MÄÄRATLUS

Lämmastik- perioodilise tabeli seitsmes element. Nimetus - N ladinakeelsest sõnast "nitrogenium". Asub teisel perioodil, VA grupp. Viitab mittemetallidele. Tuumalaeng on 7.

Suurem osa lämmastikust on vabas olekus. Peamine on vaba lämmastik lahutamatu osaõhk, mis sisaldab 78,2% (mahu) lämmastikku. Anorgaanilisi lämmastikuühendeid looduses suurtes kogustes ei leidu, välja arvatud naatriumnitraat NaNO 3, mis moodustab Tšiilis Vaikse ookeani rannikul pakse kihte. Muld sisaldab vähesel määral lämmastikku, peamiselt lämmastikhappe soolade kujul. Kuid keeruliste orgaaniliste ühendite - valkude - kujul on lämmastik osa kõigist elusorganismidest.

Lihtsa aine kujul on lämmastik värvitu, lõhnatu ja vees väga vähe lahustuv gaas. See on õhust veidi kergem: 1 liitri lämmastiku mass on 1,25 g.

Lämmastiku aatom- ja molekulmass

Elemendi suhteline aatommass on antud elemendi aatomi massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhe. Suhteline aatommass on mõõtmeteta ja seda tähistatakse tähega A r (alaindeks "r" on algustäht Ingliskeelne sõna sugulane, mis tõlkes tähendab "sugulast"). Aatomi lämmastiku suhteline aatommass on 14,0064 amu.

Molekulide massid, nagu ka aatomite massid, väljendatakse aatommassi ühikutes. Aine molekulmass on molekuli mass, mida väljendatakse aatommassi ühikutes. Aine suhteline molekulmass on antud aine molekuli massi ja 1/12 süsinikuaatomi massi suhe, mille mass on 12 amu. On teada, et lämmastiku molekul on kaheaatomiline - N 2 . Lämmastiku molekuli suhteline molekulmass on võrdne:

M r (N 2) \u003d 14,0064 × 2 ≈ 28.

Lämmastiku isotoobid

Looduses esineb lämmastik kahe stabiilse isotoobi kujul: 14 N (99,635%) ja 15 N (0,365%). Nende massinumbrid on vastavalt 14 ja 15. 14 N lämmastiku isotoobi tuum sisaldab seitset prootonit ja seitse neutronit ning 15 N isotoobi tuum sisaldab sama palju prootoneid ja kuus neutronit.

Seal on neliteist lämmastiku tehisisotoopi massinumbritega 10–13 ja 16–25, millest kõige stabiilsem isotoop on 13 N poolväärtusajaga 10 minutit.

Lämmastiku ioonid

Väljas energia tase Lämmastikuaatomil on viis valentselektroni:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Lämmastikuaatomi struktuur on näidatud allpool:

Keemilise vastasmõju tulemusena võib lämmastik kaotada oma valentselektronid, s.t. olla nende doonor, ja muutuda positiivselt laetud ioonideks või võtta vastu elektrone mõnelt teiselt aatomilt, s.t. olla nende aktseptor ja muutuda negatiivselt laetud ioonideks:

N0-5e → N2+;

N0-4e → N4+;

N0-3e → N3+;

N0-2e → N2+;

N0-1e → N1+;

N0 +1e → N1-;

N0 +2e → N2-;

N 0 +3e → N 3-.

Lämmastiku molekul ja aatom

Lämmastiku molekul koosneb kahest aatomist - N 2 . Siin on mõned omadused, mis iseloomustavad lämmastikuaatomit ja molekuli:

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

NÄIDE 2

LÄMMAStik, N (lad. Nitrogenium * a. lämmastik; n. Stickstoff; f. asote, lämmastik; ja. nitrogeno), on Mendelejevi perioodilisuse süsteemi V rühma keemiline element, aatomnumber 7, aatommass 14,0067. Avastas 1772. aastal inglise maadeavastaja D. Rutherford.

Lämmastiku omadused

Normaaltingimustes on lämmastik värvitu ja lõhnatu gaas. Looduslik lämmastik koosneb kahest stabiilsest isotoobist: 14 N (99,635%) ja 15 N (0,365%). Lämmastiku molekul on kaheaatomiline; aatomid on seotud kovalentse kolmiksidemega NN. Lämmastiku molekuli läbimõõt, mis on määratud erinevate meetoditega, on 3,15-3,53 A. Lämmastiku molekul on väga stabiilne - dissotsiatsioonienergia on 942,9 kJ / mol.

Molekulaarne lämmastik

Molekulaarsed lämmastikukonstandid: sulamistemperatuur f - 209,86°С, keemistemperatuur - 195,8°С; gaasilise lämmastiku tihedus on 1,25 kg / m 3, vedela - 808 kg / m 3.

