредственно не реагирует. Однако косвенными путями можно получить соединение со связями N—Hal: галогенамины NHal₃, NHHal₂, NH₂Hal и др., трифтораминоксид NOF₃, нитрозилгалогениды NOHal, ни-трилгалогениды NO₂Hal, галогеназиды N₃Hal и др. Наиб. устойчивы NF₃, NOF и NO₂F (см. Азота фториды). Трихлорид азота (трихлорамин) NCl₃-ярко-желтая маслянистая жидкость; температура плавления -27°С, температура кипения 71 °С; d₄²⁰1,653; 229 кДж/моль; взрывчат; растворим в бензоле, CS₂, СCl₄, СНCl₃; получают взаимодействие Cl₂ с растворами NH₃ или NH₄Cl. Нитрози л хлорид NOCl-красно-оранжевый газ:температура плавления -59,6°С,температура кипения -6°С;плотность 1,592 г/см³(-6°С); 52,5 кДж/моль; заметно диссоциирует на NO и Cl₂ уже при ~20°С; с H₂SO₄ образует нитрозилсерную кислоту (NO)HSO₄; является одним из компонентов царской водки. Получают его взаимодействие HNO₃ или NO₂ с NaCl при нагревании, а также реакцией NO с Cl₂ при 40-50 °С в присутствии Al₂О₃. Используют как окислитель, хлорирующий и нитрующий агент, катализатор в органическое синтезе. Фторазид N₃F-зеленовато-желтый газ, температура плавления — 154°С, температура кипения -82°С; хлоразид N₃Cl-бесцветное газ, температура плавления - 100°С, температура кипения — 15°С; бромазид N₃Вr-красная жидкость, температура плавления -45°С; иодазид N₃I-желтые кристаллы.

С серой АЗОТ непосредственно не реагирует. Косвенными методами получены нитриды серы: N₄S₄- оранжево-желтые кристаллы, которые выше температуры плавления (179°С) или при ударе разлагаются со взрывом; весьма неустойчивый N₅S₅-красная жидкость; (SN)_X, S₂N₂, S₄N₂, S₅N₆ и др.

При действии АЗОТ на раскаленный угольный кокс образуется дициан (CN)₂. С металлами АЗОТ дает нитриды. При высокой температуре АЗОТ взаимодействие с Si, а также с Са, Sr, Ba, Ti, W, V, Сг, Mn, Zr, Та, Mo, U, РЗЭ. Азот с СаС₂ образует при высокой температуре CaCN,. Нагревая смесь соды с углем на воздухе, получают NaCN. При 1500°С АЗОТ взаимодействие с ацетиленом, давая HCN. АЗОТ входит в состав многочисленные органическое соединение-аминов, аминокислот, нитратов и др.

При действии электрич. разряда на молекулярный АЗОТ при давл. 130-260 Па может образоваться активный АЗОТ-смесь возбужденных молекул и атомов АЗОТ Он образуется также при взрыве смеси О₂ и СО в присутствии АЗОТ, электрич. разряде в воздухе. Активный АЗОТ энергично взаимодействие при комнатной температуре с атомарными кислородом и водородом, парами серы, белым фосфором и некоторыми металлами. АЗОТ в лаборатории может быть получен по реакциям: NH₄NO₂ -> N₂ + 2Н₂О (практически пользуются смесью растворов NH₄Cl и NaNO₂); (NH₄).Cr₂O₇ ->N₂ + Cr₂O₃ + 4Н₂О. Наиб. чистый АЗОТ получают термодинамически разложением NaN₃. В промышлености АЗОТ извлекают из воздуха (см. Воздуха разделение).

В неорганическое соединениях АЗОТ в форме NH₄ обнаруживают по желтому окрашиванию с Несслера реактивом и др. методами; в форме NO₃ - пo синему окрашиванию с дифениламином, красному окрашиванию с бруцином и др.; в форме NO^-₂ -по красному окрашиванию реактива Грисса (раствор сульфаниловой кислоты и а-нафтиламина в разбавленый уксусной кислоте).

Количественно АЗОТ определяют ионизационными методами, методом изотопного разбавления (см. Газовый анализ). АЗОТ также определяют, связывая его Li, Mg, Са или др. металлом либо окисляя кислородом в искровом разряде или в электрич. дуге с последующей поглощением образовавшегося NO₂ раствором щелочи. В форме NO^-₃ АЗОТ определяют гравиметрически с использованием в качестве осадителя нитрона, фотометрически с применением 2,4-фенолдисульфокислоты в конц. H₂SO₄ либо восстановлением цинком до NH₃ с послед, его отгонкой в определенный объем раствора кислоты. В форме NO₂ АЗОТ определяют перманганатометрически или гравиметрически по кол-ву AgBr, а также фотометрически с реактивом Грисса; в форме нитридов-по кол-ву NH₃, образовавшегося после растворения образца; в форме оксидов-по изменению объема газовой смеси после восстановления либо титриметрически после растворения в соответствующем жидком поглотителе.

Об определении АЗОТ в органическое соединениях см. Ван С лайка метод, Дюма метод, Къелъдаля метод, Прегля методы, Шёнигера методы.

Осн. область использования АЗОТ-синтез NH₃. Свободная АЗОТ применяют как инертную среду при некоторых химический и металлургич. процессах, в овощехранилищах, при перекачивании горючих жидкостей. Жидкий АЗОТ-хладагент (в криостатах, вакуумных установках и др.).

Газообразный АЗОТ хранят в баллонах черного цвета с желтой надписью "азот", подчеркнутой коричневой полосой, жидкий АЗОТ-в сосудах Дьюара, также черного цвета.

Мировое производство АЗОТ ок. 72 млн. т/год (1978). АЗОТ открыт Д. Резерфордом в 1772.

Химическая энциклопедия. Том 1 >> К списку статей