Азот

Азот — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы) второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 7. Обозначается символом N (от лат. Nitrogenium). Простое вещество азот — двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха, один из основных компонентов земной атмосферы. В твердом состоянии представляет собой кристаллы или снегоподобную массу. Азот химически инертен, но способен реагировать с некоторыми веществами при высоких температурах, давлении или в присутствии катализаторов.

История открытия

Азот был открыт в 1772 году шотландским врачом и химиком Даниелем Резерфордом. Он проводил опыты с воздухом, помещая в закрытый сосуд мышей и горящие свечи. После того как кислород в сосуде поглощался, оставшийся газ, который не поддерживал дыхание и горение, Резерфорд назвал «ядовитым воздухом». Примерно в то же время независимо от него азот выделили Карл Шееле, Генри Кавендиш и Джозеф Пристли. Однако именно Резерфорд считается первооткрывателем, поскольку он первым опубликовал результаты своих исследований.

Название «азот» (от греч. a — отрицательная частица и zoe — жизнь) предложил в 1787 году Антуан Лавуазье, подчеркнув тем самым непригодность газа для дыхания. Латинское название Nitrogenium (от греч. nitron — селитра и genes — рождающий) связано с тем, что азот входит в состав селитры — одного из важнейших минеральных удобрений.

Нахождение в природе

Азот является одним из самых распространенных элементов на Земле. Основная его масса (около 78,1 % по объему) сосредоточена в атмосфере в виде молекулярного азота (N₂). В связанном виде азот присутствует в земной коре (в среднем около 0,04 % по массе), входя в состав различных минералов, в первую очередь селитры (нитраты натрия, калия, кальция). Значительные запасы азота содержатся в гумусе почвы, а также в живых организмах, где он является ключевым компонентом белков и нуклеиновых кислот.

В космосе азот встречается в газовых туманностях, атмосферах планет-гигантов (Юпитер, Сатурн) и некоторых спутников (Титан). В составе межзвёздного газа азот присутствует в виде аммиака (NH₃) и цианистого водорода (HCN).

Физические свойства

При нормальных условиях азот — бесцветный, не имеющий запаха газ, немного легче воздуха. Его основные физические константы:

• Атомная масса: 14,0067 а. е. м.
• Температура плавления: −209,86 °C
• Температура кипения: −195,8 °C
• Плотность (при 0 °C, 101,3 кПа): 1,2506 кг/м³
• Растворимость в воде: 15,4 мл/л (при 0 °C)
• Критическая температура: −146,9 °C
• Критическое давление: 3,39 МПа

Жидкий азот — бесцветная подвижная жидкость, по виду напоминающая воду. При испарении он поглощает большое количество тепла, что используется для глубокого охлаждения. Твердый азот — белая кристаллическая масса.

Химические свойства

Молекула азота (N₂) чрезвычайно прочна благодаря тройной связи между атомами (энергия связи 945 кДж/моль). Это обуславливает его высокую химическую инертность при комнатной температуре. Реакции с участием азота требуют значительных энергетических затрат — высоких температур, давления или электрического разряда.

Взаимодействие с металлами

При нагревании (300–500 °C) азот реагирует с некоторыми активными металлами (литий, магний, кальций, алюминий), образуя нитриды:

• 6Li + N₂ → 2Li₃N (нитрид лития)
• 3Mg + N₂ → Mg₃N₂ (нитрид магния)

Взаимодействие с неметаллами

• С водородом: при высоком давлении и температуре в присутствии катализатора (железо) азот реагирует с водородом, образуя аммиак (NH₃) — процесс Габера-Боша:

N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃

• С кислородом: при температуре электрической дуги (около 3000 °C) азот соединяется с кислородом, образуя оксид азота (II) (NO):

N₂ + O₂ → 2NO

• С углеродом: при высоких температурах (1000–1200 °C) образуется цианистый водород (HCN) или дициан (C₂N₂).

Реакции с другими веществами

• С галогенами: азот непосредственно не реагирует с галогенами, но их соединения (например, трихлорид азота NCl₃) получают косвенным путем.
• С кислотами: азот не реагирует с большинством кислот, но растворяется в расплавленных щелочах с образованием нитридов и аммиака.

Изотопы

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов:

• ¹⁴N — 99,636 % (массовое число 14)
• ¹⁵N — 0,364 % (массовое число 15)

Известно также несколько радиоактивных изотопов с массовыми числами от 10 до 19, наиболее стабильный из которых — ¹³N (период полураспада 9,965 минут). Изотоп ¹⁵N используется в качестве изотопной метки в биологических и медицинских исследованиях, а также в ядерной физике.

Получение

Промышленное получение

Основным промышленным способом получения азота является фракционная перегонка жидкого воздуха. Воздух сжижают при температуре около −190 °C, затем медленно нагревают. Азот (температура кипения −195,8 °C) испаряется раньше кислорода (температура кипения −183 °C) и собирается отдельно. Получаемый таким образом азот содержит примеси аргона и других инертных газов. Для получения особо чистого азота (99,9999 %) применяют дополнительную очистку.

Лабораторное получение

В лабораторных условиях азот получают термическим разложением нитрита аммония: NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

Также используют разложение нитрита натрия с хлоридом аммония или прокаливание дихромата аммония.

Применение

Азот находит широкое применение в различных отраслях промышленности, науки и техники.

В промышленности

• Производство аммиака: около 80 % всего производимого азота используется для синтеза аммиака (NH₃), который затем перерабатывается в азотные удобрения (аммиачная селитра, карбамид, сульфат аммония), взрывчатые вещества, азотную кислоту.
• Создание инертной атмосферы: азот применяется для вытеснения кислорода и предотвращения окисления при сварке, пайке, термообработке металлов, хранении легковоспламеняющихся жидкостей и порошков.
• Пищевая промышленность: азот используется для упаковки продуктов в модифицированной газовой среде (MAP), что продлевает срок их хранения. Жидкий азот применяется для быстрой заморозки продуктов.
• Электроника: в производстве полупроводников и микросхем азот используется для создания инертной среды при травлении, осаждении и отжиге.
• Нефтегазовая отрасль: азот закачивают в нефтяные пласты для поддержания давления и повышения нефтеотдачи.

В медицине

• Криохирургия: жидкий азот используется для замораживания и разрушения патологических тканей (бородавок, папиллом, опухолей).
• Криотерапия: кратковременное воздействие жидкого азота на кожу применяется для лечения некоторых кожных заболеваний и в косметологии.
• Хранение биоматериалов: жидкий азот используется для криоконсервации спермы, яйцеклеток, эмбрионов, стволовых клеток, крови и других биологических образцов.
• Дыхательные смеси: в смеси с кислородом (например, «карбоксиген» — смесь 95 % кислорода и 5 % углекислого газа) азот не используется, но в обычном воздухе он выполняет роль балластного газа.

В науке

• Криогенное охлаждение: жидкий азот широко применяется для охлаждения сверхпроводящих магнитов в ЯМР-спектрометрах, МРТ-томографах, ускорителях частиц.
• Исследование низких температур: азот используется как хладагент в криостатах для изучения свойств материалов при температурах до −196 °C.

В военном деле

• Взрывчатые вещества: азот входит в состав многих взрывчатых веществ (аммиачная селитра, тротил, гексоген).
• Ракетное топливо: жидкий азот используется как окислитель в некоторых ракетных двигателях (например, в двигателях на жидком кислороде и керосине).

Биологическая роль

Азот является одним из важнейших биогенных элементов. Он входит в состав аминокислот, из которых построены все белки, а также в состав нуклеиновых кислот (ДНК и РНК), АТФ, гемоглобина, хлорофилла и многих других биологически активных соединений. Без азота невозможен синтез белков и передача наследственной информации.

Растения усваивают азот из почвы в виде нитратов (NO₃⁻) и ионов аммония (NH₄⁺). Животные и человек получают азот с пищей, в основном в составе белков. Некоторые бактерии (азотфиксирующие) способны усваивать атмосферный азот, превращая его в аммиак. Этот процесс называется азотфиксацией и играет ключевую роль в круговороте азота в природе.

Круговорот азота в природе

Круговорот азота — один из важнейших биогеохимических циклов. Он включает следующие основные процессы:

1. Азотфиксация: превращение атмосферного азота в аммиак под действием азотфиксирующих бактерий (клубеньковые бактерии, свободноживущие бактерии рода Azotobacter, цианобактерии) и в результате электрических разрядов в атмосфере.
2. Нитрификация: окисление аммиака до нитратов нитрифицирующими бактериями (Nitrosomonas, Nitrobacter).
3. Ассимиляция: поглощение нитратов и аммония растениями и включение их в состав органических соединений.
4. Аммонификация: разложение органических азотсодержащих соединений (белков, нуклеиновых кислот) до аммиака гнилостными бактериями.
5. Денитрификация: восстановление нитратов до молекулярного азота денитрифицирующими бактериями, что возвращает азот в атмосферу.

Экологические аспекты

Избыточное поступление соединений азота в окружающую среду (в первую очередь нитратов и аммония) приводит к серьезным экологическим проблемам:

• Эвтрофикация водоемов: избыток азота вызывает бурный рост водорослей (цветение воды), что приводит к дефициту кислорода и гибели рыбы.
• Закисление почв и водоемов: выпадение кислотных дождей, содержащих азотную кислоту, образующуюся из оксидов азота, выбрасываемых промышленностью и автотранспортом.
• Загрязнение питьевой воды: нитраты, попадающие в грунтовые воды, могут вызывать метгемоглобинемию (нарушение транспорта кислорода кровью) у людей, особенно у младенцев.
• Парниковый эффект: закись азота (N₂O) является мощным парниковым газом, в 300 раз более эффективным, чем углекислый газ, по потенциалу глобального потепления.

Источники

• Химическая энциклопедия: в 5 т. / Редкол.: Кнунянц И. Л. (гл. ред.) и др. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1.
• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия: Учебник для вузов. — 5-е изд., испр. — М.: Высшая школа, 2003.
• Глинка Н. Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов. — 30-е изд., испр. — М.: Интеграл-Пресс, 2003.
• Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. — М.: Мир, 1969. — Ч. 2.
• Реми Г. Курс неорганической химии. — М.: Мир, 1966. — Т. 1.
• Шретер В., Лаутеншлегер К.-Х., Бибрак Х. и др. Химия: Справочное издание. — М.: Химия, 1989.