Lämmastiku iseloomustus

Tahkes olekus on lämmastik kahes modifikatsioonis: kuupkujuline a-vorm tihedusega 1026,5 kg/m3 ja kuusnurkne b-vorm tihedusega 879,2 kg/m3. Sulamissoojus on 25,5 kJ/kg, aurustumissoojus 200 kJ/kg. Vedela lämmastiku pindpinevus kokkupuutel õhuga 8,5,10 -3 N/m; dielektriline konstant 1,000538. Lämmastiku lahustuvus vees (cm 3 100 ml H 2 O kohta): 2,33 (0 °C), 1,42 (25 °C) ja 1,32 (60 °C). Lämmastikuaatomi välimine elektronkiht koosneb 5 elektronist. Lämmastiku oksüdatsiooniaste varieerub vahemikus 5 (N 2 O 5) kuni -3 (NH 3).

Lämmastikuühend

Lämmastik võib normaalsetes tingimustes reageerida siirdemetallide ühenditega (Ti, V, Mo jne), moodustades komplekse või redutseerides ammoniaagi ja hüdrasiini moodustumisega. Lämmastik interakteerub aktiivsete metallidega, näiteks lämmastikuga, kui seda kuumutatakse suhteliselt madalale temperatuurile. Lämmastik reageerib enamiku teiste elementidega kõrgel temperatuuril ja katalüsaatorite juuresolekul. Lämmastikuühendid koos: N 2 O, NO, N 2 O 5 on hästi uuritud. Lämmastikuga kombineerib ainult kõrgel temperatuuril ja katalüsaatorite juuresolekul; see tekitab ammoniaaki NH 3 . Lämmastik ei interakteeru otseselt halogeenidega; seetõttu saadakse kõik lämmastikhalogeniidid ainult kaudselt, näiteks lämmastikfluoriid NF 3 - interaktsioonil ammoniaagiga. Ka lämmastik ei ühine otseselt väävliga. Kuuma vee reageerimisel lämmastikuga moodustub tsüanogeen (CN) 2. Elektrilahenduste toimel tavalisele lämmastikule, samuti elektrilahenduse ajal õhus võib tekkida aktiivne lämmastik, mis on suurenenud energiavaruga lämmastiku molekulide ja aatomite segu. Aktiivne lämmastik interakteerub väga intensiivselt hapniku, vesiniku, aurude ja mõnede metallidega.

Lämmastik on üks levinumaid elemente Maal ja suurem osa sellest (umbes 4,10 15 tonni) on koondunud vabas olekus. Igal aastal paiskub vulkaanilise tegevuse käigus atmosfääri 2,10 6 tonni lämmastikku. Sisse on koondunud ebaoluline osa lämmastikku (keskmine sisaldus litosfääris on 1,9,10 -3%). Looduslikud lämmastikuühendid on ammooniumkloriid ja mitmesugused nitraadid (nitraadid). Lämmastiknitriidid saavad tekkida ainult kõrgel temperatuuril ja rõhul, mis ilmselt leidis aset Maa arengu varases staadiumis. Salpeetri suuri kogumeid leidub ainult kuivas kõrbekliimas ( jne). Seotud lämmastikku leidub vähesel määral (1-2,5%) ja (0,02-1,5%), samuti jõgede, merede ja ookeanide vetes. Lämmastik koguneb muldadesse (0,1%) ja elusorganismidesse (0,3%). Lämmastik on valgu molekulide ja paljude looduslike orgaaniliste ühendite koostisosa.

Lämmastiku ringkäik looduses

Looduses viiakse läbi lämmastikuringe, mis hõlmab molekulaarse õhulämmastiku tsüklit biosfääris, keemiliselt seotud lämmastiku tsüklit atmosfääris, orgaanilise ainega mattunud pinnalämmastiku tsüklit litosfääris koos selle tagasipöördumisega õhkkond. Tööstuse jaoks mõeldud lämmastikku ammutati varem täielikult looduslikest soolamaardlatest, mille arv on maailmas väga piiratud. Eriti suured lämmastikuvarud naatriumnitraadi kujul on leitud Tšiilis; Salpeetri toodang ulatus mõnel aastal üle 3 miljoni tonni.

Lämmastik

LÄMMASTIK-a; m.[prantsuse] azoot kreeka keelest. an- - mitte-, ilma- ja zōtikos - elu andmine]. Keemiline element (N), värvitu ja lõhnatu gaas, mis ei toeta hingamist ja põlemist (moodustab mahu ja massi järgi põhiosa õhust, on üks peamisi taimetoiteaineid).

◁ Lämmastik, th, th. Ah hape. Ah, väetised. Lämmastik, th, th. Ah hape.

