АЗОТ (лат. Nitrogenium) N - химический элемент V группы периодической системы Менделеева; атомный номер 7, атомная масса 14,0067. Свободный АЗОТ - газ без цвета и запаха - состоит из двухатомных молекул N2. Природный элемент - смесь двух стабильных изотопов: ¹⁴N (99,635 %) и ¹⁵N (0,365 %).

        Историческая справка. А. - преобладающая составная часть атмосферы Земли. В атмосфере он и был открыт почти одновременно несколькими исследователями в конце XVIII в. Это был период, когда исследование газов - и, конечно, прежде всего воздуха - приобрело широкий размах и составило даже новое направление в химии, названное пневматической химией (от греч. слова «пнеума» - дуновение, ветер). В 1772 г. английский учёный Д. Резерфорд провёл интереснейшие эксперименты. Он сжигал на воздухе под стеклянным колоколом «углистые вещества» и образующуюся двуокись углерода С0₂ связы­вал раствором едкой щёлочи. Резерфорд нашёл, что остающаяся после этого часть воздуха - это газ, который уже не поддерживает ни горения, ни дыхания. Тот же самый газ остаётся после сжигания в таких же условиях серы или фосфора. Подобные наблюдения сделали и другие учёные: в Швеции - К. Шееле, в Англии - Г. Кавендиш и Дж. Пристли, во Франции - А. Лавуазье. Новый газ назвали «мефитическим» (удушливым) воздухом. По мере изучения А. предлагались и другие названия, отражающие иные его свойства: «нитроген» (по-русски «селитротвор» - творящий, рождающий селитру), «алкалиген» (рождающий щёлочь - аммиак, который   тогда   называли   «летучей   щёлочью»). Знаменитый Лавуазье и другие создатели первой химической номенклатуры (1787 г.) предложили термин азот (от греч. «а» - отрицательная приставка и «зоэ» - жизнь) - безжизненный; этот термин сохраняется во французском и русском языках. По этому же признаку построено и немецкое название А. - Stickstoff (удушливое вещество). Название Nitrogenium в основе своей сохранилось в английском, итальянском и испанском языках. Но не прошло и полувека, как выяснилось, что «безжизненный» А. - это один из главных элементов жизни. В 1836-40 гг. французский учёный Ж. Буссенго, один из основателей молодой тогда науки агрохимии, экспериментально доказал: без участия А. невозможно развитие растений. Получают же растения А. в виде его соединений из почвы. С тех пор внесение на поля азотных удобрений стало одним из главных приёмов повышения плодородия почвы. С селитрой связывалось столько надежд землепашцев! Но ограниченность её природных месторождений ставила эти надежды под угрозу. Со временем была выдвинута и решена важная проблема: связывание свободного А. воздуха и производство его соединений в огромных масштабах. Свою немалую роль в быстром решении этой проблемы сыграло и совершенствование военной техники. Ведь селитра - обязательная составная часть чёрного пороха, известного в Европе ещё с XIII в. И почти все современные взрывчатые вещества, несравненно более мощные, чем чёрный порох, это тоже соединения  А.

Азот в природе. А. - один из самых распространённых элементов. В космосе он занимает четвёртое место - вслед за водородом, гелием и кислородом. Он - главная составляющая атмосферы Земли: 78,09 % по объёму или 75,6 % по массе (в общей сложности около 4∙10¹⁶ т). Среднее содержание А. в земной коре, конечно, гораздо меньше: 1,9∙10^-3 % (по массе). Но всё-таки каждая тонна горных пород заключает в себе около 10 л свободного А. Свободный А., наряду с аммиаком NН₃ и хлоридом аммония NН₄С1, присутствует в вулканических газах. Органические соединения А. находятся в нефти и угле. Живые организмы содержат около 0,3 % А. в виде соединений.

Присутствие в почвах связанного А. - непременное условие плодородия земли. Получая из почвы минеральные соли, содержащие А., растения используют его для биосинтеза белков, нуклеиновых кислот, витаминов, хлорофилла - важнейших для жизни веществ. Животные, питаясь растительной пищей, вначале расщепляют растительные белки, чтобы затем из их структурных фрагментов - аминокислот - построить свои белковые структуры, свои живые ткани.

Из природных источников А. промышленное значение имеют лишь свободный А. атмосферы и месторождения двух его минералов - чилийской (NаNОз) и индийской (КN)₃) селитр.

Круговорот А. в природе - сложный процесс, в котором решающую роль играют живые организмы. Особые бактерии, живущие в почве, связывают свободный А. воздуха, превращая его в минеральные соли.

Круговорот азота в природе. Весь воздушный океан, на дне которого мы живём, - это изобилие свободного азота N., (78,09 % по объёму в атмосфере). Однако и соединения азота встречаются всюду - в воздухе, воде, почве. В атмосфере Земли присутствуют соединения азота. Такой азот называют связанным, или фиксированным. В ней сконцентрированы окислы азота, образующиеся в атмосфере при грозовых разрядах и действии ультрафиолетовых лучей. Сюда же при извержении вулканов поступает аммиак NH₃. Итак, почва и вода частично обогащаются связанным азотом, идущим прямо из атмосферы. Но главный источник связанного азота в почве - биохимические процессы. В микромире почвы неутомимо трудятся азотфиксирующие бактерии. Они переводят в соединения азот воздуха, проникающего через взрыхлённую почву. Связанный азот в виде ионов NH⁺₄ и NO^-₃ идёт на питание растений, всасывается через корни. Растения же, в свою очередь, служат единственным источником азотного питания для животных. В живых организмах происходят химические превращения, в результате которых азот оказывается в составе сложных органических соединений.

После отмирания растений и животных азотсодержащие органические соединения возвращаются в почву, где работают и другие микроорганизмы - денитрифицирующие бактерии. Они разлагают азотистые соединения и возвращают в атмосферу свободный азот. Часть же соединений азота «запасается» в природе на сравнительно долгое время, отлагаясь в составе торфяников и углей.

В воде связывают азот некоторые водоросли (например, синезелёные). Сюда же, в Мировой океан, ручьи и реки переносят из почвы нитраты и другие растворимые соединения азота, тут, как и в почве,  действуют денитрификаторы, возвращающие свободный N₂ в атмосферу.

Чтобы повысить урожай полей, люди вносят в почву миллионы тонн азотных удобрений; на больших площадях выращивают азотфиксирующие бобовые культуры.

Итак, в каждой из сфер Земли - атмосфере, гидросфере, литосфере - присутствует и свободный, и связанный азот. Равновесие между ними поддерживается процессами, о которых мы рассказали. Все они вместе и составляют круговорот азота в природе.

Физические и химические свойства. Говоря о свойствах А., следует различать химический элемент N и простое вещество N₂.

Подробно о различии понятий «химический элемент» и «простое вещество» рассказано в статье Элементы химические (ведь это различие относится не только к А., но и к водороду, кислороду, углероду и всем вообще элементам).

И всё же мы обращаем на это внимание читателя в первой (по алфавиту) статье Энциклопедии. Рассказать о химических свойствах элемента - А., значит выявить его возможные валентности и степени окисления в соединениях с другими элементами, возможность существования и устойчивость тех или иных соединений, характер химических связей атома N с атомами других элементов. При этом не столь уж важно, получены ли эти соединения прямым путём (например, NH₃ - при взаимодействии N₂ и Н₂) или только косвенным (на­пример, NC1₃ - действием С1₂ на NH₃). Для характеристики элемента А. важно, например, что существуют галогениды, в которых А. трёхвалентен и образует ковалентные связи с галогенами. Описывая химическую индивидуальность А., мы должны объяснить (исходя из знания электронной структуры атома N), почему невозможно существование галогенидов типа NX₅…

Изучая простое вещество А., говорят прежде всего о свойствах газа, состоящего из молекул N₂ (при обычных условиях), и об условиях превращения его в жидкость и твёрдое тело. Охарактеризовать химию простого вещества А., значит рассказать о том, в какие реакций и при каких условиях он вступает. Например, когда мы говорим, что свободный А. не способен реагировать с галогенами, речь идёт о свойствах простого вещества N₂. Итак, сначала о свойствах свободного А. - простого вещества.

Свободный А. - газ, несколько легче воздуха (плотность 1,25 г/л при 0 °С и давлении 760 мм ртутного столба). Он плохо растворяется в воде (23,3 г в 1 м³ воды). При нормальном давлении и температуре -195,8°С А. сжижается, а при -210 °С затвердевает. Плотность его в жидком состоянии 0,81 г/см³. Молекула свободного А., как мы уже знаем, состоит из двух атомов: N₂. По прочности такая молекула почти не имеет себе равных: чтобы разорвать её на отдельные атомы, нужно затратить очень большую энергию, 945 кдж/моль (225 ккал/моль). Даже при 3300°С только одна молекула N₂ из тысячи распадается на атомы. Поэтому-то свободный А. так инертен в обычных условиях: для того чтобы он вступил 1 в реакцию с другими простыми или сложными веществами, необходима предварительная активация молекул. Она достигается нагреванием, облучением, действием катализатора или другими способами.

Из всех металлов свободный А. реагирует в обычных условиях только с литием, давая нитрид Li₃N; с натрием, магнием, кальцием, титаном подобная реакция идёт лишь при нагревании. С большинством других - менее активных - металлов А. не взаимодействует вообще. Из свободных неметаллов А. соединяется лишь с кислородом, водородом, углеродом, бором. Успешно же такие реакции идут только при весьма жёстких условиях. Так, с водородом А. взаимодействует с заметной скоростью при на­гревании, повышении давления и в присутствии катализатора. Для окисления А. кислородом нужна электрическая дуга, причём не более 5 % А. вступает в реакцию, образуя окись азота NO. Этот процесс требует больших затрат электроэнергии, поэтому он не получил широкого распространения в промышленности. В природе же такой процесс происходит повсеместно. Это легко понять: взаимодействие А. с кислородом воздуха при грозовых, разрядах подобно реакции в электрической дуге:

N₂ + O₂ = 2NO

Окись азота затем легко превращается в двуокись NO₂:

2NO + O₂ = 2NO₂

Растворение же NO₂ в дождевой воде в присутствии кислорода воздуха даёт азотную кислоту:

4NO₂ + O₂ + 2Н₂O = 4HNO₃

Подсчитано, что таким путём почва получает от 4 до 10 кг связанного А. на гектар в год.

Пропуская N₂ через раскалённый кокс, удаётся синтезировать соединение А. с углеродом - циан (точнее, дициан) N≡C—C≡N. Когда такую реакцию проводят в присутствии щёлочи, получают цианиды, например:

2КОН + 4С + N₂ = 2KCN + 2СО + Н₂

С карбидом кальция, нагретым до 1000 °С, А. даёт Ca=N—C≡N (цианамид кальция):

СаС₂ + N₂ = CaCN₂ + С

Эта реакция легла в основу одного из первых методов промышленного связывания  А.  воздуха: цианамид служил исходным веществом для получения аммиака. Однако цианамидный способ сопряжён с огромным расходом энергии. Он не нашёл широкого применения и не выдержал конкуренции с прямым синтезом аммиака из А. и водорода. Вот и все (точнее, почти все) химические превращения свободного А., которые удавалось осуществить до последнего времени. Такая его инертность доставляла и доставляет много хлопот химикам и технологам. Но нетрудно представить себе, как изменилась бы природа, не будь атмосферный А. столь инертен: Землю залили бы потоки азотной кислоты, в воздухе не осталось бы кислорода... И ещё - если бы кислород воздуха не был «разбавлен» инертным А., всё живое было бы обречено на гибель: длительное вдыхание чистого кислорода при атмосферном давлении не менее губительно, чем отсутствие этого живительного газа...

Не так давно были получены новые данные, заставляющие пересмотреть обычное представление о труднопреодолимой инертности молекулы А. Советские химики М. Е. Вольпин и В. Б. Шур обнаружили, что N₂ легко реагирует с комплексными соединениями многих переходных металлов - титана, ванадия, хрома, молибдена, железа ... Реакции протекают при комнатной температуре (и даже при отрицательных температурах!), да к тому же при атмосферном давлении. Таким образом, открыты новые возможности введения А. в реакции, которые во многом напоминают процессы усвоения свободного А. микроорганизмами. Успех дальнейших работ в этом направлении означал бы подлинную революцию в химии А.

Теперь обратимся к химическим свойствам элемента А. Способность какого-либо элемента давать соединения с другими элементами, тип связей атомов друг с другом, прочность этих связей, возможные степени окисления - все эти характеристики связаны со структурой внешней электронной оболочки атома. Для А. эта структура такова: 2s²2p³. Иными словами, внешняя электронная оболочка атома А. содержит 5 электронов. Поскольку радиус атома А. невелик (всего две электронные оболочки!), способность ядра в атоме А. удерживать, притягивать электроны наружной оболочки велика. Как велика? Эту способность часто оценивают величиной электроотрицательности элемента, для расчёта которой есть специальные методы. Оказывается, по своей электроотрицательности (равной 3,0) А. уступает только кислороду и фтору (электроотрицательности 3,5 и 4,0 соответственно). Поэтому А. - типичный неметалл, образующий с другими неметаллами ковалентные химические связи.

Строению наружной электронной оболочки отвечают возможные степени окисления, начиная от +5 и кончая -3. Стабильность наружной электронной оболочки достигается (как и для других элементов второго периода) при образовании восьмёрки электронов («октета»). Учитывая, что в атоме А. есть три непарных электрона, понятно, почему молекула свободного А. двухатомна. Ведь в результате «обобществления» этих непарных электронов каждый атом А. в молекуле N_a завершает электронный октет.

Подобным же образом, обозначая точками наружные электроны атомов А. и крестиками - электроны атомов галогенов (X), легко представить себе, как достигается завершение электронных оболочек каждого из атомов в молекулах галогенидов NX₃.

Поскольку «непарных» электронов в атоме А. только 3, ясно, почему невозможно существование галогенидов типа NX₅.

Из производных А. наибольший интерес представляют его соединения с водородом и кислородом.

Водородные соединения. Важнейший их представитель - аммиак (NH₃) - описан в отдельной статье. Осторожно окисляя аммиак гипохлоритом натрия в специальных условиях, получают H₂N—NH₂ (гидразин):

2NH₃ + NaClO = N₂H₄ + NaCl + Н₂O

Гидразин - бесцветная жидкость, смешивающаяся с водой в любых отношениях. Подобно аммиаку, гидразин - слабое основание. С кислотами он образует соли гидразония (название дано по сходству с аммонием):

H₂N - NH₂ + НСl = [H₂N - NH₃]⁺C1^-

H₂N - NH₂ + 2HC1 = C1^-[H₃N - NH₃]²⁺C1^-

Степень окисления А. в гидразине -2; это сильный восстановитель, способный гореть на воздухе:

N₂H₄ + O₂ = N₂ + 2H₂O

В гидроксиламине NH₂OH степень окисления А. -1. В кислой среде это вещество - окислитель:

^-1NH₂OH + 2⁺²FeCl₂ + 3HCl = 2⁺³FeCl₃ + ^-3NH₄Cl + Н₂O

В щелочной среде гидроксиламин - восстановитель:

2^-1NH₂OH + ⁰I₂ + 2КОН = ⁰N₂ + 2K^-1I + 4Н₂O

При взаимодействии гидразина с азотистой кислотой образуется азотистоводородная  кислота HN₃ или Н—N=N=N:

N₂H₄ + HNO₂ = HN₃ + 2H₂O

Она устойчива только в разбавленных водных растворах, а в чистом виде или в концентрированных растворах взрывается от удара или при нагревании, распадаясь на аммиак и  свободный  А.:

3HN₃ = NH₃ + 4N₂

Соли этой кислоты и тяжёлых металлов, например азид свинца Pb(N₃)₂, взрываются от удара и потому используются в военной технике для изготовления капсюлей детонаторов. Азиды щелочных металлов при нагревании разлагаются без взрыва:

2NaN₃ = 2Na + 3N₂

Кислородные соединения. Известны окислы А., отвечающие всем степеням окисления от +1 до +5: N₂O - закись азота и NO окись азота (оба - бесцветные газы), N₂O₃ - азотистый ангидрид (синяя жидкость), NO₂ - двуокись азота (бурый газ), N₂O₅ - азотный ангидрид (бесцветные прозрачные кристаллы). По современной номенклатуре неорганических соединений их называют соответственно оксид азота (I), оксид азота (II), и т.д. О существовании этих пяти окислов А. известно давно. Но их структура, прежде казавшаяся вполне обычной, на самом деле далеко не проста, а химическое поведение каждого из этих окислов можно объяснить лишь на основе новейших представлений. Вот почему этого пока «не проходят» в средней школе.

Окислы N₂O и NO являются несолеобразующими и не реагируют ни с водой, ни со щелочами. Окислу N₂O₃ соответствует слабая и неустойчивая азотистая кислота HNO₂, образующая соли - нитриты. Самые же важные кислородные соединения А. - это азотная кислота, соответствующая его высшей степени окисления (+5), а также её соли - нитраты. Особое значение для живой природы имеют содержащие А. органические соединения.

Получение и применение. Огромные количества - больше 50 млн. т А. в год (1975 г.) - даёт промышленности разделение воздуха. В лаборатории А. получают нагреванием концентрированного раствора нитрита аммония:

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O

На практике обычно нагревают смесь растворов сульфата аммония и нитрита натрия (в этом случае А. выделяется более равномерно):

(NH₄)₂S0₄ + 2NaNO₂ = 2N₂ + Na₂SO₄ + 4H₃O

Приготовленный таким образом А. бывает загрязнён закисью А. Исключительно чистый А. выделяется при термическом разложении азида натрия NaN₃.

Свыше ³/₄ промышленного А. используют для синтеза аммиака, который служит исходным веществом в производстве азотной кислоты, удобрений, красителей, лекарственных препаратов, взрывчатых веществ. Свободный газообразный А. применяется и как инертная среда при получении синтетических волокон, чистых металлов и сплавов. Жидкий А. нужен для создания низких температур в криогенной технике - технике глубокого холода.

В заключение скажем, что из природного А. в промышленных масштабах выделяют его «тяжёлый» изотоп ¹⁵N. Он необходим в научных исследованиях, потому что может служить «меченым атомом».

А. обычно хранят под давлением в стальных баллонах, окрашенных в чёрный цвет и имеющих жёлтую надпись «Азот».