Неорганические соединения

МНОГОЛИКИЙ АЗОТ

Азот, неорганические соединения, свойства, оксиды, азотная кислота, нитраты, азотистая кислота, аммиак, нитриды, гидразин, азидоводород

 

Азот – главная составная часть воздуха, где он соседствует с очень активным кислородом, не взаимодействуя с ним. В связанном состоянии азот встречается в воздухе, а именно при непосредственном синтезе окиси азота в электрических разрядах, в водах рек, морей и океанов, образующийся при разложении органических азотсодержащих соединений. Общее содержание азота в земной коре составляет 0,023 масс. %.

Химия азота и его соединений очень разнообразна и большое значение они имеют в жизни планеты и всего живого на Земле.

Азот один из немногих элементов, образующих большое число оксидов всех возможных степеней окисление − от +1 до +5, и каждый из них отличается своим особым «нравом». Азот образует и ряд соединений с водородом, многие из которых обладают полезными свойствами.

 

Неорганические соединения

Азот ₇N – не поддерживающий жизнь (лат. Nitrogenium – селитрообразователь) седьмой химический элемент Периодической системы Д.И. Менделеева. Азот открыли в конце XVIII в. несколько ученых независимо друг от друга. Английский исследователь Генри Кавендиш (1731 – 1810) получил «мефитический воздух» (так он назвал азот), многократно пропуская воздух над раскаленным углем (тем самым удаляя кислород), а потом через раствор щелочи для поглощения образовавшегося углекислого газа СО₂. Соотечественник Кавендиша Джозев Пристли (1733 – 1804) описал образование газа, не поддерживающего горение и дыхание, – «флогистированного воздуха», – наблюдая за горением свечи в закрытом сосуде. Шотландский химик, ботаник и врач Даниэль Резерфорд (1749 – 1819) обнаружил в составе продуктов сжигания угля, фосфора и серы газ, не поддерживающий дыхания и не поглощаемый раствором едкого натра. В 1772 г. он опубликовал работу, где описал получение и свойства выделенного им «удушливого воздуха». Поэтому именно Резерфорд считается первооткрывателем азота.

Впоследствии (1777 г.) французский химик А.Л. Лавуазье определил сложный состав атмосферного воздуха, содержащего кислород и «удушливый воздух» − азот.

Нахождение в природе. Наибольшая часть азота содержится в свободном состоянии в атмосфере. Азот – главная составная часть воздуха (75,6 % по весу, 78,09 % по объему).

Только два естественных процесса вызывают пополнение запасов связанного азота – образование NO в плазме грозовых разрядов и деятельность в почве микроорганизмов, способных связывать молекулярный азот.

В связанном состоянии азот встречается в воздухе – при непосредственном синтезе окиси азота в электрических разрядах – в водах рек, морей и океанов, образующийся при разложении органических азотсодержащих соединений. Общее содержание азота в земной коре составляет 0,023 масс. %. Промышленный интерес представляют натриевая (чилийская) селитра NaNO₃ и калиевая (индийская) селитра KNO₃. Селитры имеют биологическое происхождение

Селитра − природные нитраты натрия и калия − была известна в Китае в первые века новой эры, ее использовали для приготовления пороха и проведения фейерверков. Позже она упоминается в трудах европейских алхимиков (латинские названия nitro или sal nitri). Нагревая селитру с железным купоросом – гептогидратом сульфата железа (II) – алхимики получили азотную кислоту, которая длительное время называлась по-латыни aqua fortis (крепкая вода)

 

Чистую азотную кислоту впервые получил немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру купоросным маслом (концентрированной серной кислотой):

Он же обнаружил, что при взаимодействии азотной кислоты с поташом К₂СО₃ образуется чистая калийная селитра. Это открытие имело большое практическое значение, ведь раньше селитру, необходимую для производства пороха, ввозили в Европу из стран Востока, а также выделяли из соляного налета на стенах конюшен или селитряных ям, где она образовывалась под действием микроорганизмов как конечный продукт окисления азотсодержащих органических соединений.

Азот в небольших количествах содержится в каменном угле (1…2,5 %) и нефти (0,02…1,5 %). Очень большое значение имеет азот в жизнедеятельности растительных и животных организмов. В белковых телах содержится до 17 % азота, в организме человека – до 3 %. Азот участвует в сложном процессе круговорота веществ в природе. Значительное количество азота поступает в почву в результате жизнедеятельности азотфиксирующих бактерий, способных переводить свободный азот воздуха в соединения.

Изотопы, атом, молекула. Природный азот состоит из двух стабильных изотопов: ¹⁴N (99,635 %) и ¹⁵N (0,365 %).

Электронная структура атома ₇N 1s²2s²2p³

Молекула азота состоит из двух атомов связанных тройной связью и обладает высокой прочностью, энергия связи N ≡ N составляет 941 кДж/моль. Прочность и неполярность молекулы N₂, близость энтальпии ионизации молекулы (1402 кДж/моль) к энтальпии ионизации аргона объясняют ее химическую инертность по отношению ко многим веществам. Азот проявляет очень слабые восстановительные и окислительные свойства. При комнатной температуре он реагирует только с литием. В случае инициирования реакции нагреванием, электрическим разрядом или ионизирующими излучениями, а также в присутствии катализаторов, азот взаимодействует с сильными окислителями и восстановителями:

N₂ + O₂ = NO (в электрическом разряде);

N₂ + 6Li + 2Li₃N (при комнатной температуре);

N₂ + 2Ti = 2TiN (при t = 1200 ºС);

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ (при 400…500 ºС, катализатор).

