GirişAzot - büyük bir tıbbi ansiklopedi. Azot: özellikleri, kimyasal özellikleri, fiziksel özellikleri, bileşikler, doğadaki yeri
Azot suda az çözünen, rengi, kokusu ve tadı olmayan bir gazdır. Serbest formunda nitrojen çeşitli endüstrilerde kullanılabilir. Azot kullanan endüstrilere daha yakından bakalım.
Metalurji
- Tavlama sırasında toz metal ile sinterleme.
- Nötr sertleştirme, sert lehimleme ile.
- Siyanürleme sırasında (demir ve demir dışı metalleri korumak için azot gereklidir).
- Azot da oynuyor önemli rol yüksek fırında bir yükleme cihazının çalıştırılmasında, metallerin yangınla soyulması için bir makine.
- Kok üretiminde.
Kimya, gaz, petrol
- Kuyu geliştirme sırasında azot gazı kullanılır. Kuyulardaki su seviyesini düşürmek için kullanılır. Bu yöntem çok umut vericidir; güvenilirliğin yanı sıra, geniş bir basınç ve akış hızı aralığında prosesin kontrol edilmesi ve düzenlenmesi kolaylığı ile karakterize edilir. Nitrojen gazı ile boşaltma hızlı bir şekilde gerçekleşir derin kuyular kuyudaki basınçta hızlı ve keskin veya yavaş ve yumuşak bir azalma. Azot, sıvının akışı için gerekli olan sıkıştırılmış gazın oluşumunun ve yenilenmesinin drenajını sağlar.
- Azot, boşaltma ve yükleme işlemleri sırasında çeşitli kaplarda inert bir ortam oluşturmak için kullanılır. Azot ayrıca yangınların söndürülmesinde, boru hatlarının test edilmesi ve temizlenmesi sırasında da kullanılır.
- Saf formundaki azot, amonyak sentezinde, azot tipi gübrelerin üretiminde ve ayrıca ilgili gazların işlenmesinde ve metan dönüşümünde kullanılır.
- Azot, petrol rafinerilerindeki birikintileri azaltmak, yüksek oktanlı bileşenleri işlemek ve petrol kırıcıların verimliliğini artırmak için kullanılır.
Yangın söndürme
- Azot, oksijenin yerini almasının ve oksidasyon reaksiyonlarını önlemesinin mümkün olması nedeniyle inert özelliklere sahiptir. Yanma aslında atmosferdeki oksijenin ve bir kıvılcım, elektrik arkı veya basitçe bir yanma kaynağının varlığı nedeniyle hızlı oksidasyondur. Kimyasal reaksiyonçok fazla ısı üretilir. Azot kullanılarak bu durumun önüne geçilebilir. Ortamdaki nitrojen konsantrasyonu %90 ise yangın oluşmaz.
- Hem sabit nitrojen tesisleri hem de mobil nitrojen üretim istasyonları, yangını etkili bir şekilde önleyebilir. Onların yardımıyla bir yangın da başarıyla söndürülebilir.
İlaç
- Laboratuvarlarda araştırmalarda, hastane analizlerinde.
Maden endüstrisi
- Kömür madenlerinde yangınla mücadele için nitrojene de ihtiyaç vardır.
İlaçlar
- Azot, çeşitli ürün rezervuarlarındaki oksijeni paketlemek, taşımak ve değiştirmek için kullanılır.
Gıda endüstrisi
- Azot, gıda ürünlerinin (özellikle oksijenle çok hızlı oksitlenen peynirler ve yağlı ürünler) işlenmesi, depolanması, paketlenmesi, raf ömrünün uzatılması ve bu ürünlerin tadının korunması için gereklidir.
- Azot ve karbondioksit karışımı bakterilerin çoğalmasını durdurmaya yardımcı olur.
- İnert bir ortam yaratan azot, gıdanın zararlı böceklerden korunmasına yardımcı olur.
- Azot, bir gaz karışımı oluşturmak için seyreltici görevi görür.
Kağıt hamuru ve kağıt endüstrisi
- Azot, vernik kaplamaları polimerize etmek için kağıt, karton ve hatta bazı ahşap eşyalar üzerindeki katot ışın işlemlerinde kullanılır. Bu yöntem, fotobaşlatıcıların maliyetini düşürmenin yanı sıra, uçucu bileşiklerin emisyonunu azaltmaya ve işleme kalitesini artırmaya da olanak tanır.
Azot bir gazdır, basit bir kimyasal maddedir, metal olmayan, periyodik tablonun bir elementidir. Nitrogenium'un Latince adı "güherçileyi doğurmak" anlamına gelir.
“Azot” adı ve ünsüzleri birçok ülkede kullanılmaktadır: Fransa, İtalya, Rusya, Türkiye, bazı Doğu Slav ve eski SSCB. Ana versiyona göre, "nitrojen" adı, nefes almaya uygun olmadığı için Yunanca azoos - "cansız" kelimesinden gelmektedir.
Azot öncelikle gaz halinde bulunur; havada yaklaşık %78 (hacimce) bulunur. Bunu içeren mineral yatakları - örneğin Şili güherçilesi (sodyum nitrat), Hint güherçilesi (potasyum nitrat) büyük ölçüde tükenmiştir, bu nedenle endüstriyel ölçekte reaktif, kimyasal sentez yoluyla doğrudan atmosferden çıkarılır.
Özellikler
Normal şartlarda N2 tatsız, renksiz ve kokusuz bir gazdır. Yanmaz, yangına ve patlamaya karşı dayanıklıdır, su ve alkolde az çözünür ve toksik değildir. Isıyı ve elektriği kötü iletir. -196 °C'nin altındaki sıcaklıklarda önce sıvı, sonra katı hale gelir. Sıvı nitrojen şeffaf, hareketli bir sıvıdır.
Nitrojen molekülü çok stabil olduğundan kimyasal reaktif temelde etkisizdir ve normal koşullar altında yalnızca lityum, sezyum ve geçiş metali kompleksleriyle reaksiyona girer. Diğer maddelerle reaksiyonları gerçekleştirmek için ihtiyacınız var Özel durumlar: Çok yüksek sıcaklık ve basınç, bazen de katalizör. Halojenler, kükürt, karbon, silikon, fosfor ile reaksiyona girmez.
Element tüm canlıların yaşamı için son derece önemlidir. Proteinlerin ayrılmaz bir parçasıdır. nükleik asitler, hemoglobin, klorofil ve diğer birçok biyolojik açıdan önemli bileşik. Canlı hücrelerin ve organizmaların metabolizmasında önemli bir rol oynar.
Azot, 150 atmosferde sıkıştırılmış gaz formunda üretilir, büyük ve net yazılara sahip siyah silindirlerde sağlanır. sarı renk. Sıvı reaktif Dewar şişelerinde (çift duvarlı, içi gümüş kaplamalı ve duvarlar arasında vakum bulunan bir termos) saklanır.
Azot tehlikesi
Normal şartlarda nitrojen insanlara ve hayvanlara zararlı değildir ancak yüksek tansiyon narkotik zehirlenmesine neden olur, oksijen eksikliği durumunda boğulmaya neden olur. Çok tehlikeli bir dekompresyon hastalığı, nitrojen ve bunun basınçta keskin bir düşüş sırasında insan kanı üzerindeki etkisi ile ilişkilidir.