(lat. Nitrogenium), perioodilise süsteemi V rühma keemiline element. Nimi kreeka keelest. a... on eitav eesliide ja zōē on elu (ei toeta hingamist ja põlemist). Vaba lämmastik koosneb 2-aatomilistest molekulidest (N 2); värvitu ja lõhnatu gaas; tihedus 1,25 g/l, t pl -210ºC, t Kip -195,8ºC. See on keemiliselt väga inertne, kuid reageerib siirdemetallide keeruliste ühenditega. Põhikomponent õhk (78,09% mahust), mille eraldamisel tekib tööstuslik lämmastik (üle 3/4 läheb ammoniaagi sünteesiks). Seda kasutatakse inertse keskkonnana paljude tehnoloogiliste protsesside jaoks; vedel lämmastik - külmutusagens. Lämmastik on üks peamisi biogeenseid elemente, mis on osa valkudest ja nukleiinhapetest.

AZOT (lat. Nitrogenium – annab soolpetri), N (loe "en"), perioodilise süsteemi VA rühma teise perioodi keemiline element, aatomnumber 7, aatommass 14,0067. Vabal kujul on see värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas, mis lahustub vees halvasti. See koosneb suure tugevusega kaheaatomilistest N 2 molekulidest. Viitab mittemetallidele.
Looduslik lämmastik koosneb stabiilsetest nukliididest (cm. NUKLIID) 14 N (segu sisaldus 99,635 massiprotsenti) ja 15 N. Välise elektronkihi konfiguratsioon 2 s 2 2p 3 . Neutraalse lämmastikuaatomi raadius on 0,074 nm, ioonide raadius: N 3- - 0,132, N 3+ - 0,030 ja N 5+ - 0,027 nm. Neutraalse lämmastikuaatomi järjestikused ionisatsioonienergiad on vastavalt 14,53, 29,60, 47,45, 77,47 ja 97,89 eV. Paulingi skaalal on lämmastiku elektronegatiivsus 3,05.
Avastamise ajalugu
Šoti teadlane D. Rutherford avastas selle 1772. aastal kui söe, väävli ja fosfori põlemissaaduste osana hingamis- ja põlemiskõlbmatu gaas (“lämmatav õhk”) ning erinevalt CO 2-st ei imendu leelised. lahendus. Varsti prantsuse keemik A. L. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) jõudis järeldusele, et "lämmatav" gaas on osa atmosfääriõhust ja pakkus sellele välja nimetuse "asoot" (kreeka keelest azoos - elutu). 1784. aastal inglise füüsik ja keemik G. Cavendish (cm. Cavendish Henry) tegi kindlaks lämmastiku olemasolu salpeetris (sellest ka lämmastiku ladinakeelne nimetus, mille pakkus välja 1790. aastal prantsuse keemik J. Chantal).
Looduses olemine
Looduses on vaba (molekulaarne) lämmastik osa atmosfääriõhust (õhus 78,09% mahust ja 75,6% lämmastikku massist) ning seotud kujul kahe nitraadi koostises: naatrium-NaNO 3 (leitud Tšiilis, seega nimi Tšiili salpeetriga (cm. Tšiili niiter)) ja kaalium KNO 3 (leitud Indias, sellest ka nimi India salpeet) – ja hulk teisi ühendeid. Levimuse poolest maakoores on lämmastik 17. kohal, moodustab maakoore massist 0,0019%. Vaatamata oma nimele leidub lämmastikku kõigis elusorganismides (1-3% kuivmassist), olles kõige olulisem biogeenne element. (cm. BIOGEENSED ELEMENDID). See on osa valkude, nukleiinhapete, koensüümide, hemoglobiini, klorofülli ja paljude teiste bioloogiliselt aktiivsete ainete molekulidest. Mõned nn lämmastikku siduvad mikroorganismid on võimelised omastama õhust molekulaarset lämmastikku, muutes selle ühenditeks, mida saavad kasutada teised organismid (vt lämmastiku sidumine (cm. LÄMMASTIKU KINNITAMINE)). Lämmastikuühendite muundumine elusrakkudes on kõigi organismide ainevahetuse oluline osa.
Kviitung
Tööstuses saadakse lämmastikku õhust. Selleks õhk esmalt jahutatakse, vedeldatakse ja vedelat õhku destilleeritakse (destilleeritakse). Lämmastiku keemistemperatuur on veidi madalam (-195,8 °C) kui õhu teisel komponendil - hapnikul (-182,9 °C), seetõttu aurustub vedela õhu ettevaatlikul kuumutamisel kõigepealt lämmastik. Gaasiline lämmastik tarnitakse tarbijatele kokkusurutud kujul (150 atm või 15 MPa) mustades silindrites, millel on kollane kiri "lämmastik". Hoidke vedelat lämmastikku Dewari kolbides (cm. DEWAR VESSEL).
Laboris saadakse puhas (“keemiline”) lämmastik, lisades kuumutamisel tahkele naatriumnitritile NaNO 2 ammooniumkloriidi NH 4 Cl küllastunud lahuse:
NaNO 2 + NH 4 Cl \u003d NaCl + N 2 + 2H 2 O.
Samuti saate kuumutada tahket ammooniumnitritit:
NH 4 NO 2 \u003d N 2 + 2H 2 O.
Füüsilised ja keemilised omadused
Gaasilise lämmastiku tihedus temperatuuril 0 ° C on 1,25046 g / dm 3, vedela lämmastiku tihedus (keemistemperatuuril) - 0,808 kg / dm 3. Gaasiline lämmastik muutub normaalrõhul temperatuuril -195,8 °C värvituks vedelikuks ja temperatuuril -210,0 °C valgeks tahkeks aineks. Tahkes olekus eksisteerib see kahe polümorfse modifikatsioonina: alla -237,54 ° C on kuupvõrega vorm stabiilne, üleval - kuusnurkse.
Lämmastiku kriitiline temperatuur on –146,95 °C, kriitiline rõhk 3,9 MPa, kolmikpunkt asub temperatuuril –210,0 °C ja rõhul 125,03 hPa, millest järeldub, et lämmastikku toatemperatuuril ei ole. , isegi väga kõrge rõhu all, ei saa vedeldada.
Vedela lämmastiku aurustumissoojus on 199,3 kJ/kg (keemistemperatuuril), lämmastiku sulamissoojus on 25,5 kJ/kg (–210 °C juures).
Aatomite sidumisenergia N 2 molekulis on väga kõrge ja ulatub 941,6 kJ / mol. Aatomite tsentrite vaheline kaugus molekulis on 0,110 nm. See näitab, et lämmastikuaatomite vaheline side on kolmekordne. N 2 molekuli suurt tugevust saab seletada molekulaarorbitaalmeetodiga. Molekulaarorbitaalide täitumise energiaskeem N 2 molekulis näitab, et selles on elektronidega täidetud ainult siduvad s- ja p-orbitaalid. Lämmastiku molekul on mittemagnetiline (diamagnetiline).
Tänu N 2 molekuli suurele tugevusele on erinevate lämmastikuühendite (sh kurikuulsa plahvatusohtliku heksogeeni) lagunemisprotsessid. (cm. HEKSOGEN)) kuumutamisel, löömisel jne põhjustavad N 2 molekulide moodustumist. Kuna tekkiva gaasi maht on palju suurem kui algse lõhkeaine maht, kostab plahvatus.
Keemiliselt on lämmastik üsna inertne ja reageerib metalli liitiumiga ainult toatemperatuuril. (cm. LIITIUM) tahke liitiumnitriidi Li 3 N moodustumisega. Ühendites on sellel erinev oksüdatsiooniaste (–3 kuni +5). Moodustab vesinikuga ammoniaaki (cm. AMMONIAAK) NH3. Hüdrasiini saadakse kaudselt (mitte lihtsatest ainetest) (cm. HÜDRASIIN) N 2 H 4 ja lämmastikhape HN 3 . Selle happe soolad on asiiidid (cm. ASIIDID). Pliasiid Pb (N 3) 2 laguneb kokkupõrkel, mistõttu kasutatakse seda detonaatorina näiteks padrunite praimerites.
Tuntud on mitmeid lämmastikoksiide (cm. LÄMMASTIKOKSIIDID). Lämmastik ei reageeri otseselt halogeenidega, saadi NF 3, NCl 3, NBr 3 ja NI 3, samuti mitmeid oksühalogeniide (ühendid, mis sisaldavad lisaks lämmastikule nii halogeeni kui ka hapniku aatomeid, näiteks NOF 3). kaudselt.
Lämmastikhalogeniidid on ebastabiilsed ja kergesti lagunevad kuumutamisel (mõned - ladustamise ajal) lihtsateks aineteks. Niisiis sadestub NI 3 ammoniaagi ja joodi tinktuuri vesilahuste tühjendamisel. Kuiv NI 3 plahvatab juba kerge löögiga:
2NI3 = N2 + 3I2.
Lämmastik ei reageeri väävli, süsiniku, fosfori, räni ja mõne muu mittemetalliga.
Kuumutamisel reageerib lämmastik magneesiumi ja leelismuldmetallidega ning tekivad soolataolised nitriidid üldvalemiga M 3 N 2, mis lagunevad veega, moodustades näiteks vastavad hüdroksiidid ja ammoniaak:
Ca3N2 + 6H2O \u003d 3Ca (OH)2 + 2NH3.
Leelismetalli nitriidid käituvad sarnaselt. Lämmastiku koostoime siirdemetallidega põhjustab erineva koostisega tahkete metallitaoliste nitriidide moodustumist. Näiteks raua ja lämmastiku reageerimisel tekivad raudnitriidid koostisega Fe 2 N ja Fe 4 N. Lämmastiku kuumutamisel atsetüleeniga C 2 H 2 võib saada vesiniktsüaniid HCN.
Lämmastiku komplekssetest anorgaanilistest ühenditest on lämmastikhape kõige olulisem. (cm. lämmastikhape) HNO 3, selle soolad on nitraadid (cm. NITRAAT), sama hästi kui lämmastikhape HNO 2 ja selle nitritsoolad (cm. NITRIIDID).
Rakendus
Tööstuses kasutatakse gaasilist lämmastikku peamiselt ammoniaagi tootmiseks. (cm. AMMONIAAK). Keemiliselt inertse gaasina kasutatakse lämmastikku inertse keskkonna loomiseks erinevates keemilistes ja metallurgilistes protsessides süttivate vedelike pumpamisel. Vedelat lämmastikku kasutatakse laialdaselt külmutusagensina (cm. KÜLMUTUSAINE), seda kasutatakse meditsiinis, eriti kosmetoloogias. Lämmastikmineraalväetistel on oluline roll mullaviljakuse säilitamisel. (cm. MINERAALVÄETISED).

entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .

Vaadake, mis on "lämmastik" teistes sõnaraamatutes:

- (N) keemiline element, gaas, värvitu, maitsetu ja lõhnatu; on 4/5 (79%) õhust; lööb kaal 0,972; aatommass 14; kondenseerub 140°C juures vedelikuks. ja rõhk 200 atmosfääri; paljude taimsete ja loomsete ainete koostisosa. Sõnastik…… Vene keele võõrsõnade sõnastik

LÄMMASTIK- LÄMMAStik, keemia. element, char. N (Prantsuse AZ), seerianumber 7, kl. sisse. 14,008; keemistemperatuur 195,7°; 1 l A. 0 ° ja 760 mm rõhul. kaalub 1,2508 g [lat. Nitrogenium ("andab soolapeetrit"), saksa keel. Stickstoff ("lämbumine ... ... Suur meditsiiniline entsüklopeedia

- (lat. Nitrogenium) N, perioodilise süsteemi V rühma keemiline element, aatomnumber 7, aatommass 14,0067. Nimi on kreeka keelest eitav eesliide ja zoe elu (ei toeta hingamist ja põlemist). Vaba lämmastik koosneb kahest aatomist ...... Suur entsüklopeediline sõnaraamat

lämmastik- a m. azote m. araablane. 1787. Lexis.1. alkeemia Metallide esimene aine on metalliline elavhõbe. Sl. 18. Paracelsus asus teele maailma lõppu, pakkudes kõigile väga mõistliku hinna eest oma Laudanumi ja Azothi, et tervendada kõik võimalikud ... ... Vene keele gallicismide ajalooline sõnastik

- (lämmastik), N, perioodilise süsteemi V rühma keemiline element, aatomnumber 7, aatommass 14,0067; gaas, keemistemperatuur 195,80 shS. Lämmastik on õhu põhikomponent (78,09% mahust), on osa kõigist elusorganismidest (inimkehas ... ... Kaasaegne entsüklopeedia

Lämmastik- (lämmastik), N, perioodilise süsteemi V rühma keemiline element, aatomnumber 7, aatommass 14,0067; gaas, st 195,80 °С. Lämmastik on õhu põhikomponent (78,09% mahust), on osa kõigist elusorganismidest (inimkehas ... ... Illustreeritud entsüklopeediline sõnaraamat

- (keemiline märk N, aatommass 14) üks keemilistest elementidest; värvitu gaas, millel pole lõhna ega maitset; vees väga vähe lahustuv. Selle erikaal on 0,972. Pictet Genfis ja Calheta Pariisis suutsid lämmastikku kondenseerida, allutades sellele kõrge rõhu... Brockhausi ja Efroni entsüklopeedia

N (lat. Nitrogenium * a. lämmastik; n. Stickstoff; f. asoot, lämmastik; ja. nitrogeno), chem. V rühma perioodilisuse element. süsteemid Mendelejev, at.s. 7, kl. m 14,0067. Avatud 1772. aastal uurija D. Rutherford. Normaaltingimustes A.… … Geoloogiline entsüklopeedia

Abikaasa, keemik. alus, salpeetri põhielement; salpeet, salpeet, salpeet; see on ka meie õhu peamine koguseline komponent (lämmastik 79 mahtu, hapnik 21). Lämmastik-, nitraat-, nitraat-, lämmastikku sisaldav. Keemikud eristavad... Dahli seletav sõnaraamat

Organogeen, lämmastik Vene sünonüümide sõnastik. lämmastik n., sünonüümide arv: 8 gaas (55) mittemetall ... Sünonüümide sõnastik

Lämmastik See on gaas, mis kustutab leegi, kuna see ei põle ega toeta põlemist. See saadakse terassilindrites rõhu all hoitud vedela õhu fraktsioneeriva destilleerimise teel. Lämmastikku kasutatakse peamiselt ammoniaagi ja kaltsiumtsüanamiidi tootmiseks ning ... ... Ametlik terminoloogia

Raamatud

• Keemia testid. lämmastik ja fosfor. Süsinik ja räni. Metallid. 9. klass (G. E. Rudzitise, F. G. Feldmani õpikule "Keemia. 9. klass". , Borovskikh T .. See käsiraamat vastab täielikult liidumaa haridusstandardile (teine ​​põlvkond). Käsiraamat sisaldab teste, mis hõlmavad õpiku G teemasid E. Rudzitis, F. G.…

Lämmastik on keemiline element, aatomnumber 7, aatommass 14,0067. Õhus on vaba lämmastikku (N 2 molekulide kujul) 78,09%. Lämmastik on õhust veidi kergem, tihedus nulltemperatuuril ja normaalrõhul 1,2506 kg/m 3. Keemistemperatuur -195,8°C. Kriitiline temperatuur -147°C ja kriitiline rõhk 3,39 MPa. Lämmastik on värvitu, lõhnatu, maitsetu, mittetoksiline, mittesüttiv, mitteplahvatusohtlik ja tavatemperatuuril gaasilises olekus mittesüttiv gaas, mis on väga inertne. Keemiline valem on N. Normaaltingimustes on lämmastiku molekul kaheaatomiline – N 2.

Lämmastiku tootmine tööstuslikus mastaabis põhineb selle saamisel õhust (vt.).

Siiani vaieldakse selle üle, kes oli lämmastiku avastaja. Aastal 1772 Šoti arst Daniel Rutherford(Daniel Rutherford), juhtides õhku läbi kuuma kivisöe ja seejärel läbi leelise vesilahuse, sai ta gaasi, mida ta nimetas "mürgiseks gaasiks". Selgus, et lämmastikuga täidetud anumasse toodud põlev killu kustub ja selle gaasi atmosfääris olev elusolend sureb kiiresti.

Samal ajal sai Briti füüsik sarnase katse läbiviimisel lämmastiku Henry Cavendshin(Henry Cavendish), nimetades seda "lämmatavaks õhuks", Briti loodusteadlane Joseph Priestley(Joseph Priestley) andis sellele nime "deflogisticated air", Rootsi keemik Carl Wilhelm Scheele(Carl Wilhelm Scheele) - "rikutud õhk".

Selle gaasi lõpliku nimetuse "lämmastik" andis prantsuse teadlane Antoine Laurent Lavoisier(Antoine Laurent de Lavoisier). Sõna "lämmastik" on kreeka päritolu ja tähendab "elutu".

Tekib loogiline küsimus: "Kui tekib lämmastik, siis mis mõte on seda kasutada roostevaba terase keevitamiseks, mis sisaldab karbiidi moodustavaid elemente?"

Asi on selles, et isegi suhteliselt väike kogus lämmastikku suurendab kaare soojusvõimsust. Selle omaduse tõttu kasutatakse kõige sagedamini lämmastikku mitte keevitamiseks, vaid plasma lõikamiseks.

Lämmastik on mittetoksiline gaas, kuid võib toimida lihtsa lämmatavana (lämmatava gaasina). Lämbumine tekib siis, kui lämmastiku tase õhus vähendab hapnikusisaldust 75% võrra või alla normaalse kontsentratsiooni.

Nad eraldavad lämmastiku gaasiliseks ja vedelaks. Sest keevitamisel ja plasmalõikamisel kasutatakse lämmastikku 1. (99,6% lämmastikku) ja 2. (99,0% lämmastikku) sordid.

Hoida ja transportida kokkusurutuna terassilindrites. Silindrid on värvitud mustaks ja nende ülemisel silindrilisel osal on kollaste tähtedega kiri "NITROGEN".

Raske on rääkida sellise elemendi keemilistest omadustest, mis on sama väheaktiivsed kui lämmastik.

Erinevalt hapnikust, mis interakteerub peaaegu kõigi looduses leiduvate elementidega, ühineb gaasiline lämmastik toatemperatuuril ühe elemendi, liitiumiga, moodustades liitiumnitriidi (N2 + 6Li = 2LiizN).

Lämmastik reageerib teiste keemiliste elementidega ainult kõrgel temperatuuril, kõrgel rõhul ja katalüsaatori juuresolekul.

Metallide puhul, nagu liitiumi puhul, annab lämmastik nitriide, milles see on tavaliselt kolmevalentne. Nitriidide moodustumine toimub kõrgel temperatuuril, elementaarse lämmastiku otsesel vastasmõjul kuuma metalliga.

Toimub reaktsioon, mille kulg justkui lükkab ümber lämmastiku madala aktiivsuse. See on alumiiniumoksiidist ja lämmastikust kõrgel temperatuuril (Al2Oz + N2 + 3C = 2AlN + 3CO) tekkiv alumiiniumnitriidi moodustumise reaktsioon. Võib tunduda, et selles reaktsioonis on lämmastik aktiivsem kui hapnik ja et kõrgel temperatuuril õnnestub tal hapnikust alumiinium ära võtta.

Tegelikult see nii ei ole. Süsiniku puudumisel ei suuda lämmastik hapnikku alumiiniumoksiidist välja tõrjuda, nii nagu ilma lämmastikuta ei saa süsinikmonooksiidi alumiiniumoksiidist ja kivisöest. Fakt on see, et kuumas alumiiniumoksiidi ja kivisöe segus lämmastiku juuresolekul luuakse soodsad tingimused süsinikmonooksiidi saamiseks koos üsna stabiilse alumiiniumnitriidi samaaegse moodustumisega.

Kui lämmastik juhitakse läbi kuumutatud sooda ja kivisöe segu, saadakse naatriumvesiniktsüaniid või naatriumtsüaniid ja süsinikmonooksiid.

(Na2CO3 + 4C + + N2 = 2NaCN + 3CO).

Lämmastik imendub üsna kergesti kuuma kaltsiumkarbiidi (CaC2) poolt, moodustades samal ajal olulise tehnilise toote - kaltsiumtsüaanamiidi

(CaC2 + N2 = Ca(CN)2 + C).

On ka teisi reaktsioone, mis tunduvad lämmastiku suhtes ebatavalised. Kõrgel temperatuuril ühineb uraan lämmastikuga nii ägedalt, et tundub, nagu põleks uraan lämmastikus, nagu raudtraat põleb hapnikus. Kuum tseesium reageerib ägedalt ka lämmastikuga.

Metallinitriidid on väga ebastabiilsed ja lagunevad metallhüdraatideks ja ammoniaagiks (AlN + + 3H2O = Al (OH) 3 + NH3). Lämmastikoksiid on värvitu gaas, mis on õhust raskem, ei lahustu vees ja on soola mittemoodustav oksiid. See reageerib koheselt hapnikuga ja annab lämmastikdioksiidi (2NO + 02 = 2N02).

Laboris toodetakse lämmastikoksiid lämmastikhappe toimel vasele. Kui mitu vasetükki langetatakse lahjendatud lämmastikhappega täidetud kolbi, hakkavad kohe silma paistma värvitu gaasi, lämmastikoksiidi mullid. Kui kogute lämmastikoksiidi silindrisse ja jätate selle lahti, siis hakkab silindris olev gaas pinnalt pruuniks muutuma ja järk-järgult suureneb pruun kiht, liikudes sügavale silindrisse. See lämmastikoksiid oksüdeeritakse õhuhapniku toimel lämmastikdioksiidiks.

Ammoniaak (NH3) on lihtsaim lämmastiku ja vesiniku ühend. Kõigist lämmastiku keemilistest ühenditest on ammoniaak kõige olulisem tööstustoode. Praegu leiab tööstuses kõige laiemat rakendust otse gaasilisest lämmastikust ja vesinikust (N2 + 3H2 = 2NH3) saadav ammoniaak.

See reaktsioon, nagu on näha võrrandist, on pöörduv, st see võib kulgeda nii ammoniaagi tekke suunas kui ka selle lagunemise suunas lämmastikuks ja vesinikuks. Reaktsiooni sundimiseks soovitud kiirusega ammoniaagi moodustumise suunas on vaja valida kõige soodsamad tingimused. Need tingimused on kõrge temperatuur ja rõhk ning sobiv katalüsaator.

Äärmiselt olulised lämmastiku keemilised ühendid on selle hapnikuühendid.

Tuntud on viis erinevat lämmastikoksiidi: dilämmastikoksiid ehk naerugaas (N20), kus lämmastik on ühevalentne; lämmastikoksiid (NO), milles lämmastik on kahevalentne; dilämmastik anhüdriid ehk lämmastiktrioksiid (N2Oz), - selles ühendis on lämmastik kolmevalentne; lämmastikdioksiid (N02), kus lämmastik on neljavalentne, ja lõpuks lämmastik anhüdriid ehk lämmastikpentoksiid (N20s), milles lämmastik on viievalentne.

Dilämmastikoksiidi (N20) ei saa gaasilisest hapnikust ja lämmastikust, see tekib ammooniumnitraadist, mis õrnal kuumutamisel laguneb dilämmastikoksiidiks ja veeks (NH4NO3 = N20 + 2H2O).

Dilämmastikoksiid on värvitu magusa maitse ja nõrga meeldiva lõhnaga gaas. Selle gaasi omadusi uuris inglise keemik hr Davy. Aastal 1799. Olles huvitatud erinevate gaaside mõjust inimkehale, katsetas Davy neid tavaliselt enda peal. Dilämmastikoksiidi sissehingamisel läks ta naeru saatel ärritunud olekusse. Nende omaduste tõttu nimetas ta dilämmastikoksiidi naerugaasiks. Hiljem selgus, et dilämmastikoksiidi pikemal sissehingamisel tekib teadvusekaotus.

Lämmastikoksiid (NO) saadakse lämmastiku ühendamisel hapnikuga väga kõrgel temperatuuril elektrisädemes (N2 +02 = 2NO). See reaktsioon on pöörduv, st koos lämmastikoksiidi moodustumisega toimub selle lagunemine. Elektrisädemes võib saada suhteliselt väikese koguse lämmastikoksiidi. Looduses tekib ka väikestes kogustes lämmastikoksiid äikese ajal õhus olevast hapnikust ja lämmastikust.