Азот используют главным образом для получения аммиака, а также в обычных условиях для создания инертной атмосферы вместо более дорогих благородных газов. Жидкий азот широко используют для создания низких температур ~ − 195 ºС, при обезвреживания взрывчатых устройств и для тушения особых категорий пожаров.

Кислородные соединения азота. Азот один из немногих элементов, образующих большое число оксидов всех возможных степеней окисление − от +1 до +5, и каждый из них отличается своим особым «нравом». Стандартная энергия Гиббса ∆Gºобразования всех оксидов больше нуля, поэтому при обычных условиях непосредственным взаимодействием азота с кислородом оксиды получить нельзя. Однако анализ термодинамических характеристик молекулы NO (∆Hº = 180,6 кДж/моль, ∆Sº = 24 Дж/моль∙К) свидетельствует о том, что реакция протекает с возрастанием энтропии и возможна при высокой температуре, так как с увеличением температуры ∆Gº =∆Hº − T∆Sº может стать меньше нуля. Действительно, взаимодействие азота с кислородом с образованием NO происходит ~3000 ºС.

Оксид азота (I) N₂O − бесцветный с сладковатым запахом газ (t_пл. = −90,9 ºС, t_кип. = −88,6 ºС), имеет растворимость в воде такую же как у СО₂ (0,17 г в 100 мл Н₂О при 20 ºС), но не реагирует с ней. Молекула N₂O изоэлектронна молекуле СО₂ и имеет линейное строение: N⁻ = N⁺ = О или N ≡ N⁺→О⁻. Формально атомы азота в N₂O имеют разные степени окисления и валентности.

Оксид диазота − инертное соединение и при обычной температуре не реагирует даже с галогенами. При нагревании разлагается с выделением кислорода: 2N₂O = 2N₂ + О₂, поэтому при повышенной температуре N₂O − сильный окислитель и поддерживает горение (в его атмосфере загорается тлеющая лучина).

Получают оксид азота(I) при разложении нитрата аммония:

Оксид азота(I) применяют в медицине в качестве анестезирующего средства, а из-за наркотического эффекта его называют «веселящим газом».

Оксид азота (II) NO, как и N₂O не взаимодействует со щелочами и не образует солей. NO представляет собой бесцветный газ (t_пл. = −163,6 ºС, t_кип. = −151,7 ºС), малорастворимый в воде (7,38 мл в 100 мл Н₂О при 0 ºС), в жидком состоянии окрашен в голубой цвет.

Его обычно получают, действуя на медь разбавленной азотной кислотой. На воздухе он легко окисляется до бурого оксида NO₂. При охлаждении молекулы NO₂ димеризуются, и газ конденсируется в желто-коричневую жидкость (t_кип. = 21 ºС), где в равновесии находятся NO₂ ↔ N₂O₄. Димерные молекулы N₂O₄ присутствуют и в газообразном NO₂ вплоть до 140 ºС; при повышении температуры их доля постепенно снижается.

При взаимодействии с водой или щелочью оксид азота (IV) диспропорционирует с образованием солей азотной и азотистой кислот:

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

Оксид азота (III) N₂O₃ − жидкость ярко-синего цвета (t_пл. = −101 ºС, устойчива ниже −40 ºС ), образующаяся при взаимодействии равных объемов NO и NO₂. Соединяясь с водой N₂O₃, дает слабую азотистую кислоту HNO₂, известную лишь в растворах, которые окрашены в голубой цвет. Соли азотистой кислоты − нитриты применяются в производстве органических красителей. Нитриты ядовиты.

Оксид азота (V) N₂O₅ − белое кристаллическое вещество, построенное из ионов NO₂⁺ и NO₃⁻. N₂O₅ − ангидрид азотной кислоты при комнатной температуре разлагается на NO₂ и O₂, быстрое нагревание приводит к взрыву, его редко используют в практике.

Все встречающиеся на практике оксиды азота физиологически активны. Так, N₂O в смеси с кислородом − слабый наркотик; в высоких концентрациях вызывает удушье. Окись азота NO действует на центральную нервную систему, в больших концентрациях переводит оксигемоглобин в метгемоглобин. Двуокись азота NO₂ (N₂O₄) раздражающе действует на легкие, в тяжелых случаях вызывает отек, понижает кровяное давление. Помимо непосредственного действия длительная работа в атмосфере, содержащей эти оксиды, вызывает также и различные хронические заболевания.

Азотная кислота. Безводная азотная кислота HNO₃ − бесцветная летучая жидкость (t_кип. = 83 ºС) с резким запахом; из-за летучести безводную кислоту называют «дымящей».

В лаборатории ее получают по методу Глаубера − действием на селитру концентрированной серной кислотой. При нагревании азотная кислота переходит в пар, который конденсируется в приемнике, охлаждаемым льдом.

Промышленное производство кислоты основано на каталитическом окислении аммиака до оксида азота (II), последующим его окислении кислородом до оксида азота (IV) и взаимодействии его с водой.

Азотная кислота − сильная: в водном растворе она полностью распадается на ионы. На практике обычно пользуются 68,4 %-ным раствором, называемым концентрированной азотной кислотой (t_кип. = 121,9 ºС). С азотной кислотой взаимодействуют практически все металлы, исключение составляют благородные металлы − платина, золото, рутений, осмий и иридий. В отличие от других кислот, в реакциях HNO₃ с металлами водород, как правило, не выделяется. Продуктами восстановления HNO₃ являются оксиды азота в различных степенях окисления, свободный азот или ион аммония − в зависимости от активности металла. Состав этих продуктов определяется концентрацией кислоты, чем она выше, тем в меньшей степени протекает восстановление кислоты. