UlazAzot - velika medicinska enciklopedija. Azot: karakteristike, hemijska svojstva, fizička svojstva, jedinjenja, mesto u prirodi
Azot je gas koji je slabo rastvorljiv u vodi i nema boju, miris i ukus. U slobodnom obliku, dušik se može koristiti u raznim industrijama. Pogledajmo pobliže one industrije koje koriste dušik.
metalurgija
- Tokom žarenja, sinterovanje sa metalnim prahom.
- Sa neutralnim otvrdnjavanjem, tvrdim lemljenjem.
- Tokom cijanizacije (azot je neophodan za zaštitu crnih i obojenih metala).
- Azot takođe igra važnu ulogu u radu uređaja za punjenje u visokoj peći, mašina za vatrostalno skidanje metala.
- U proizvodnji koksa.
Hemija, gas, nafta
- Tokom razvoja bušotine koristi se azot. Koristi se za smanjenje nivoa vode u bunarima. Ova metoda je vrlo obećavajuća, odlikuje se pouzdanošću, kao i lakoćom kontrole i regulacije procesa u širokom rasponu pritisaka i protoka. Pražnjenje se odvija brzo sa azotnim gasom duboki bunari, brzo i oštro, ili sporo i glatko smanjenje pritiska u bušotini. Dušik obezbeđuje drenažu formiranja i dopunjavanje komprimovanog gasa, koji je neophodan za protok tečnosti.
- Dušik se koristi za stvaranje inertnog okruženja u različitim kontejnerima tokom operacija istovara i utovara. Azot se koristi i pri gašenju požara, prilikom ispitivanja i pročišćavanja cjevovoda.
- Azot se u čistom obliku koristi za sintezu amonijaka, u proizvodnji azotnih đubriva, kao i u preradi pratećih gasova i konverziji metana.
- Dušik se koristi za smanjenje naslaga u rafinerijama nafte, za preradu visokooktanskih komponenti i za povećanje produktivnosti krekera nafte.
Gašenje požara
- Dušik ima inertna svojstva, zbog kojih je moguće istisnuti kisik i spriječiti oksidacijske reakcije. Sagorevanje je, u stvari, brza oksidacija, zbog prisustva kiseonika u atmosferi i izvora sagorevanja, koji može biti iskra, električni luk ili jednostavno hemijska reakcija sa mnogo proizvedene toplote. Korištenjem dušika ova situacija se može izbjeći. Ako je koncentracija dušika u okolišu 90%, onda požar neće doći.
- I stacionarna postrojenja za proizvodnju azota i mobilne stanice za proizvodnju azota mogu efikasno sprečiti požar. Uz njihovu pomoć, požar se također može uspješno ugasiti.
Lijek
- U istraživanju u laboratorijama, za bolničke analize.
Rudarska industrija
- U rudnicima uglja azot je takođe potreban za gašenje požara.
Pharmaceuticals
- Dušik se koristi za pakovanje, transport i istiskivanje kiseonika iz raznih rezervoara proizvoda.
Prehrambena industrija
- Dušik je neophodan za rukovanje, skladištenje, pakovanje prehrambenih proizvoda (posebno sireva i masnih proizvoda koji se kiseonikom vrlo brzo oksiduju), za produženje njihovog roka trajanja, kao i za očuvanje ukusa ovih proizvoda.
- Mješavina dušika i ugljičnog dioksida pomaže u zaustavljanju razmnožavanja bakterija.
- Dušik, stvarajući inertno okruženje, pomaže u zaštiti hrane od štetnih insekata.
- Azot djeluje kao razrjeđivač za stvaranje mješavine plina.
Industrija celuloze i papira
- Dušik se koristi u procesima katodnih zraka na papiru, kartonu, pa čak i nekim drvenim predmetima za polimerizaciju premaza laka. Ova metoda omogućava smanjenje troškova fotoinicijatora, kao i smanjenje emisije isparljivih spojeva i poboljšanje kvalitete obrade.
Azot je gas, jednostavna hemijska supstanca, nemetal, element periodnog sistema. Latinski naziv Nitrogenium prevodi se kao "rađanje salitre".
Naziv dušik i njegovi suglasnici koriste se u mnogim zemljama: u Francuskoj, Italiji, Rusiji, Turskoj, u nekim istočnoslavenskim i bivši SSSR. Prema glavnoj verziji, naziv "dušik" dolazi od grčke riječi azoos - "beživotni", jer nije pogodan za disanje.
Azot se prvenstveno nalazi kao gas—oko 78% (po zapremini) u vazduhu. Naslage minerala koji ga sadrže - na primjer, čileanska salitra (natrijum nitrat), indijska salitra (kalijev nitrat) su uglavnom iscrpljena, pa se u industrijskim razmjerima reagens ekstrahira kemijskom sintezom direktno iz atmosfere.
Svojstva
U normalnim uslovima, N2 je gas bez ukusa, boje i mirisa. Ne gori, otporan je na vatru i eksploziju, slabo rastvorljiv u vodi i alkoholu i nije toksičan. Slabo provodi toplinu i električnu energiju. Na temperaturama ispod -196 °C prvo postaje tečan, a zatim čvrst. Tečni azot je prozirna, pokretna tečnost.
Molekul azota je veoma stabilan, tako da je hemijski reagens u osnovi inertan, reaguje pod normalnim uslovima samo sa kompleksima litijuma, cezijuma i prelaznih metala. Da biste izvršili reakcije s drugim supstancama, trebate posebnim uslovima: vrlo visoka temperatura i pritisak, a ponekad i katalizator. Ne reaguje sa halogenima, sumporom, ugljenikom, silicijumom, fosforom.
Element je izuzetno važan za život svih živih bića. Sastavni je dio proteina, nukleinske kiseline, hemoglobin, hlorofil i mnoga druga biološki važna jedinjenja. Igra važnu ulogu u metabolizmu živih ćelija i organizama.
Dušik se proizvodi u obliku gasa komprimovanog na 150 atmosfera, isporučuje se u crnim bocama sa velikim i jasnim natpisima žuta boja. Tečni reagens se čuva u Dewar bocama (termos sa duplim zidovima, sa posrebrenim slojem sa unutrašnje strane i vakuumom između zidova).
Opasnost od azota
U normalnim uslovima, azot nije štetan za ljude i životinje, ali kada visok krvni pritisak izaziva narkotičku intoksikaciju, a ako postoji nedostatak kisika, uzrokuje gušenje. Vrlo opasna dekompresijska bolest povezana je s dušikom i njegovim djelovanjem na ljudsku krv prilikom naglog pada tlaka.
Vjerovatno ga je svako barem jednom vidio u filmovima ili TV serijama, 
kako tečni dušik trenutno zamrzava ljude ili brave na rešetkama, sefovima itd., nakon čega postaju krhki i lako se lome. U stvari, tečni azot se prilično sporo smrzava zbog svog malog toplotnog kapaciteta. Zbog toga se ne može koristiti za zamrzavanje ljudi za naknadno odmrzavanje – nije moguće ravnomjerno i istovremeno zamrznuti cijelo tijelo i organe.
Azot pripada pniktogenima - hemijskim elementima iste podgrupe periodnog sistema kao i sam. Osim azota, pniktogeni uključuju fosfor, arsen, antimon, bizmut i umjetno dobiveni muskovij.
Tečni dušik je idealan materijal za gašenje požara, posebno onih koji uključuju vrijedne predmete. Nakon gašenja azotom ne ostaje ni vode, ni pene, ni praha, a gas jednostavno nestaje.
Aplikacija
— Tri četvrtine ukupnog azota proizvedenog u svijetu odlazi na proizvodnju amonijaka, iz kojeg se, pak, proizvodi dušična kiselina koja se široko koristi u raznim industrijama.
- IN poljoprivreda Jedinjenja azota se koriste kao đubriva, a sam azot se koristi za bolje očuvanje povrća u povrtarskim prodavnicama.
— Za proizvodnju eksploziva, detonatora, goriva za svemirske letjelice (hidrazin).
— Za proizvodnju boja i lijekova.
— Prilikom pumpanja zapaljivih materija kroz cijevi, u rudnicima, u elektroničkim uređajima.
— Za gašenje koksa u metalurgiji, za stvaranje neutralne atmosfere u industrijskim procesima.
— Za pročišćavanje cijevi i rezervoara; pucanje slojeva u rudarstvu; pumpanje goriva u rakete.
— Za ubrizgavanje u gume aviona, ponekad i u automobilske gume.
— Za proizvodnju specijalne keramike — silicijum nitrida, koji ima povećanu mehaničku, termičku, hemijsku otpornost i mnoge druge korisne karakteristike.
— Aditiv za hranu E941 koristi se za stvaranje konzervansa u ambalaži koja sprečava oksidaciju i razvoj mikroorganizama. Tečni dušik se koristi za flaširanje pića i ulja.
Tečni azot se koristi kao:
— Rashladno sredstvo u kriostatima, vakuumskim jedinicama, itd.
— U kriogenoj terapiji u kozmetologiji i medicini, za provođenje određenih vrsta dijagnostike, za čuvanje uzoraka biomaterijala, sperme, jajnih ćelija.
— U kriogenom rezanju.
- Za gašenje požara. Kako reagens isparava, on formira masu gasa 700 puta veću od zapremine tečnosti. Ovaj gas odbacuje kiseonik od plamena i on se gasi.
NITROGEN
N (azot),
hemijski element(na broju 7) VA podgrupe periodnog sistema elemenata. Zemljina atmosfera sadrži 78% (vol.) dušika. Da bismo pokazali kolike su te rezerve dušika, napominjemo da je u atmosferi iznad svakog kvadratnog kilometra zemljine površine ima toliko azota da se iz njega može dobiti do 50 miliona tona natrijum nitrata ili 10 miliona tona amonijaka (jedinjenje azota sa vodonikom), a ipak to čini mali deo azota sadržanog u zemljine kore. Postojanje slobodnog dušika ukazuje na njegovu inertnost i poteškoće u interakciji s drugim elementima na uobičajenim temperaturama. Fiksni dušik je dio i organske i neorganske tvari. Povrće i životinjski svijet sadrži dušik vezan za ugljik i kisik u proteinima. Osim toga, poznata su anorganska jedinjenja koja sadrže dušik kao što su nitrati (NO3-), nitriti (NO2-), cijanidi (CN-), nitridi (N3-) i azidi (N3-) i mogu se dobiti u velikim količinama.
Istorijska referenca. Eksperimenti A. Lavoisier-a, posvećeni proučavanju uloge atmosfere u održavanju života i procesa sagorevanja, potvrdili su postojanje relativno inertne supstance u atmosferi. Ne utvrđujući elementarnu prirodu plina koji ostaje nakon sagorijevanja, Lavoisier ga je nazvao azotom, što na starogrčkom znači "beživotni". Godine 1772. D. Rutherford iz Edinburga ustanovio je da je ovaj plin element i nazvao ga "štetnim zrakom". Latinski naziv za azot potiče od grčkih reči nitron i gen, što znači „formiranje salitre“.
Fiksacija dušika i ciklus dušika. Termin "fiksacija dušika" odnosi se na proces fiksiranja atmosferskog dušika N2. U prirodi se to može dogoditi na dva načina: ili mahunarke, kao što su grašak, djetelina i soja, akumuliraju kvržice na svom korijenu, u kojima ga bakterije koje fiksiraju dušik pretvaraju u nitrate, ili se atmosferski dušik oksidira kisikom u uvjetima munje. S. Arrhenius je otkrio da se na ovaj način godišnje fiksira do 400 miliona tona azota. U atmosferi, dušikovi oksidi se spajaju s kišnicom i stvaraju dušičnu i dušičnu kiselinu. Osim toga, utvrđeno je da je sa kišom i snijegom cca. 6700 g dušika; dospevši u tlo, pretvaraju se u nitrite i nitrate. Biljke koriste nitrate za formiranje biljnih proteina. Životinje, hraneći se ovim biljkama, asimiliraju proteinske supstance biljaka i pretvaraju ih u životinjske proteine. Nakon uginuća životinja i biljaka, oni se razgrađuju i dušikovi spojevi se pretvaraju u amonijak. Amonijak se koristi na dva načina: bakterije koje ne stvaraju nitrate ga razlažu na elemente, oslobađajući dušik i vodik, a druge bakterije iz njega stvaraju nitrite koje druge bakterije oksidiraju u nitrate. Ovako se odvija ciklus azota u prirodi, ili ciklus azota.
Struktura jezgra i elektronske ljuske. U prirodi postoje dva stabilna izotopa dušika: masenog broja 14 (N sadrži 7 protona i 7 neutrona) i masenog broja 15 (sadrži 7 protona i 8 neutrona). Njihov odnos je 99,635:0,365, tako da je atomska masa azota 14,008. Nestabilni izotopi dušika 12N, 13N, 16N, 17N dobiveni su umjetnim putem. Šematski, elektronska struktura atoma dušika je sljedeća: 1s22s22px12py12pz1. Stoga, na vanjskoj (drugoj) elektronska školjka postoji 5 elektrona koji mogu učestvovati u formiranju hemijskih veza; azotne orbitale mogu prihvatiti i elektrone, tj. moguće je formiranje spojeva sa oksidacionim stanjima od (-III) do (V), a oni su poznati.
Vidi također ATOMSKA STRUKTURA.
Molekularni azot. Određivanjem gustine gasa ustanovljeno je da je molekul azota dvoatomski, tj. molekulska formula dušika je NêN (ili N2). Za dva atoma dušika, tri vanjska 2p elektrona svakog atoma formiraju trostruku vezu:N:::N:, formirajući elektronske parove. Izmjereno međuatomski udaljenost N-N jednako 1.095. Kao iu slučaju vodonika (vidi VODIK), postoje molekule dušika s različitim nuklearnim spinovima - simetričnim i antisimetričnim. Na uobičajenim temperaturama, odnos simetričnih i antisimetričnih oblika je 2:1. U čvrstom stanju poznate su dvije modifikacije dušika: a - kubna i b - heksagonalna s prijelaznom temperaturom a (r) b -237,39 °C. Modifikacija b se topi na -209,96 °C i ključa na -195,78 °C na 1 atm (vidi tabelu 1). Energija disocijacije mola (28,016 g ili 6,023 * 10 23 molekula) molekularnog dušika u atome (N2 2N) je približno -225 kcal. Stoga se atomski dušik može formirati tijekom tihog električnog pražnjenja i kemijski je aktivniji od molekularnog dušika.
Prijem i prijava. Način dobijanja elementarnog azota zavisi od zahtevane čistoće. Azot se dobija u ogromnim količinama za sintezu amonijaka, dok su male primese plemenitih gasova prihvatljive.
Azot iz atmosfere. Ekonomski, oslobađanje dušika iz atmosfere je zbog niske cijene metode ukapljivanja pročišćenog zraka (uklanjaju se vodena para, CO2, prašina i druge nečistoće). Uzastopni ciklusi kompresije, hlađenja i ekspanzije takvog zraka dovode do njegovog ukapljivanja. Tečni zrak se podvrgava frakcijskoj destilaciji sa polaganim porastom temperature. Prvo se oslobađaju plemeniti plinovi, zatim dušik, a ostaje tekući kisik. Prečišćavanje se postiže ponovljenim procesima frakcionisanja. Ova metoda proizvodi više miliona tona dušika godišnje, uglavnom za sintezu amonijaka, koji je sirovina u tehnologiji proizvodnje različitih spojeva koji sadrže dušik za industriju i poljoprivredu. Osim toga, pročišćena atmosfera dušika se često koristi kada je prisustvo kisika neprihvatljivo.
Laboratorijske metode. Azot se može dobiti u malim količinama u laboratoriji Različiti putevi, oksidirajući amonijak ili amonijum jon, na primjer:
Proces oksidacije amonijum jona nitrit ionom je vrlo pogodan:
Poznate su i druge metode - razgradnja azida pri zagrevanju, razgradnja amonijaka sa bakar(II) oksidom, interakcija nitrita sa sulfaminskom kiselinom ili ureom:
Katalitička razgradnja amonijaka na visokim temperaturama također može proizvesti dušik:
Fizička svojstva. Neki fizička svojstva azota su date u tabeli. 1.
Tabela 1. NEKA FIZIČKA SVOJSTVA DUHOTA
Gustina, g/cm3 0,808 (tečnost) Tačka topljenja, °C -209,96 Tačka ključanja, °C -195,8 Kritična temperatura, °C -147,1 Kritični pritisak, atma 33,5 Kritična gustina, g/cm3 a 0,311 Specifična toplota, J/(mol ) 14,56 (15° C) Polingova elektronegativnost 3 Kovalentni poluprečnik, 0,74 Kristalni poluprečnik, 1,4 (M3-) Jonizacioni potencijal, Wb
prva 14,54 druga 29,60
A Temperatura i pritisak pri kojima su gustine tečnog i gasovitog azota iste.
b Količina energije potrebna za uklanjanje prvog vanjskog elektrona i sljedećeg, po 1 molu atomskog dušika.
Hemijska svojstva. Kao što je već napomenuto, dominantna osobina azota u normalnim uslovima temperature i pritiska je njegova inertnost, odnosno niska hemijska aktivnost. Elektronska struktura dušika sadrži elektronski par na nivou 2s i tri napola popunjene 2p orbitale, tako da jedan atom dušika ne može vezati više od četiri druga atoma, tj. njegov koordinacijski broj je četiri. Mala veličina atoma također ograničava broj atoma ili grupa atoma koji se mogu povezati s njim. Stoga mnoga jedinjenja drugih članova VA podgrupe ili nemaju analoga među dušičnim jedinjenjima, ili se slična dušikova jedinjenja pokazuju kao nestabilna. Dakle, PCl5 je stabilno jedinjenje, ali NCl5 ne postoji. Atom dušika je sposoban da se veže s drugim atomom dušika, formirajući nekoliko prilično stabilnih spojeva, kao što su hidrazin N2H4 i metalni azidi MN3. Ova vrsta veze je neobična za hemijske elemente (s izuzetkom ugljenika i silicijuma). Na povišenim temperaturama, azot reaguje sa mnogim metalima i formira delimično jonske nitride MxNy. U ovim jedinjenjima dušik je negativno nabijen. U tabeli U tabeli 2 prikazana su oksidaciona stanja i primjeri odgovarajućih spojeva.
Tabela 2. OKSIDACIONA STANJA DUHOTA I ODGOVARAJUĆIH JEDINJENJA
Oksidacijsko stanje Primjeri spojeva
-III Amonijak NH3, amonijum jon NH4+, nitridi M3N2 -II Hidrazin N2H4 -I Hidroksilamin NH2OH I Natrijum hiponitrit Na2N2O2, azot oksid(I) N2O II Azot oksid(II) NO III Nitrogen oksid N2O3 nitrogen sod nitrij O3 ) NO2, dimer N2O4 V Dušikov oksid (V) N2O5, azotna kiselina HNO3 i njene soli (nitrati) Nitridi. Jedinjenja dušika s više elektropozitivnih elemenata, metala i nemetala - nitridi - slični su karbidima i hidridima. Mogu se podijeliti ovisno o prirodi M-N veze na jonske, kovalentne i sa srednji tip komunikacije. U pravilu su to kristalne tvari.
Jonski nitridi. Veza u ovim jedinjenjima uključuje prijenos elektrona s metala na dušik kako bi se formirao N3- jon. Takvi nitridi uključuju Li3N, Mg3N2, Zn3N2 i Cu3N2. Osim litijuma, drugi alkalni metali ne formiraju IA podgrupe nitrida. Jonski nitridi imaju visoke tačke topljenja i reaguju sa vodom stvarajući NH3 i hidrokside metala.
Kovalentni nitridi. Kada dušikovi elektroni sudjeluju u stvaranju veze zajedno s elektronima drugog elementa bez njihovog prijenosa s dušika na drugi atom, nastaju nitridi s kovalentnom vezom. Nitridi vodonika (kao što su amonijak i hidrazin) su potpuno kovalentni, kao i dušikovi halogenidi (NF3 i NCl3). Kovalentni nitridi uključuju, na primjer, Si3N4, P3N5 i BN - visoko stabilne bijele tvari, a BN ima dvije alotropne modifikacije: heksagonalnu i dijamantu. Potonji se formira pri visokim pritiscima i temperaturama i ima tvrdoću blisku tvrdoći dijamanta.
Nitridi sa srednjim tipom veze. Prijelazni elementi reagiraju s NH3 na visokim temperaturama i formiraju neobičnu klasu spojeva u kojima su atomi dušika raspoređeni između pravilno raspoređenih atoma metala. U ovim jedinjenjima nema jasnog pomaka elektrona. Primjeri takvih nitrida su Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Ova jedinjenja su obično potpuno inertna i imaju dobru električnu provodljivost.
Vodikova jedinjenja azota. Azot i vodonik u interakciji formiraju jedinjenja koja nejasno podsećaju na ugljovodonike (vidi takođe ORGANSKA HEMIJA). Stabilnost vodonik nitrata opada sa povećanjem broja atoma dušika u lancu, za razliku od ugljovodonika koji su stabilni u dugim lancima. Najvažniji nitridi vodonika su amonijak NH3 i hidrazin N2H4. Oni takođe uključuju azotnu kiselinu HNNN (HN3).
Amonijak NH3. Amonijak je jedan od najvažnijih industrijskih proizvoda moderne ekonomije. Krajem 20. vijeka. SAD su proizvele cca. 13 miliona tona amonijaka godišnje (u smislu bezvodnog amonijaka).
Struktura molekula. Molekul NH3 ima gotovo piramidalnu strukturu. Ugao H-N-H konekcije je 107°, što je blizu tetraedarskog ugla od 109°. Usamljeni elektronski par je ekvivalentan spojenoj grupi, što rezultira koordinacijskim brojem azota 4 i azota koji se nalazi u centru tetraedra.
Svojstva amonijaka. Neka fizička svojstva amonijaka u poređenju sa vodom data su u tabeli. 3.
Tabela 3. NEKA FIZIČKA SVOJSTVA AMONIJAKA I VODE
Tačke ključanja i topljenja amonijaka su mnogo niže od onih u vodi, uprkos sličnosti molekulskih masa i sličnosti molekularne strukture. To se objašnjava relativno većom snagom međumolekulskih veza u vodi nego u amonijaku (takve međumolekularne veze nazivaju se vodikovim vezama).
Amonijak kao rastvarač. Visoka dielektrična konstanta i dipolni moment tekućeg amonijaka omogućavaju da se koristi kao rastvarač za polarne ili jonske supstance. organska materija. Rastvarač amonijaka zauzima srednju poziciju između vode i organskih rastvarača kao što je etil alkohol. Alkalni i zemnoalkalni metali se otapaju u amonijaku, formirajući tamnoplave otopine. Može se pretpostaviti da se solvatacija i ionizacija valentnih elektrona odvija u otopini prema shemi
Plava boja je povezana sa solvatacijom i kretanjem elektrona ili pokretljivošću „rupa“ u tečnosti. Pri visokoj koncentraciji natrijuma u tekućem amonijaku, otopina poprima brončanu boju i vrlo je električno provodljiva. Nevezani alkalni metali mogu se izdvojiti iz takve otopine isparavanjem amonijaka ili dodatkom natrijum hlorida. Otopine metala u amonijaku su dobra redukciona sredstva. Autojonizacija se javlja u tečnom amonijaku
slično procesu koji se odvija u vodi
Neki Hemijska svojstva oba sistema su upoređena u tabeli. 4. Tečni amonijak kao rastvarač ima prednost u nekim slučajevima kada je nemoguće sprovesti reakcije u vodi zbog brze interakcije komponenti sa vodom (na primer, oksidacija i redukcija). Na primjer, u tekućem amonijaku, kalcij reagira s KCl i formira CaCl2 i K, budući da je CaCl2 nerastvorljiv u tekućem amonijaku, a K je rastvorljiv, i reakcija se odvija u potpunosti. U vodi je takva reakcija nemoguća zbog brze interakcije Ca s vodom. Proizvodnja amonijaka. Plinoviti NH3 oslobađa se iz amonijevih soli pod djelovanjem jake baze, na primjer, NaOH:
Metoda je primenljiva u laboratorijskim uslovima. Proizvodnja amonijaka malog obima se takođe zasniva na hidrolizi nitrida, kao što je Mg3N2, sa vodom. Kalcijum cijanamid CaCN2 takođe stvara amonijak kada je u interakciji sa vodom. Glavna industrijska metoda za proizvodnju amonijaka je njegova katalitička sinteza iz atmosferskog dušika i vodika na visokoj temperaturi i pritisku:
Vodik za ovu sintezu se dobija termičkim krekovanjem ugljovodonika, delovanjem vodene pare na ugalj ili gvožđe, razlaganjem alkohola vodenom parom ili elektrolizom vode. Pribavljeni su mnogi patenti za sintezu amonijaka, koji se razlikuju u uslovima procesa (temperatura, pritisak, katalizator). Postoji način industrijske proizvodnje termičkom destilacijom uglja. Imena F. Habera i K. Boscha vezuju se za tehnološki razvoj sinteze amonijaka.
Hemijska svojstva amonijaka. Pored reakcija navedenih u tabeli. 4, amonijak reaguje sa vodom i formira jedinjenje NH3NH2O, koje se često pogrešno smatra amonijum hidroksidom NH4OH; u stvari, postojanje NH4OH u rastvoru nije dokazano. Vodeni rastvor amonijaka (" amonijak") sastoji se pretežno od NH3, H2O i niske koncentracije NH4+ i OH- jona nastalih tokom disocijacije
Osnovna priroda amonijaka objašnjava se prisustvom usamljenog elektronskog para azota:NH3. Dakle, NH3 je Lewisova baza, koja ima najveću nukleofilnu aktivnost, koja se manifestuje u obliku asocijacije na proton, odnosno jezgro atoma vodika:
Svaki ion ili molekul sposoban da prihvati elektronski par (elektrofilno jedinjenje) će reagovati sa NH3 i formirati koordinaciono jedinjenje. Na primjer:
Simbol Mn+ predstavlja jon prelaznog metala (B podgrupa periodnog sistema, na primer, Cu2+, Mn2+, itd.). Bilo koja protonska kiselina (tj. koja sadrži H) reaguje sa amonijakom u vodenom rastvoru i formira amonijumove soli, kao što su amonijum nitrat NH4NO3, amonijum hlorid NH4Cl, amonijum sulfat (NH4)2SO4, amonijum fosfat (NH4)3PO4. Ove soli se široko koriste u poljoprivredi kao gnojiva za unošenje dušika u tlo. Amonijum nitrat se takođe koristi kao jeftin eksploziv; prvo je korišteno s naftnim gorivom (dizel ulje). Vodeni rastvor amonijaka se koristi direktno za unošenje u tlo ili sa vodom za navodnjavanje. Urea NH2CONH2, dobijena sintezom iz amonijaka i ugljičnog dioksida, također je gnojivo. Plinoviti amonijak reagira s metalima kao što su Na i K da bi formirali amide:
Amonijak takođe reaguje sa hidridima i nitridima da bi formirao amide:
Amidi alkalnih metala (na primjer, NaNH2) reagiraju sa N2O kada se zagrijavaju, stvarajući azide:
Plinoviti NH3 reducira okside teških metala u metale na visokim temperaturama, očito zbog vodika koji nastaje razgradnjom amonijaka na N2 i H2:
Atomi vodika u molekuli NH3 mogu se zamijeniti halogenom. Jod reagira s koncentriranom otopinom NH3, formirajući mješavinu tvari koje sadrže NI3. Ova supstanca je vrlo nestabilna i eksplodira pri najmanjem mehaničkom udaru. Reakcija NH3 sa Cl2 proizvodi kloramine NCl3, NHCl2 i NH2Cl. Kada je amonijak izložen natrijevom hipokloritu NaOCl (nastalom od NaOH i Cl2), krajnji proizvod je hidrazin:
Hidrazin. Gore navedene reakcije predstavljaju metodu za proizvodnju hidrazin monohidrata sastava N2H4ČH2O. Bezvodni hidrazin nastaje specijalnom destilacijom monohidrata sa BaO ili drugim supstancama koje uklanjaju vodu. Svojstva hidrazina su malo slična vodikovom peroksidu H2O2. Čisti bezvodni hidrazin je bezbojna, higroskopna tečnost, koja ključa na 113,5°C; dobro se rastvara u vodi, formirajući slabu bazu
U kiseloj sredini (H+), hidrazin formira rastvorljive hidrazonijeve soli tipa []+X-. Lakoća s kojom hidrazin i neki od njegovih derivata (kao što je metilhidrazin) reagiraju s kisikom omogućava da se koristi kao komponenta tekućeg raketnog goriva. Hidrazin i svi njegovi derivati su vrlo toksični. Oksidi dušika. U jedinjenjima sa kiseonikom, azot ispoljava sva oksidaciona stanja, formirajući okside: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Malo je podataka o stvaranju dušikovih peroksida (NO3, NO4). Azot(I) oksid N2O (diazot monoksid) se dobija termičkom disocijacijom amonijum nitrata:
Molekul ima linearnu strukturu
N2O je prilično inertan na sobnoj temperaturi, ali u visoke temperature može podržati sagorijevanje lako oksidiranih materijala. N2O, poznat kao gas za smeh, koristi se za blagu anesteziju u medicini. Dušikov oksid (II) NO je bezbojni gas, jedan od proizvoda katalitičke termičke disocijacije amonijaka u prisustvu kiseonika:
NO nastaje i tokom termičke razgradnje dušične kiseline ili tokom reakcije bakra s razrijeđenom dušičnom kiselinom:
NO se može proizvesti sintezom iz jednostavnih supstanci (N2 i O2) na vrlo visokim temperaturama, na primjer, u električnom pražnjenju. Struktura molekula NO ima jedan nespareni elektron. Veze s takvom strukturom su u interakciji s električnim i magnetna polja. U tekućem ili čvrstom stanju, oksid je plave boje jer nespareni elektron uzrokuje djelomičnu asocijaciju u tekućem stanju i slabu dimerizaciju u čvrstom stanju: 2NO N2O2. Dušikov oksid (III) N2O3 (azot trioksid) - anhidrid azotne kiseline: N2O3 + H2O 2HNO2. Čisti N2O3 se može dobiti kao plava tečnost na niskim temperaturama (-20°C) iz ekvimolekularne mešavine NO i NO2. N2O3 je stabilan samo u čvrstom stanju na niskim temperaturama (tačka topljenja -102,3°C); u tekućem i gasovitom stanju ponovo se raspada na NO i NO2. Dušikov oksid (IV) NO2 (dušikov dioksid) takođe ima nespareni elektron u molekulu (vidi azot oksid (II) gore). Struktura molekule pretpostavlja vezu od tri elektrona, a molekula pokazuje svojstva slobodnog radikala (jedna linija odgovara dva uparena elektrona):
NO2 se dobiva katalitičkom oksidacijom amonijaka u višku kisika ili oksidacijom NO u zraku:
kao i po reakcijama:
Na sobnoj temperaturi, NO2 je tamno smeđi gas sa magnetna svojstva zbog prisustva nesparenog elektrona. Na temperaturama ispod 0° C, molekula NO2 dimerizira se u dizot tetroksid, a na -9,3° C dolazi do potpunog dimerizacije: 2NO2 N2O4. U tečnom stanju, samo 1% NO2 je nedimerizovano, a na 100°C 10% N2O4 ostaje u obliku dimera. NO2 (ili N2O4) reaguje u toplu vodu sa stvaranjem azotne kiseline: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Tehnologija NO2 je stoga vrlo važna kao međufaza u proizvodnji industrijsko važnog proizvoda – dušične kiseline. Dušikov oksid (V) N2O5 (zastarjeli dušični anhidrid) je bijela kristalna tvar dobivena dehidratacijom dušične kiseline u prisustvu fosfornog oksida P4O10:
N2O5 se lako rastvara u vlazi vazduha, ponovo formirajući HNO3. Svojstva N2O5 određena su ravnotežom
N2O5 je dobro oksidaciono sredstvo; lako, ponekad burno, reaguje sa metalima i organskim jedinjenjima i, u svom čistom stanju, eksplodira kada se zagreje. Vjerovatna struktura N2O5 može se predstaviti kao
Azotne oksokiseline. Za azot su poznate tri oksokiseline: hipoazotna H2N2O2, azotna HNO2 i azotna kiselina HNO3. Hiponitrozna kiselina H2N2O2 je vrlo nestabilno jedinjenje, nastalo u nevodenoj sredini od soli teškog metala - hiponitrita, pod dejstvom druge kiseline: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Kada se otopina ispari, formira se bijeli eksploziv sa očekivanom strukturom H-O-N=N-O-H.
Dušična kiselina HNO2 ne postoji u čistom obliku, međutim, vodeni rastvori njene niske koncentracije nastaju dodavanjem sumporne kiseline u barijum nitrit:
Dušična kiselina nastaje i kada se ekvimolarna mješavina NO i NO2 (ili N2O3) otopi u vodi. Dušična kiselina je nešto jača od sirćetne kiseline. Oksidacijsko stanje dušika u njemu je +3 (struktura mu je H-O-N=O), tj. može biti i oksidacijski i redukcijski agens. Pod uticajem redukcionih sredstava obično se redukuje u NO, a u interakciji sa oksidacionim agensima oksidira u azotnu kiselinu. Brzina rastvaranja nekih tvari, kao što su metali ili jodidni ion, u dušičnoj kiselini ovisi o koncentraciji azotne kiseline prisutne kao nečistoće. Soli azotne kiseline - nitriti - dobro se otapaju u vodi, osim srebrnog nitrita. NaNO2 se koristi u proizvodnji boja. Dušična kiselina HNO3 jedan je od najvažnijih neorganskih proizvoda mag hemijska industrija. Koristi se u tehnologijama mnogih drugih anorganskih i organskih supstanci, kao što su eksplozivi, đubriva, polimeri i vlakna, boje, farmaceutski proizvodi i sl.
vidi takođe HEMIJSKI ELEMENTI.
LITERATURA
Nitrogenist's Handbook. M., 1969 Nekrasov B.V. Osnove opšta hemija. M., 1973 Problemi fiksacije dušika. Neorganska i fizička hemija. M., 1982
Collier's Encyclopedia. - Otvoreno društvo. 2000 .
Sinonimi:Pogledajte šta je "AZOT" u drugim rječnicima:
- (N) hemijski element, gas, bezbojan, bez ukusa i mirisa; čini 4/5 (79%) vazduha; beat težina 0,972; atomska težina 14; kondenzuje u tečnost na 140 °C. i pritisak 200 atmosfera; komponenta mnoge biljne i životinjske supstance. Rječnik… … Rečnik stranih reči ruskog jezika
NITROGEN- AZOT, hemijski. element, simbol N (francuski AZ), serijski broj 7, at. V. 14.008; tačka ključanja 195,7°; 1 l A. pri 0° i pritisku 760 mm. teži 1,2508 g [lat. Nitrogenijum („generisanje šalitre“), nemački. Stickstoff („gušenje… … Velika medicinska enciklopedija
- (lat. Nitrogenium) N, hemijski element V grupe periodnog sistema, atomski broj 7, atomska masa 14,0067. Ime je iz grčkog negativnog prefiksa i zoe life (ne podržava disanje ili sagorijevanje). Slobodni azot se sastoji od 2 atomska ... ... Veliki enciklopedijski rječnik
nitrogen- a m. azot m. arapski. 1787. Leksis.1. alhemičar Prva materija metala je metalna živa. Sl. 18. Paracelzus je krenuo na kraj svijeta, nudeći svima svoj Laudanum i svoj Azoth po vrlo razumnoj cijeni, za iscjeljenje svih mogućih... ... Istorijski rečnik galicizama ruskog jezika
- (Azot), N, hemijski element V grupe periodnog sistema, atomski broj 7, atomska masa 14,0067; gas, tačka ključanja 195,80 shs. Azot je glavna komponenta vazduha (78,09% zapremine), deo je svih živih organizama (u ljudskom telu... ... Moderna enciklopedija
Nitrogen- (Azot), N, hemijski element V grupe periodnog sistema, atomski broj 7, atomska masa 14,0067; gas, tačka ključanja 195,80 °C. Azot je glavna komponenta vazduha (78,09% zapremine), deo je svih živih organizama (u ljudskom telu... ... Ilustrovano enciklopedijski rječnik
- (hemijski znak N, atomska težina 14) jedan od hemijskih elemenata, bezbojni gas, bez mirisa, bez ukusa; vrlo malo rastvorljiv u vodi. Njegova specifična težina je 0,972. Pictet u Ženevi i Calhet u Parizu uspjeli su kondenzirati dušik izlažući ga visok krvni pritisak … Enciklopedija Brockhausa i Efrona
Nitrogen
Nitrogen- element glavne podgrupe pete grupe drugog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata D.I. Mendeljejeva, sa atomskim brojem 7. Označava se simbolom N (lat. Nitrogenium). Jednostavna supstanca nitrogen - dvoatomski gas, prilično inertan u normalnim uslovima, bez boje, ukusa i mirisa (formula N2), od kojeg se sastoji tri četvrtine Zemljine atmosfere.
“Otkriven” je nekoliko puta i različiti ljudi. Zvao se drugačije, pripisujući gotovo mistična svojstva - "flogistički zrak", i "mefitski zrak", i "atmosferski mofet", i jednostavno "gušenje". Do sada je imao nekoliko naziva: engleski azot, francuski azot, nemački Stickstoff, ruski „azot”...
Istorija "pokvarenog vazduha"
Nitrogen(od grčke riječi azoos - beživotan, na latinskom Nitrogenium) - četvrti najčešći element Solarni sistem(posle vodonik , helijum I kiseonik ). Jedinjenja dušika - salitra, dušična kiselina, amonijak - bila su poznata mnogo prije nego što je dušik dobijen u slobodnom stanju.
Godine 1777. Henry Cavendish je u više navrata prolazio zrakom preko vrućeg uglja i zatim ga tretirao lugom. Rezultat je bio talog koji je Cavendish nazvao zagušljivim (ili mefitičnim) zrakom. Iz perspektive moderna hemija jasno je da je u reakciji sa vrelim ugljem atmosferski kiseonik bio vezan u ugljen dioksid, koji je zatim reagovao sa alkalijom. Ostatak gasa je uglavnom bio azot. Tako je Cavendish izolovao dušik, ali nije uspio shvatiti da je to nova jednostavna supstanca (hemijski element).
Iste godine, Cavendish je prijavio ovo iskustvo Josephu Priestleyju. Priestley je u to vrijeme proveo niz eksperimenata u kojima je vezao i atmosferski kisik i uklonio nastali ugljični dioksid, odnosno primao i dušik, međutim, kao pristalica teorije flogistona koja je u to vrijeme bila dominantna, potpuno je pogrešno protumačio dobiveni rezultati (po njegovom mišljenju, proces je bio suprotan - nije bio uklonjen kisik iz mješavine plina, već naprotiv, kao rezultat pečenja, zrak je bio zasićen flogistonom; nazvao je preostali zrak ( azot) zasićeni flogiston, odnosno flogistirani).
Očigledno je da Priestley, iako je uspio izolirati dušik, nije uspio razumjeti suštinu svog otkrića, pa se stoga ne smatra otkrićem dušika. U isto vrijeme, slične eksperimente sa istim rezultatom izveo je Karl Scheele.
Čak i prije tog vremena, 1772. godine, Daniel Rutherford, sagorijevanjem fosfora i drugih tvari u staklenom zvonu, vidio je da plin koji je ostao nakon sagorijevanja, koji je nazvao "zagušljivim zrakom", ne podržava disanje i sagorijevanje. Tek 1787. Antoine Lavoisier je ustanovio da su "vitalni" i "gušljivi" gasovi koji čine vazduh jednostavne supstance, i predložio naziv "azot".
Ranije, 1784. G. Cavendish je pokazao da je dušik dio nitrata; Odatle potiče latinski naziv za dušik (od kasnolat. nitrum - šalitra i grčkog genna - rađam, proizvodim). Do početka 19. vijeka. Pojašnjena je hemijska inertnost dušika u slobodnom stanju i njegova isključiva uloga u spojevima s drugim elementima kao vezanim dušikom.
"Ne-održavanje života" je od vitalnog značaja
Iako naslov " nitrogen " znači "ne-održavanje života", u stvari je element neophodan za život. Životinjski i ljudski proteini sadrže 16-17% dušika. U organizmima životinja mesoždera bjelančevine nastaju zbog utrošenih proteinskih tvari prisutnih u organizmima biljoždera i u biljkama. Biljke sintetiziraju proteine asimilirajući dušične tvari sadržane u tlu, uglavnom neorganske. Značajne količine dušika ulaze u tlo zahvaljujući mikroorganizmima koji fiksiraju dušik i koji su sposobni pretvoriti slobodni dušik iz zraka u dušikove spojeve. Kao rezultat ekstrakcije ogromnih količina fiksiranog dušika iz tla od strane biljaka (posebno tokom intenzivne poljoprivrede), tla se iscrpljuju.
Nedostatak dušika tipičan je za poljoprivredu u gotovo svim zemljama. Nedostatak azota se takođe primećuje u stočarstvu („proteinsko gladovanje“). Na tlima siromašnim dostupnim dušikom, biljke se slabo razvijaju. U prošlom stoljeću u prirodi je otkriven prilično bogat izvor fiksnog dušika. Ovo je čileanski nitrat, natrijumova so azotne kiseline. Za dugo vremena nitrat je bio glavni dobavljač azota za industriju. Njegovo ležište u Južnoj Americi je jedinstveno, praktično jedino u svijetu. I nije iznenađujuće da je 1879. godine izbio rat između Perua, Bolivije i Čilea oko posjedovanja bogate granične provincije salitre Tarapaca. Pobjednik je bio Čile. Međutim, čileansko ležište, naravno, nije moglo zadovoljiti svjetsku potražnju za dušičnim đubrivima.
„Azotno gladovanje“ planete
Zemljina atmosfera sadrži skoro 80% azota, dok zemljina kora sadrži samo 0,04%. Problem "kako popraviti dušik" je star, star je kao i agrohemija. Mogućnost vezivanja azota u vazduhu sa kiseonikom u električnom pražnjenju prvi je uočio Englez Henry Cavendish. To je bilo u 18. veku. Ali proces kontrolirane sinteze dušikovih oksida proveden je tek 1904. godine. Godine 1913. Nemci Fritz Haber i Carl Bosch su predložili metodu amonijaka za fiksaciju dušika. Sada, koristeći ovaj princip, stotine fabrika na svim kontinentima proizvode više od 20 miliona tona fiksnog azota godišnje iz vazduha. Tri četvrtine otpada na proizvodnju azotnih đubriva. Međutim, nedostatak dušika u usjevnim površinama globus iznosi više od 80 miliona tona godišnje. Zemlja očigledno nema dovoljno azota. Najveći dio proizvedenog slobodnog dušika se koristi za industrijska proizvodnja amonijak, koji je tada značajne količine prerađuje u azotnu kiselinu, đubriva, eksploziv itd.
Primena azota
Besplatno nitrogen koristi se u mnogim industrijama: kao inertni medij u raznim hemijskim i metalurškim procesima, za popunjavanje slobodnog prostora u živinim termometrima, pri pumpanju zapaljivih tečnosti itd.
Tečni azot koristi se kao rashladna tečnost i za krioterapiju. Industrijska primjena plinovitog dušika je zbog njegovih inertnih svojstava. Gasni dušik je otporan na vatru i eksploziju, sprječava oksidaciju i truljenje.
IN petrohemije nitrogen koristi se za pročišćavanje rezervoara i cjevovoda, provjeru rada cjevovoda pod pritiskom, povećanje proizvodnje polja. U rudarstvu nitrogen može se koristiti za stvaranje okruženja otpornog na eksploziju u rudnicima i za širenje slojeva stijena.
IN proizvodnja elektronike nitrogen koristi se za pročišćavanje područja koja ne dozvoljavaju prisustvo oksidirajućeg kisika. Ako su u procesu koji se tradicionalno izvodi korištenjem zraka, oksidacija ili truljenje su negativni faktori - nitrogen može uspješno zamijeniti zrak.
Važno područje primjene nitrogen je njegov koristiti za dalju sintezuširok izbor spojeva koji sadrže nitrogen , kao što su amonijak, azotna đubriva, eksplozivi, boje, itd. Velike količine nitrogen koristi se u proizvodnji koksa („suvo gašenje koksa“) pri istovaru koksa iz koksnih baterija, kao i za „prešanje“ goriva u raketama iz rezervoara u pumpe ili motore.
Zablude: dušik nije Djed Mraz
IN Prehrambena industrija nitrogen registrovan kao aditivi za hranu E941, kao gasovito sredstvo za pakovanje i skladištenje, rashladno sredstvo. Tečnost nitrogen Često se demonstrira u filmovima kao supstanca koja može odmah zamrznuti prilično velike objekte. Ovo je uobičajena greška. Dovoljno vam je čak i za zamrzavanje cvijeta dugo vrijeme, što je dijelom posljedica vrlo niskog toplotnog kapaciteta nitrogen .
Iz istog razloga, vrlo je teško ohladiti, recimo, brave na -180 °C i jednim udarcem ih razdvojiti. Litar tečnosti nitrogen , isparavanjem i zagrijavanjem do 20 °C, formira približno 700 litara plina. Iz tog razloga, ne biste trebali skladištiti nitrogen u zatvorenim posudama koje nisu pogodne za visoke pritiske. Na istoj činjenici se zasniva i princip gašenja požara tečnošću. nitrogen . Isparavanje nitrogen istiskuje vazduh potreban za sagorevanje i vatra prestaje.
Jer nitrogen , za razliku od vode, pjene ili praha, jednostavno ispari i nestane, gašenje dušikom je najefikasniji mehanizam za gašenje požara sa stanovišta očuvanja vrijednih stvari. Tečnost koja se smrzava nitrogen živih bića s mogućnošću njihovog naknadnog odmrzavanja je problematično. Problem je u nemogućnosti da se stvorenje zamrzne (i odmrzne) dovoljno brzo da nehomogenost zamrzavanja ne utiče na njegove vitalne funkcije. Stanislav Lem, maštajući o ovoj temi u knjizi "Fijasko", smislio je sistem hitnog zamrzavanja nitrogen , u kojem je astronautu u usta gurnuto crijevo s dušikom, koje je izbilo zube, a u njega je doveden obilan mlaz nitrogen .
Kao što je gore spomenuto, nitrogen tečni i gasoviti se dobijaju iz atmosferski vazduh metoda dubokog hlađenja.
Pokazatelji kvaliteta gasovitog azota GOST 9293-74
| Naziv indikatora | Poseban | Povećano | Povećano |
|---|---|---|---|
| 2. razred | 1. razred |
2. razred |
|
| Volumenski udio dušika, ne manji | 99,996 |
99,99 |
99,95 |
| Kiseonik, ne više | 0,001 |
0,001 |
0,05 |
| Vodena para u azotnom gasu, ne više | 0,0007 |
0,0015 |
0,004 |
| Vodonik, ne više | 0,001 | Nije standardizovan |
Nije standardizovan |
| Zbir spojeva koji sadrže ugljik u smislu CH 4, ne više | 0,001 | Nije standardizovan |
Azot je element glavne podgrupe pete grupe drugog perioda periodnog sistema hemijskih elemenata, sa atomskim brojem 7. Označava se simbolom N (lat. Nitrogenium). Prosta supstanca azot (CAS broj: 7727-37-9) je prilično inertan dvoatomski gas bez boje, ukusa i mirisa u normalnim uslovima (formula N 2), od čega se sastoji tri četvrtine Zemljine atmosfere. Istorija otkrićaGodine 1772. Henry Cavendish je izveo sljedeći eksperiment: više puta je propuštao zrak preko vrućeg uglja, a zatim ga tretirao alkalijom, što je rezultiralo ostatkom koji je Cavendish nazvao zagušljivim (ili mefitičnim) zrakom. Sa stanovišta moderne hemije, jasno je da je u reakciji sa vrelim ugljem atmosferski kiseonik bio vezan u ugljen dioksid, koji je zatim apsorbovao alkalija. Ostatak gasa je uglavnom bio azot. Tako je Cavendish izolovao dušik, ali nije uspio shvatiti da je to nova jednostavna supstanca (hemijski element). Iste godine, Cavendish je prijavio ovo iskustvo Josephu Priestleyju. porijeklo imenaAzot (od starogrčkog ἄζωτος - beživotan, lat. nitrogenium), umjesto dosadašnjih naziva ("flogistički", "mefički" i "pokvareni" zrak) je 1787. predložio Antoine Lavoisier, koji je u to vrijeme bio dio grupe drugih francuskih naučnika razvili su principe hemijske nomenklature. Kao što je gore prikazano, već je tada bilo poznato da dušik ne podržava ni sagorijevanje ni disanje. Ova nekretnina se smatrala najvažnijom. Iako se kasnije pokazalo da je dušik, naprotiv, neophodan za sva živa bića, naziv je sačuvan u francuskom i ruskom jeziku. PotvrdaU laboratorijima se može dobiti reakcijom razgradnje amonijum nitrita: Reakcija je egzotermna, oslobađajući 80 kcal (335 kJ), tako da se posuda mora ohladiti dok se odvija (iako se amonijum nitrit mora zagrijati da bi se reakcija pokrenula). Najčišći dušik se može dobiti razgradnjom metalnih azida: Takozvani "zračni" ili "atmosferski" dušik, odnosno mješavina dušika s plemenitim plinovima, dobiva se reakcijom zraka s vrućim koksom: Tako se proizvodi takozvani „generatorski“ ili „vazdušni“ gas – sirovine za hemijsku sintezu i gorivo. Ako je potrebno, dušik se može odvojiti od njega apsorbiranjem ugljičnog monoksida. Amonijak se uzima iz njegove zasićene otopine zagrijavanjem. Količina CuO je 2 puta veća od izračunate. Neposredno prije upotrebe, dušik se pročišćava od kisika i amonijaka prelaskom preko bakra i njegovog oksida (II) (također ~700 °C), a zatim se suši koncentriranom sumpornom kiselinom i suvom alkalijom. Proces je prilično spor, ali se isplati: dobiveni plin je vrlo čist. Fizička svojstvaU normalnim uslovima, azot je bezbojan gas, bez mirisa, slabo rastvorljiv u vodi (2,3 ml/100 g na 0 °C, 0,8 ml/100 g na 80 °C), gustine 1,2506 kg/m³ (na bunar.). Obnavljanje šifre
|