Muhtemelen herkes bunu en az bir kez filmlerde veya dizilerde görmüştür. 
sıvı nitrojenin insanları nasıl anında dondurduğunu veya parmaklıklara, kasalara vb. kilitlendiğini, ardından kırılgan hale geldiklerini ve kolayca kırıldıklarını. Aslında sıvı nitrojen, düşük ısı kapasitesinden dolayı oldukça yavaş donar. Bu nedenle insanları daha sonra buzunu çözmek için dondurmak için kullanılamaz - tüm vücudu ve organları eşit ve aynı anda dondurmak mümkün değildir.
Azot, periyodik tablonun kendisi ile aynı alt grubunun kimyasal elementleri olan piktojenlere aittir. Azotun yanı sıra piktojenler arasında fosfor, arsenik, antimon, bizmut ve yapay olarak elde edilen muskovium bulunur.
Sıvı nitrojen, özellikle değerli nesnelerle ilgili yangınları söndürmek için ideal bir malzemedir. Azotla söndürüldükten sonra su, köpük, toz kalmaz ve gaz tamamen kaybolur.
Başvuru
— Dünyada üretilen nitrojenin dörtte üçü amonyak üretimine gidiyor ve buradan çeşitli endüstrilerde yaygın olarak kullanılan nitrik asit üretiliyor.
- İÇİNDE tarım Azot bileşikleri gübre olarak kullanılır ve sebze depolarında sebzelerin daha iyi korunması için nitrojenin kendisi kullanılır.
— Patlayıcıların, ateşleyicilerin, uzay aracı yakıtının (hidrazin) üretimi için.
— Boya ve ilaç üretimi için.
— Yanıcı maddeleri borulardan, madenlerden, elektronik cihazlardan pompalarken.
— Metalurjide kok söndürmek, endüstriyel proseslerde nötr bir atmosfer yaratmak için.
— Boruların ve tankların temizlenmesi için; madencilikte katmanların patlaması; roketlere yakıt pompalamak.
— Uçak lastiklerine, bazen de araba lastiklerine enjeksiyon için.
— Özel seramiklerin üretimi için — mekanik, termal, kimyasal direnci ve diğer birçok direnci artıran silikon nitrür kullanışlı özellikler.
— Gıda katkı maddesi E941, ambalajlarda oksidasyonu ve mikroorganizmaların gelişimini önleyen koruyucu bir ortam oluşturmak için kullanılır. Sıvı nitrojen, içeceklerin ve yağların şişelenmesinde kullanılır.
Sıvı nitrojen şu şekilde kullanılır:
— Kriyostatlarda, vakum ünitelerinde vb. soğutucu akışkan.
— Kozmetoloji ve tıpta kriyojenik tedavide, belirli teşhis türlerinin gerçekleştirilmesinde, biyomateryal, sperm, yumurta örneklerinin saklanmasında.
— Kriyojenik kesimde.
- Yangınları söndürmek için. Reaktif buharlaştıkça sıvının hacminden 700 kat daha büyük bir gaz kütlesi oluşturur. Bu gaz oksijeni alevden uzaklaştırır ve söner.
AZOT
N (nitrojenyum),
kimyasal element(sayı 7) Periyodik element tablosunun VA alt grupları. Dünya atmosferi %78 (hacim) nitrojen içerir. Bu nitrojen rezervlerinin ne kadar büyük olduğunu göstermek için, atmosferde her kilometre karenin üzerinde yeryüzü O kadar çok nitrojen var ki, ondan 50 milyon tona kadar sodyum nitrat veya 10 milyon tona kadar amonyak (azot ile hidrojenin bileşiği) elde edilebiliyor, ancak bu, içerdiği nitrojenin küçük bir kısmını oluşturuyor. yerkabuğu. Serbest nitrojenin varlığı, onun eylemsizliğini ve normal sıcaklıklarda diğer elementlerle etkileşime girmenin zorluğunu gösterir. Sabit nitrojen hem organik hem de inorganik maddenin bir parçasıdır. Sebze ve hayvan dünyası Proteinlerdeki karbon ve oksijene bağlı nitrojen içerir. Ayrıca nitratlar (NO3-), nitritler (NO2-), siyanürler (CN-), nitrürler (N3-) ve azitler (N3-) gibi nitrojen içeren inorganik bileşikler de bilinmektedir ve büyük miktarlarda elde edilebilmektedir.
Tarihsel referans. A. Lavoisier'in, atmosferin yaşamın ve yanma süreçlerinin sürdürülmesindeki rolünün araştırılmasına yönelik deneyleri, atmosferde nispeten inert bir maddenin varlığını doğruladı. Lavoisier, yanma sonrasında kalan gazın temel yapısını belirlemeden, onu eski Yunanca'da "cansız" anlamına gelen azot olarak adlandırdı. 1772 yılında Edinburgh'lu D. Rutherford bu gazın bir element olduğunu tespit etti ve ona "zararlı hava" adını verdi. Nitrojenin Latince adı, “güherçile oluşturan” anlamına gelen Yunanca nitron ve gen kelimelerinden gelir.
Azot fiksasyonu ve azot döngüsü."Azot fiksasyonu" terimi, atmosferik nitrojen N2'nin sabitlenmesi işlemini ifade eder. Doğada bu iki şekilde gerçekleşebilir: Bezelye, yonca ve soya fasulyesi gibi baklagiller köklerinde nodüller biriktirir ve burada nitrojen sabitleyen bakteriler onu nitratlara dönüştürür veya atmosferik nitrojen, yıldırım koşulları altında oksijen tarafından oksitlenir. S. Arrhenius, yılda 400 milyon tona kadar nitrojenin bu şekilde sabitlendiğini buldu. Atmosferde nitrojen oksitler yağmur suyuyla birleşerek nitrik ve nitröz asitleri oluşturur. Ayrıca yağmur ve karla birlikte yaklaşık olarak tespit edilmiştir. 6700 gr nitrojen; toprağa ulaştıklarında nitrit ve nitratlara dönüşürler. Bitkiler, bitki proteinlerini oluşturmak için nitratları kullanır. Bu bitkilerle beslenen hayvanlar, bitkilerin protein maddelerini özümseyerek hayvansal proteinlere dönüştürürler. Hayvanların ve bitkilerin ölümünden sonra ayrışırlar ve nitrojen bileşikleri amonyağa dönüşür. Amonyak iki şekilde kullanılır: Nitrat oluşturmayan bakteriler onu elementlere bölerek nitrojen ve hidrojen açığa çıkarır ve diğer bakteriler ondan nitritler oluşturur ve bunlar diğer bakteriler tarafından nitratlara oksitlenir. Doğada nitrojen döngüsü yani nitrojen döngüsü bu şekilde gerçekleşir.
Çekirdeğin yapısı ve elektron kabukları. Doğada nitrojenin iki kararlı izotopu vardır: kütle numarası 14 olan (N, 7 proton ve 7 nötron içerir) ve kütle numarası 15 olan (7 proton ve 8 nötron içerir). Oranları 99,635:0,365'tir, yani nitrojenin atom kütlesi 14,008'dir. Kararsız nitrojen izotopları 12N, 13N, 16N, 17N yapay olarak elde edildi. Nitrojen atomunun elektronik yapısı şematik olarak şu şekildedir: 1s22s22px12py12pz1. Bu nedenle dışta (ikinci) elektron kabuğu kimyasal bağların oluşumuna katılabilecek 5 elektron vardır; nitrojen yörüngeleri aynı zamanda elektronları da kabul edebilir; (-III)'den (V)'e kadar oksidasyon durumlarına sahip bileşiklerin oluşumu mümkündür ve bunlar bilinmektedir.
Ayrıca bkz. ATOMİK YAPI.
Moleküler nitrojen. Gaz yoğunluğunun belirlenmesinden nitrojen molekülünün diatomik olduğu tespit edilmiştir; nitrojenin moleküler formülü NєN'dir (veya N2). İki nitrojen atomu için, her atomun dıştaki üç 2p elektronu üçlü bir bağ oluşturur:N:::N:, elektron çiftleri oluşturur. Ölçülen atomlar arası mesafe N-N 1,095'e eşittir. Hidrojen durumunda olduğu gibi (bkz. HİDROJEN), farklı nükleer dönüşlere sahip nitrojen molekülleri vardır - simetrik ve antisimetrik. Normal sıcaklıklarda simetrik ve antisimetrik formların oranı 2:1'dir. Katı halde, nitrojenin iki modifikasyonu bilinmektedir: a - kübik ve b - a (r) b -237,39 ° C geçiş sıcaklığına sahip altıgen. Modifikasyon b -209,96 ° C'de erir ve -195,78 ° C'de 1'de kaynar atm (bkz. tablo 1). Bir mol (28.016 g veya 6.023 * 10 23 molekül) moleküler nitrojenin atomlara (N2 2N) ayrışma enerjisi yaklaşık -225 kcal'dir. Bu nedenle atomik nitrojen, sessiz bir elektrik deşarjı sırasında oluşabilmektedir ve kimyasal olarak moleküler nitrojenden daha aktiftir.
Kabul ve başvuru. Elementel nitrojen elde etme yöntemi gerekli saflığa bağlıdır. Amonyak sentezi için büyük miktarlarda azot elde edilirken, soy gazların küçük katkıları kabul edilebilir.
Atmosferden gelen azot. Ekonomik olarak nitrojenin atmosferden salınması, arıtılmış havayı sıvılaştırma yönteminin düşük maliyetinden kaynaklanmaktadır (su buharı, CO2, toz ve diğer yabancı maddeler giderilir). Bu tür havanın birbirini izleyen sıkıştırma, soğutma ve genleşme döngüleri sıvılaşmasına yol açar. Sıvı hava, sıcaklıkta yavaş bir artışla fraksiyonel damıtma işlemine tabi tutulur. Önce soy gazlar açığa çıkar, sonra nitrojen kalır ve geriye sıvı oksijen kalır. Saflaştırma, tekrarlanan fraksiyonlama işlemleriyle sağlanır. Bu yöntem, esas olarak sanayi ve tarıma yönelik çeşitli nitrojen içeren bileşiklerin üretim teknolojisinde hammadde olan amonyak sentezi için yılda milyonlarca ton nitrojen üretir. Ek olarak, oksijenin varlığının kabul edilemez olduğu durumlarda sıklıkla saflaştırılmış bir nitrojen atmosferi kullanılır.
Laboratuvar yöntemleri. Azot laboratuvarda küçük miktarlarda elde edilebilir. Farklı yollar, oksitleyici amonyak veya amonyum iyonu, örneğin:
Amonyum iyonunun nitrit iyonu ile oksidasyon işlemi çok uygundur:
Diğer yöntemler de bilinmektedir - ısıtıldığında azidlerin ayrışması, amonyağın bakır(II) oksit ile ayrışması, nitritlerin sülfamik asit veya üre ile etkileşimi:
Amonyağın yüksek sıcaklıklarda katalitik ayrışması da nitrojen üretebilir:
Fiziki ozellikleri. Bazı fiziki ozellikleri nitrojen tabloda verilmiştir. 1.
Tablo 1. AZOTUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Yoğunluk, g/cm3 0,808 (sıvı) Erime noktası, °C -209,96 Kaynama noktası, °C -195,8 Kritik sıcaklık, °C -147,1 Kritik basınç, atma 33,5 Kritik yoğunluk, g/cm3 a 0,311 Özgül ısı, J/(mol ) 14,56 (15° C) Pauling elektronegatifliği 3 Kovalent yarıçap, 0,74 Kristal yarıçapı, 1,4 (M3-) İyonlaşma potansiyeli, Wb
ilk 14.54 ikinci 29.60
A Sıvı ve gaz halindeki nitrojenin yoğunluklarının aynı olduğu sıcaklık ve basınç.
B 1 mol atomik nitrojen başına, ilk dış elektronu ve bir sonrakini çıkarmak için gereken enerji miktarı.
Kimyasal özellikler. Daha önce belirtildiği gibi, normal sıcaklık ve basınç koşulları altında nitrojenin baskın özelliği inertliği veya düşük kimyasal aktivitesidir. Azotun elektronik yapısı, 2s seviyesinde bir elektron çifti ve üç adet yarı dolu 2p yörüngesi içerir; böylece bir nitrojen atomu, dörtten fazla başka atoma bağlanamaz; koordinasyon numarası dörttür. Bir atomun küçük boyutu aynı zamanda onunla ilişkilendirilebilecek atomların veya atom gruplarının sayısını da sınırlar. Bu nedenle, VA alt grubunun diğer üyelerinin birçok bileşiğinin ya nitrojen bileşikleri arasında hiçbir analogu yoktur ya da benzer nitrojen bileşiklerinin kararsız olduğu ortaya çıkar. Yani PCl5 kararlı bir bileşiktir ancak NCl5 mevcut değildir. Bir nitrojen atomu, başka bir nitrojen atomuna bağlanarak hidrazin N2H4 ve metal azidler MN3 gibi oldukça kararlı birkaç bileşik oluşturabilir. Bu tür bir bağ, kimyasal elementler için alışılmadık bir durumdur (karbon ve silikon hariç). Yüksek sıcaklıklarda nitrojen birçok metalle reaksiyona girerek kısmen iyonik nitrürler MxNy oluşturur. Bu bileşiklerde nitrojen negatif yüklüdür. Masada Tablo 2 oksidasyon durumlarını ve karşılık gelen bileşiklerin örneklerini göstermektedir.
Tablo 2. AZOT VE İLGİLİ BİLEŞİKLERİN YÜKSELTGENME DURUMLARI
Oksidasyon durumu Bileşik örnekleri
-III Amonyak NH3, amonyum iyonu NH4+, nitrürler M3N2 -II Hidrazin N2H4 -I Hidroksilamin NH2OH I Sodyum hiponitrit Na2N2O2, nitrik oksit(I) N2O II Nitrik oksit(II) NO III Azot oksit N2O3, sodyum nitrit NaNO2 IV Oksit nitrojen(IV) ) NO2, dimer N2O4 V Azot oksit (V) N2O5, nitrik asit HNO3 ve tuzları (nitratlar) Nitrürler. Daha elektropozitif elementler, metaller ve ametaller (nitritler) içeren nitrojen bileşikleri karbürlere ve hidritlere benzer. M-N bağının doğasına bağlı olarak iyonik, kovalent ve iyonik olarak ayrılabilirler. ara tip iletişim. Kural olarak bunlar kristal maddelerdir.
İyonik nitrürler. Bu bileşiklerdeki bağlanma, N3- iyonunu oluşturmak için elektronların metalden nitrojene transferini içerir. Bu tür nitrürler arasında Li3N, Mg3N2, Zn3N2 ve Cu3N2 yer alır. Lityum dışında diğer alkali metaller nitrürlerin IA alt gruplarını oluşturmazlar. İyonik nitrürler yüksek erime noktalarına sahiptir ve su ile reaksiyona girerek NH3 ve metal hidroksitler oluşturur.
Kovalent nitrürler. Azot elektronları, azottan başka bir atoma aktarmadan başka bir elementin elektronlarıyla birlikte bir bağ oluşumuna katıldığında, kovalent bağlı nitrürler oluşur. Hidrojen nitrürler (amonyak ve hidrazin gibi), nitrojen halojenürler (NF3 ve NCl3) gibi tamamen kovalenttir. Kovalent nitrürler örneğin Si3N4, P3N5 ve BN'yi içerir - oldukça kararlı beyaz maddeler ve BN'nin iki allotropik modifikasyonu vardır: altıgen ve elmas benzeri. İkincisi yüksek basınç ve sıcaklıklarda oluşur ve elmasınkine yakın bir sertliğe sahiptir.
Ara tip bağa sahip nitrürler. Geçiş elementleri yüksek sıcaklıklarda NH3 ile reaksiyona girerek nitrojen atomlarının düzenli aralıklı metal atomları arasında dağıtıldığı alışılmadık bir bileşik sınıfı oluşturur. Bu bileşiklerde net bir elektron yer değiştirmesi yoktur. Bu tür nitritlerin örnekleri Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2'dir. Bu bileşikler genellikle tamamen inerttir ve iyi bir elektrik iletkenliğine sahiptir.
Azotun hidrojen bileşikleri. Azot ve hidrojen etkileşime girerek hidrokarbonlara belli belirsiz benzeyen bileşikler oluşturur (ayrıca bkz. ORGANİK KİMYA). Uzun zincirlerde stabil olan hidrokarbonların aksine, hidrojen nitratların stabilitesi zincirdeki nitrojen atomu sayısı arttıkça azalır. En önemli hidrojen nitrürler amonyak NH3 ve hidrazin N2H4'tür. Bunlar aynı zamanda hidronitrik asit HNNN'yi (HN3) de içerir.
Amonyak NH3. Amonyak, modern ekonominin en önemli endüstriyel ürünlerinden biridir. 20. yüzyılın sonunda. ABD yaklaşık üretti. Yıllık 13 milyon ton amonyak (susuz amonyak cinsinden).
Molekül yapısı. NH3 molekülü neredeyse piramidal bir yapıya sahiptir. Köşe H-N-H bağlantıları 107° olup, 109° tetrahedral açıya yakındır. Yalnız elektron çifti bağlı gruba eşdeğerdir, bu da nitrojenin koordinasyon sayısının 4 olmasına ve nitrojenin tetrahedronun merkezinde bulunmasına neden olur.
Amonyağın özellikleri. Amonyağın suya kıyasla bazı fiziksel özellikleri tabloda verilmiştir. 3.
Tablo 3. AMONYAK VE SUYUN BAZI FİZİKSEL ÖZELLİKLERİ
Amonyağın kaynama ve erime noktaları, moleküler ağırlıkların benzerliğine ve moleküler yapının benzerliğine rağmen suyunkinden çok daha düşüktür. Bu, sudaki moleküller arası bağların amonyaktan nispeten daha güçlü olmasıyla açıklanmaktadır (bu tür moleküller arası bağlara hidrojen bağları denir).
Çözücü olarak amonyak. Sıvı amonyağın yüksek dielektrik sabiti ve dipol momenti, onun polar veya iyonik maddeler için çözücü olarak kullanılmasını mümkün kılar. organik madde. Amonyak çözücüsü, su ile etil alkol gibi organik çözücüler arasında bir ara pozisyonda bulunur. Alkali ve alkali toprak metalleri amonyak içinde çözünerek koyu mavi çözeltiler oluşturur. Değerlik elektronlarının çözülmesinin ve iyonlaşmasının şemaya göre çözeltide meydana geldiği varsayılabilir.
Mavi renk, elektronların çözünmesi ve hareketi veya bir sıvıdaki "deliklerin" hareketliliği ile ilişkilidir. Sıvı amonyaktaki yüksek sodyum konsantrasyonunda çözelti bronz bir renk alır ve elektriksel olarak oldukça iletkendir. Bağlanmamış alkali metal, böyle bir çözeltiden amonyağın buharlaştırılmasıyla veya sodyum klorür ilavesiyle ayrılabilir. Amonyaktaki metal çözeltileri iyi indirgeyici maddelerdir. Otoiyonizasyon sıvı amonyakta meydana gelir
suda meydana gelen sürece benzer
Bazı Kimyasal özellikler her iki sistem tabloda karşılaştırılmıştır. 4. Sıvı amonyak, bileşenlerin su ile hızlı etkileşimi nedeniyle (örneğin oksidasyon ve indirgeme) su içinde reaksiyon gerçekleştirmenin imkansız olduğu bazı durumlarda bir çözücü olarak avantaja sahiptir. Örneğin, sıvı amonyakta kalsiyum, KCl ile reaksiyona girerek CaCl2 ve K'yi oluşturur, çünkü CaCl2 sıvı amonyak içinde çözünmez ve K çözünür ve reaksiyon tamamen ilerler. Suda Ca'nın su ile hızlı etkileşimi nedeniyle böyle bir reaksiyon imkansızdır. Amonyak üretimi. Gaz halindeki NH3, güçlü bir bazın, örneğin NaOH'nin etkisi altında amonyum tuzlarından salınır:
Yöntem laboratuvar koşullarında uygulanabilir. Küçük ölçekli amonyak üretimi de Mg3N2 gibi nitrürlerin su ile hidrolizine dayanmaktadır. Kalsiyum siyanamid CaCN2 de suyla etkileşime girdiğinde amonyak oluşturur. Amonyak üretmenin ana endüstriyel yöntemi, yüksek sıcaklık ve basınçta atmosferik nitrojen ve hidrojenden katalitik sentezidir:
Bu sentez için hidrojen, hidrokarbonların termal olarak parçalanması, su buharının kömür veya demir üzerindeki etkisi, alkollerin su buharı ile ayrışması veya suyun elektrolizi ile elde edilir. Amonyak sentezi için proses koşullarında (sıcaklık, basınç, katalizör) farklılık gösteren birçok patent alınmıştır. Kömürün termal damıtılması yoluyla endüstriyel üretim yöntemi vardır. F. Haber ve K. Bosch isimleri amonyak sentezinin teknolojik gelişimi ile ilişkilidir.
Amonyağın kimyasal özellikleri. Tabloda belirtilen reaksiyonlara ek olarak. Şekil 4'te, amonyak suyla reaksiyona girerek NH3НH2O bileşiğini oluşturur; bu bileşik genellikle yanlışlıkla amonyum hidroksit NH4OH olarak kabul edilir; aslında çözeltide NH4OH'nin varlığı kanıtlanmamıştır. Sulu amonyak çözeltisi (" amonyak") ağırlıklı olarak NH3, H2O ve ayrışma sırasında oluşan düşük konsantrasyonlarda NH4+ ve OH- iyonlarından oluşur
Amonyağın temel doğası, yalnız elektron çifti nitrojen:NH3'ün varlığıyla açıklanır. Bu nedenle NH3, protonla veya hidrojen atomunun çekirdeğiyle birleşme şeklinde ortaya çıkan, en yüksek nükleofilik aktiviteye sahip bir Lewis bazıdır:
Bir elektron çiftini (elektrofilik bileşik) kabul edebilen herhangi bir iyon veya molekül, bir koordinasyon bileşiği oluşturmak üzere NH3 ile reaksiyona girecektir. Örneğin:
Mn+ sembolü bir geçiş metali iyonunu temsil eder (periyodik tablonun B alt grubu, örneğin Cu2+, Mn2+, vb.). Herhangi bir protik (yani H içeren) asit, amonyum nitrat NH4NO3, amonyum klorür NH4Cl, amonyum sülfat (NH4)2SO4, amonyum fosfat (NH4)3PO4 gibi amonyum tuzlarını oluşturmak için sulu bir çözeltide amonyakla reaksiyona girer. Bu tuzlar tarımda toprağa azot katmak için gübre olarak yaygın şekilde kullanılmaktadır. Amonyum nitrat aynı zamanda ucuz bir patlayıcı olarak da kullanılır; ilk kez petrol yakıtı (dizel yağı) ile birlikte kullanılmıştır. Sulu bir amonyak çözeltisi doğrudan toprağa veya sulama suyuyla birlikte kullanılır. Amonyak ve karbondioksitten sentezlenerek elde edilen üre NH2CONH2 de bir gübredir. Amonyak gazı Na ve K gibi metallerle reaksiyona girerek amidler oluşturur:
Amonyak ayrıca hidritler ve nitrürlerle reaksiyona girerek amidler oluşturur:
Alkali metal amidler (örneğin NaNH2) ısıtıldığında N2O ile reaksiyona girerek azitler oluşturur:
Gaz halindeki NH3, görünüşe göre amonyağın N2 ve H2'ye ayrışmasıyla üretilen hidrojen nedeniyle, yüksek sıcaklıklarda ağır metal oksitleri metallere indirger:
NH3 molekülündeki hidrojen atomları halojenle değiştirilebilir. İyot, konsantre bir NH3 çözeltisi ile reaksiyona girerek NI3 içeren bir madde karışımı oluşturur. Bu madde çok kararsızdır ve en ufak bir mekanik darbede patlar. NH3'ün Cl2 ile reaksiyonu NCl3, NHCl2 ve NH2Cl kloraminlerini üretir. Amonyak, sodyum hipoklorit NaOCl'ye (NaOH ve Cl2'den oluşur) maruz kaldığında son ürün hidrazin olur:
Hidrazin. Yukarıdaki reaksiyonlar, N2H4ЧH2O bileşimi ile hidrazin monohidratın üretilmesine yönelik bir yöntemi temsil eder. Susuz hidrazin, monohidratın BaO veya diğer su giderici maddelerle özel olarak damıtılmasıyla oluşturulur. Hidrazinin özellikleri hidrojen peroksit H2O2'ye biraz benzer. Saf susuz hidrazin, 113,5° C'de kaynayan, renksiz, higroskopik bir sıvıdır; suda iyi çözünür, zayıf bir baz oluşturur
Asidik bir ortamda (H+), hidrazin, []+X- tipinde çözünür hidrazonyum tuzları oluşturur. Hidrazin ve bazı türevlerinin (metilhidrazin gibi) oksijenle reaksiyona girme kolaylığı, onun sıvı roket yakıtının bir bileşeni olarak kullanılmasına olanak tanır. Hidrazin ve tüm türevleri oldukça toksiktir. Azot oksitler. Oksijenli bileşiklerde nitrojen, tüm oksidasyon durumlarını sergileyerek oksitler oluşturur: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Azot peroksitlerin (NO3, NO4) oluşumu hakkında çok az bilgi vardır. Azot(I) oksit N2O (dianitrojen monoksit), amonyum nitratın termal ayrışmasından elde edilir:
Molekül doğrusal bir yapıya sahiptir
N2O oldukça inerttir oda sıcaklığı, Ama şu anda yüksek sıcaklıklar Kolayca oksitlenen malzemelerin yanmasını destekleyebilir. Gülme gazı olarak bilinen N2O, tıpta hafif anestezi amacıyla kullanılmaktadır. Azot oksit (II) NO, oksijen varlığında amonyağın katalitik termal ayrışmasının ürünlerinden biri olan renksiz bir gazdır:
NO ayrıca nitrik asidin termal ayrışması sırasında veya bakırın seyreltik nitrik asitle reaksiyonu sırasında da oluşur:
NO, basit maddelerden (N2 ve O2) çok yüksek sıcaklıklarda, örneğin bir elektrik deşarjında sentezlenerek üretilebilir. NO molekülünün yapısında eşlenmemiş bir elektron bulunur. Böyle bir yapıya sahip bağlantılar elektrikle etkileşime girer ve manyetik alanlar. Sıvı veya katı halde, eşleşmemiş elektron sıvı halde kısmi birleşmeye ve katı halde zayıf dimerizasyona neden olduğundan oksit mavi renktedir: 2NO N2O2. Nitrik oksit (III) N2O3 (nitrojen trioksit) - nitröz asit anhidrit: N2O3 + H2O 2HNO2. Saf N2O3, NO ve NO2'nin eş moleküllü karışımından düşük sıcaklıklarda (-20° C) mavi bir sıvı halinde elde edilebilir. N2O3 düşük sıcaklıklarda (erime noktası -102,3 ° C) yalnızca katı halde stabildir; sıvı ve gaz halinde tekrar NO ve NO2'ye ayrışır. Nitrik oksit (IV) NO2 (nitrojen dioksit) de molekülde eşlenmemiş bir elektrona sahiptir (yukarıdaki nitrik oksit (II)'ye bakınız). Molekülün yapısı üç elektronlu bir bağ varsayar ve molekül bir serbest radikalin özelliklerini sergiler (bir çizgi iki eşleştirilmiş elektrona karşılık gelir):
NO2, fazla oksijendeki amonyağın katalitik oksidasyonu veya havadaki NO'nun oksidasyonu ile elde edilir:
ve ayrıca tepkilerle:
NO2 oda sıcaklığında koyu kahverengi bir gazdır. manyetik özellikler eşlenmemiş bir elektronun varlığından kaynaklanmaktadır. 0° C'nin altındaki sıcaklıklarda NO2 molekülü dinitrojen tetroksite dimerleşir ve -9,3° C'de dimerizasyon tamamen gerçekleşir: 2NO2 N2O4. Sıvı halde yalnızca %1 NO2 dimerleşmemiştir ve 100°C'de %10 N2O4 dimer formunda kalır. NO2 (veya N2O4) reaksiyona girer ılık su nitrik asit oluşumu ile: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. NO2 teknolojisi bu nedenle endüstriyel açıdan önemli bir ürün olan nitrik asidin üretiminde bir ara aşama olarak çok önemlidir. Nitrik oksit (V) N2O5 (eski nitrik anhidrit), nitrik asidin fosfor oksit P4O10 varlığında dehidre edilmesiyle elde edilen beyaz kristalli bir maddedir:
N2O5 havadaki nemde kolaylıkla çözünerek tekrar HNO3 oluşturur. N2O5'in özellikleri denge ile belirlenir
N2O5 iyi bir oksitleyici maddedir; metaller ve organik bileşiklerle kolayca, bazen şiddetli bir şekilde reaksiyona girer ve saf haliyle ısıtıldığında patlar. N2O5'in olası yapısı şu şekilde temsil edilebilir:
Azot oksoasitler. Azot için üç oksoasit bilinmektedir: hiponitrojen H2N2O2, nitrojenli HNO2 ve nitrik asit HNO3. Hiponitroz asit H2N2O2, sulu olmayan bir ortamda, başka bir asidin etkisi altında bir ağır metal - hiponitrit tuzundan oluşturulan çok kararsız bir bileşiktir: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Çözelti buharlaştırıldığında beklenen yapıya H-O-N=N-O-H sahip beyaz bir patlayıcı oluşur.
Nitröz asit HNO2 saf formda mevcut değildir, ancak düşük konsantrasyonunun sulu çözeltileri, baryum nitrite sülfürik asit eklenerek oluşturulur:
Nitröz asit aynı zamanda NO ve NO2'nin (veya N2O3'ün) eşmolar bir karışımının suda çözünmesiyle de oluşur. Nitröz asit asetik asitten biraz daha güçlüdür. İçerisindeki nitrojenin oksidasyon durumu +3'tür (yapısı H-O-N=O'dur), yani. hem oksitleyici bir madde hem de indirgeyici bir madde olabilir. İndirgeyici maddelerin etkisi altında genellikle NO'ya indirgenir ve oksitleyici maddelerle etkileşime girdiğinde nitrik asite oksitlenir. Metaller veya iyodür iyonu gibi bazı maddelerin nitrik asitte çözünme hızı, safsızlık olarak mevcut nitröz asit konsantrasyonuna bağlıdır. Nitröz asit tuzları - nitritler - gümüş nitrit hariç suda iyi çözünür. NaNO2 boya üretiminde kullanılır. Nitrik asit HNO3 ana ürünün en önemli inorganik ürünlerinden biridir. kimyasal endüstri. Patlayıcılar, gübreler, polimerler ve elyaflar, boyalar, boyalar gibi diğer birçok inorganik ve organik maddenin teknolojilerinde kullanılmaktadır. eczacılık ve benzeri.
Ayrıca bakınız KİMYASAL ELEMENTLER.
EDEBİYAT
Nitrojenistin El Kitabı. M., 1969 Nekrasov B.V. Temel bilgiler Genel Kimya. M., 1973 Azot fiksasyonu sorunları. İnorganik ve fiziksel kimya. M., 1982
Collier'in Ansiklopedisi. - Açık Toplum. 2000 .
Eş anlamlı:Diğer sözlüklerde "AZOT" un ne olduğunu görün:
- (N) kimyasal element, gaz, renksiz, tatsız ve kokusuz; 4/5'ini (%79) hava oluşturur; vurmak ağırlık 0,972; atom ağırlığı 14; 140 °C'de sıvıya yoğunlaşır. ve basınç 200 atmosfer; bileşen birçok bitki ve hayvan maddesi. Sözlük… … Rus dilinin yabancı kelimeler sözlüğü
AZOT- AZOT, kimyasal. eleman, sembol N (Fransız A'dan Z'ye), seri numarası 7, saatinde. V. 14.008; kaynama noktası 195.7°; 0° ve 760 mm basınçta 1 l A. ağırlığı 1,2508 g [enlem. Nitrojenyum (“güherçile üreten”), Almanca. Stickstoff (“boğucu… … Büyük Tıp Ansiklopedisi
- (enlem. Nitrojenyum) N, periyodik sistemin V grubunun kimyasal elementi, atom numarası 7, atom kütlesi 14.0067. Adı Yunancadan olumsuz bir önek ve zoe ömründen gelir (solunum veya yanmayı desteklemez). Serbest nitrojen 2 atomdan oluşur... ... Büyük Ansiklopedik Sözlük
azot- a m.azot m. Arap. 1787. Lexis.1. simyacı Metallerin ilk maddesi metalik cıvadır. SL. 18. Paracelsus, mümkün olan her şeyin şifası için herkese Laudanum'unu ve Azoth'unu çok makul bir fiyata sunarak dünyanın sonuna doğru yola çıktı... ... Rus Dilinin Galyacılığın Tarihsel Sözlüğü
- (Nitrojenyum), N, periyodik sistemin V grubunun kimyasal elementi, atom numarası 7, atom kütlesi 14.0067; gaz, kaynama noktası 195.80 shs. Azot havanın ana bileşenidir (hacimce %78,09), tüm canlı organizmaların bir parçasıdır (insan vücudunda... ... Modern ansiklopedi
Azot- (Nitrojenyum), N, periyodik sistemin V grubunun kimyasal elementi, atom numarası 7, atom kütlesi 14.0067; gaz, kaynama noktası 195,80 °C. Azot havanın ana bileşenidir (hacimce %78,09), tüm canlı organizmaların bir parçasıdır (insan vücudunda... ... resimli ansiklopedik sözlük
- (kimyasal işareti N, atom ağırlığı 14) kimyasal elementlerden biri; renksiz gaz, kokusuz, tatsız; suda çok az çözünür. Özgül ağırlığı 0,972'dir. Cenevre'deki Pictet ve Paris'teki Calhet nitrojeni açığa çıkararak yoğunlaştırmayı başardı yüksek tansiyon … Brockhaus ve Efron Ansiklopedisi
Azot
Azot- D.I. Mendeleev'in kimyasal elementlerinin periyodik sisteminin ikinci periyodunun beşinci grubunun ana alt grubunun ana alt grubunun bir elementi, atom numarası 7 ile. N (lat. Nitrojenyum) sembolü ile gösterilir. Basit madde azot - normal koşullar altında oldukça inert olan, rengi, tadı ve kokusu olmayan (formül N2), dünya atmosferinin dörtte üçünü oluşturan iki atomlu bir gaz.
Birkaç kez “keşfedildi” ve farklı insanlar. Neredeyse mistik özelliklere atfedilerek farklı bir şekilde adlandırıldı - "flojistik hava" ve "mefitik hava" ve "atmosferik mofett" ve sadece "boğucu madde". Şimdiye kadar çeşitli isimleri vardı: İngilizce Nitrojen, Fransızca Azote, Almanca Stickstoff, Rusça "nitrojen"...
“Bozuk havanın” tarihi
Azot(Yunanca azoos kelimesinden - cansız, Latince Nitrojenyum) - dördüncü en yaygın element Güneş Sistemi(sonrasında hidrojen , helyum Ve oksijen ). Azot bileşikleri - güherçile, nitrik asit, amonyak - nitrojenin serbest halde elde edilmesinden çok önce biliniyordu.
1777'de Henry Cavendish sıcak kömürün üzerinden defalarca hava geçirdi ve ardından kül suyuyla işlemden geçirdi. Sonuç, Cavendish'in boğucu (ya da mefitik) hava dediği bir kalıntıydı. Perspektiften modern kimya Sıcak kömürle reaksiyonda atmosferik oksijenin karbondioksite bağlandığı ve bunun daha sonra alkali ile reaksiyona girdiği açıktır. Gazın geri kalanı çoğunlukla nitrojenden oluşuyordu. Böylece Cavendish nitrojeni izole etti, ancak bunun yeni bir basit madde (kimyasal element) olduğunu anlayamadı.
Aynı yıl Cavendish bu deneyimini Joseph Priestley'e bildirdi. Priestley bu dönemde atmosferik oksijeni bağlayıp ortaya çıkan karbondioksiti uzaklaştırdığı, yani nitrojeni de aldığı bir dizi deney yaptı, ancak o dönemde egemen olan flojiston teorisinin destekçisi olduğundan tamamen yanlış yorumladı. elde edilen sonuçlar (ona göre süreç tam tersiydi - gaz karışımından çıkarılan oksijen değildi, aksine ateşleme sonucunda hava flojistonla doyuruldu; kalan havayı aradı ( nitrojen) doymuş flojiston, yani flojistonlanmış).
Priestley'in nitrojeni izole edebilmesine rağmen keşfinin özünü anlayamadığı ve bu nedenle nitrojenin kaşifi olarak kabul edilmediği açıktır. Aynı zamanda, aynı sonuca sahip benzer deneyler Karl Scheele tarafından gerçekleştirildi.
Hatta bundan önce, 1772 yılında, fosfor ve diğer maddeleri cam bir çan içinde yakan Daniel Rutherford, "boğucu hava" adını verdiği yanma sonrası kalan gazın solunumu ve yanmayı desteklemediğini gördü. Antoine Lavoisier ancak 1787'de havayı oluşturan "hayati" ve "boğucu" gazların basit maddeler olduğunu tespit etti ve "nitrojen" adını önerdi.
Daha önce, 1784'te G. Cavendish nitrojenin nitratın bir parçası olduğunu gösterdi; Nitrojenin Latince adı buradan gelir (Geç Latince nitrum - güherçile ve Yunanca genna - doğururum, üretirim). 19. yüzyılın başlarında. Serbest haldeki nitrojenin kimyasal inertliği ve nitrojene bağlı olarak diğer elementlerle bileşiklerdeki özel rolü açıklığa kavuşturuldu.
"Yaşam sürdürülemez" hayati önem taşıyor
Her ne kadar başlık " azot "Yaşamı sürdürmeyen" anlamına gelir, aslında yaşam için gerekli bir unsurdur. Hayvan ve insan proteini %16-17 oranında nitrojen içerir. Etçil hayvanların organizmalarında, otçul hayvanların organizmalarında ve bitkilerde bulunan tüketilen protein maddeleri nedeniyle protein oluşur. Bitkiler, toprakta bulunan, çoğunlukla inorganik olan azotlu maddeleri özümseyerek protein sentezler. Havadaki serbest nitrojeni nitrojen bileşiklerine dönüştürebilen nitrojen sabitleyici mikroorganizmalar sayesinde önemli miktarda nitrojen toprağa girer. Bitkiler tarafından (özellikle yoğun tarım sırasında) topraktan büyük miktarda sabit nitrojenin çıkarılması sonucunda topraklar tükenir.
Azot eksikliği hemen hemen tüm ülkelerde tarımın tipik bir örneğidir. Azot eksikliği hayvancılıkta da görülür (“protein açlığı”). Kullanılabilir azot bakımından fakir topraklarda bitkiler zayıf gelişir. Geçen yüzyılda doğada oldukça zengin bir sabit nitrojen kaynağı keşfedildi. Bu, nitrik asidin sodyum tuzu olan Şili nitratıdır. Uzun zamandır Nitrat endüstri için ana nitrojen tedarikçisiydi. Güney Amerika'daki mevduatı benzersizdir, neredeyse dünyada tektir. Ve 1879'da Peru, Bolivya ve Şili arasında zengin güherçile sınırı eyaleti Tarapaca'nın mülkiyeti konusunda bir savaşın çıkması şaşırtıcı değil. Kazanan Şili oldu. Ancak Şili yatağı elbette dünyanın azotlu gübre talebini karşılayamadı.
Gezegenin “azot açlığı”
Dünyanın atmosferi neredeyse %80 nitrojen içerirken, yerkabuğu sadece %0,04 nitrojen içerir. “Azotun nasıl sabitleneceği” sorunu eskidir, ziraat kimyasıyla aynı yaştadır. Elektrik deşarjında havadaki nitrojenin oksijenle bağlanması olasılığı ilk kez İngiliz Henry Cavendish tarafından görüldü. Bu 18. yüzyıldaydı. Ancak nitrojen oksitlerin kontrollü sentezi süreci yalnızca 1904'te gerçekleştirildi. 1913 yılında Alman Fritz Haber ve Carl Bosch nitrojen fiksasyonu için amonyak yöntemini önerdiler. Artık bu prensibi kullanarak tüm kıtalardaki yüzlerce fabrika, havadan yılda 20 milyon tondan fazla sabit nitrojen üretiyor. Bunun dörtte üçü azotlu gübre üretimine gidiyor. Ancak ekim alanlarında azot eksikliği küre yılda 80 milyon tonun üzerindedir. Dünya'da açıkça yeterli nitrojen bulunmuyor. Üretilen serbest nitrojenin büyük kısmı, endüstriyel üretim amonyak, o zaman önemli miktarlar nitrik asit, gübre, patlayıcı vb. olarak işlenir.
Azot uygulaması
Özgür azot birçok endüstride kullanılır: çeşitli kimyasal ve metalurjik işlemlerde inert bir ortam olarak, cıva termometrelerindeki boş alanı doldurmak için, yanıcı sıvıları pompalarken vb.
Sıvı nitrojen soğutucu olarak ve kriyoterapi için kullanılır. Azot gazının endüstriyel uygulamaları inert özelliklerinden kaynaklanmaktadır. Gaz halindeki nitrojen yangına ve patlamaya karşı dayanıklıdır, oksidasyonu ve çürümeyi önler.
İÇİNDE petrokimya azot Tankların ve boru hatlarının temizlenmesinde, boru hatlarının basınç altında çalışmasının kontrol edilmesinde, sahaların üretiminin artırılmasında kullanılır. Madencilikte azot madenlerde patlamaya dayanıklı bir ortam oluşturmak ve kaya katmanlarını genişletmek için kullanılabilir.
İÇİNDE elektronik üretimi azot Oksitleyici oksijenin varlığına izin vermeyen alanları temizlemek için kullanılır. Geleneksel olarak hava kullanılarak gerçekleştirilen bir işlemde oksidasyon veya çürüme olumsuz faktörler ise - azot başarıyla havanın yerini alabilir.
Önemli uygulama alanı azot onun daha fazla sentez için kullanın içeren çok çeşitli bileşikler azot Amonyak, azotlu gübreler, patlayıcılar, boyalar vb. gibi. Büyük miktarlarda azot kok üretiminde ("kokun kuru söndürülmesi"), kok pillerinden kok boşaltılırken ve ayrıca roketlerdeki yakıtın tanklardan pompalara veya motorlara "bastırılması" için kullanılır.
Kavram yanılgıları: nitrojen Noel Baba değildir
İÇİNDE Gıda endüstrisi azot olarak kayıtlı Gıda katkı maddeleri E941, paketleme ve depolama için gaz halinde bir ortam olarak, soğutucu. Sıvı azot Genellikle filmlerde oldukça büyük nesneleri anında dondurabilen bir madde olarak gösterilir. Bu yaygın bir hatadır. Bir çiçeği dondurmak için bile yeterince ihtiyacın var uzun zaman kısmen çok düşük ısı kapasitesinden kaynaklanmaktadır azot .
Aynı nedenden dolayı kilitleri örneğin -180 °C'ye soğutmak ve tek darbeyle bölmek çok zordur. Litre sıvı azot buharlaşıp 20 °C'ye kadar ısıtılarak yaklaşık 700 litre gaz oluşur. Bu nedenle saklamamalısınız. azot Yüksek basınçlara uygun olmayan kapalı kaplarda. Yangınların sıvı ile söndürülmesi prensibi de aynı gerçeğe dayanmaktadır. azot . Buharlaşıyor azot Yanma için gerekli havayı uzaklaştırır ve yangını durdurur.
Çünkü azot su, köpük veya tozun aksine basitçe buharlaşıp yok olur, nitrojenli yangın söndürme, değerli eşyaların korunması açısından en etkili yangın söndürme mekanizmasıdır. Dondurucu sıvı azot canlıların daha sonra buz çözme olasılığı sorunludur. Sorun, bir canlıyı yeterince hızlı bir şekilde donduramamak (ve çözememek), böylece donmanın homojen olmaması onun yaşamsal fonksiyonlarını etkilememesidir. “Fiasco” kitabında bu konuyu hayal eden Stanislav Lem, acil bir dondurma sistemi geliştirdi azot astronotun ağzına nitrojenli bir hortumun dişleri kırdığı ve içine bol miktarda bir akışın sağlandığı azot .
Yukarıda belirtildiği gibi, azot sıvı ve gaz halinde elde edilir atmosferik hava derin soğutma yöntemi.
Gaz halindeki nitrojenin kalite göstergeleri GOST 9293-74
| Gösterge adı | Özel | Artırılmış | Artırılmış |
|---|---|---|---|
| 2. sınıf | 1. sınıf |
2. sınıf |
|
| Azotun hacim oranı, daha az değil | 99,996 |
99,99 |
99,95 |
| Oksijen, artık yok | 0,001 |
0,001 |
0,05 |
| Azot gazındaki su buharı artık yok | 0,0007 |
0,0015 |
0,004 |
| Hidrojen, artık yok | 0,001 | Standartlaştırılmamış |
Standartlaştırılmamış |
| Karbon içeren bileşiklerin CH4 cinsinden toplamı, artık yok | 0,001 | Standartlaştırılmamış |
Azot, kimyasal elementlerin periyodik tablosunun ikinci periyodunun beşinci grubunun ana alt grubunun, atom numarası 7 olan bir elementidir. N (lat. Nitrojenyum) sembolü ile gösterilir. Basit madde nitrojen (CAS numarası: 7727-37-9), normal koşullar altında rengi, tadı ve kokusu olmayan (formül N 2) oldukça atıl bir diatomik gazdır ve dünya atmosferinin dörtte üçünü oluşturur. Keşif tarihi1772'de Henry Cavendish şu deneyi gerçekleştirdi: Tekrar tekrar sıcak kömürün üzerinden hava geçirdi, sonra onu alkaliyle işlemden geçirdi, sonuçta Cavendish'in boğucu (ya da mefitik) hava adını verdiği bir kalıntı oluştu. Modern kimya açısından bakıldığında, sıcak kömürle reaksiyonda atmosferik oksijenin karbondioksite bağlandığı ve bunun daha sonra alkali tarafından emildiği açıktır. Gazın geri kalanı çoğunlukla nitrojenden oluşuyordu. Böylece Cavendish nitrojeni izole etti, ancak bunun yeni bir basit madde (kimyasal element) olduğunu anlayamadı. Aynı yıl Cavendish bu deneyimini Joseph Priestley'e bildirdi. ismin kökeniNitrojen (eski Yunanca ἄζωτος'dan - cansız, lat. nitrojenyum), önceki isimler yerine (“flojistik”, “mefik” ve “bozulmuş” hava) 1787'de o zamanlar bir grubun parçası olan Antoine Lavoisier tarafından önerildi. Diğer Fransız bilim adamlarından bazıları kimyasal isimlendirmenin ilkelerini geliştirdiler. Yukarıda da görüldüğü gibi nitrojenin ne yanmayı ne de solunumu desteklemediği o dönemde zaten biliniyordu. Bu özellik en önemli olarak kabul edildi. Daha sonra nitrojenin tüm canlılar için gerekli olduğu ortaya çıksa da, isim Fransızca ve Rusça olarak korunmuştur. FişLaboratuvarlarda amonyum nitritin ayrışma reaksiyonuyla elde edilebilir: Reaksiyon ekzotermiktir ve 80 kcal (335 kJ) açığa çıkar, dolayısıyla reaksiyon meydana gelirken kabın soğutulması gerekir (gerçi reaksiyonu başlatmak için amonyum nitritin ısıtılması gerekir). En saf nitrojen, metal azitlerin ayrıştırılmasıyla elde edilebilir: "Hava" veya "atmosferik" nitrojen, yani nitrojenin soy gazlarla karışımı, havanın sıcak kokla reaksiyona sokulmasıyla elde edilir: Bu, kimyasal sentez ve yakıt için "jeneratör" veya "hava" gazı - hammaddeleri üretir. Gerekirse karbon monoksit emilerek nitrojen ondan ayrılabilir. Amonyak doymuş çözeltisinden ısıtılarak alınır. CuO miktarı hesaplanandan 2 kat daha fazladır. Kullanımdan hemen önce nitrojen, bakır ve oksit (II) (ayrıca ~700 °C) üzerinden geçirilerek oksijen ve amonyaktan arındırılır, ardından konsantre sülfürik asit ve kuru alkali ile kurutulur. İşlem oldukça yavaş ama buna değer: Elde edilen gaz çok temiz. Fiziki ozellikleriNormal koşullar altında nitrojen renksiz, kokusuz, suda az çözünür (0 °C'de 2,3 ml/100 g, 80 °C'de 0,8 ml/100 g), yoğunluğu 1,2506 kg/m³ (Well.'de) bir gazdır. Şifre kurtarma
|