Lämmastikoksiid on värvitu gaas, mis on õhust raskem, ei lahustu vees ja on soola mittemoodustav oksiid. See reageerib koheselt hapnikuga ja annab lämmastikdioksiidi (2NO + 02 = 2N02).

Laboris toodetakse lämmastikoksiid lämmastikhappe toimel vasele. Kui lahjendatud lämmastikhappega täidetud kolbi tilgutada paar vasetükki, hakkavad kohe silma paistma värvitu gaasi, lämmastikoksiidi mullid. Kui kogute lämmastikoksiidi silindrisse ja jätate selle lahti, siis hakkab silindris olev gaas pinnalt pruuniks muutuma ja järk-järgult suureneb pruun kiht, liikudes sügavale silindrisse. See lämmastikoksiid oksüdeeritakse õhuhapniku toimel lämmastikdioksiidiks.

Lämmastikdioksiid (N02) on õhust poolteist korda raskem. Alla nulli jahutamisel muutub see kollakaks vedelikuks ja temperatuuril -10 ° moodustab värvitu kristalse massi. Lämmastikdioksiid lahustub vees hästi ja sellega reageerides annab lämmastik- ja lämmastikhapped (2N02 + H2O \u003d HNO3 + HN02). Dilämmastik anhüdriid ehk lämmastiktrioksiid (N2Oz) on toatemperatuuril ja atmosfäärirõhul ebastabiilne gaasiline ühend, mis laguneb lämmastikoksiidiks ja -dioksiidiks. Kuid dilämmastik anhüdriid ei lagune täielikult: kolme gaasilise aine vahel tekib tasakaal, mille juures jääb alles 10,5 protsenti lagunemata lämmastiktrioksiidist.

Lämmastikanhüdriid (N20s) eksisteerib ainult temperatuuril üle 450–500 °C. Sellest madalamal temperatuuril see vedeldub ja temperatuuril 300 °C tahkub, moodustades värvituid kristalle.

Ammoniaak on üks neist ühenditest, mille tähtsus keemia anorgaanilise ja orgaanilise valdkonna jaoks on äärmiselt suur. Piisab, kui öelda, et valdav enamus lämmastikku sisaldavaid ühendeid saadakse ammoniaagi osalusel. Tänu teatud tüüpi bakterite ja tõenäoliselt ka taimede võimele muuta õhulämmastik ammoniaagiks, tekkis Maale olemasolev eluvorm.

Mõnede omaduste poolest sarnaneb ammoniaak veega. Tõsi, tavalisel toatemperatuuril on tegemist värvitu söövitava gaasiga (meenutagem ammoniaagi lõhna), kuid vesi võib olla ka gaasiline.

Ammoniaak muutub kergesti vedelikuks. Selleks piisab, kui viia see välja kolmekümne viie kraadise pakaseni.

Ammoniaagi saamine Valdav enamus NHz-st saadakse järgmiselt:

N2+3H2=2NH3+92 kJ

Hüdrasiin. Hüdrasiini molekul - N2H4 on ammoniaagi vesinikuaatomi asendamise tulemus NH2 rühmaga:

2NH3+ NaOCl=N2H4+NaCl+ H2O

See alus on nõrgem kui ammoniaak.

Veevaba hüdrasiin on värvitu suitsev vedelik, mis tahkub temperatuuril 20 °C.

Üsna stabiilne ja ainult 350 ° C juures laguneb vaikselt N2-ks ja NH3-ks. See seguneb veega mis tahes vahekorras, kinnitades veemolekuli, moodustades hüdrasiinhüdraadi.

Huvi hüdrasiini ja selle tähtsuse vastu kasvas kohe, kui selgus, et see võib olla vedel raketikütus. See põleb hapnikus kauni violetse leegiga.

N2H4+02=2H20+N2+Q

Sellel reaktsioonil põhineb hüdrasiini kasutamine rakettmootorites.

Hüdrasiini redutseerivad funktsioonid on väga tugevad. N2H4 oksüdeerivad omadused peaaegu puuduvad. Ainult tugevaimad redutseerivad ained suudavad hüdrasiini vabanemise ajal muuta ammoniaagiks, näiteks vesinikuks:

Vesiniksoolhape erineb oma omaduste poolest järsult ammoniaagist ja hüdrasiinist, kuigi sisaldab ainult vesiniku- ja lämmastikuaatomeid.

Vesiniklämmastikhape on oma tugevusega lähedane äädikhappele, kuid selle soolad lahustuvad sama hästi kui vesinikkloriidhappe soolad. Hape ise on värvitu terava ebameeldiva lõhnaga lenduv vedelik.

Praktikas saadakse hape ja selle soolad naatriumamiidi reageerimisel lämmastikoksiidiga (1).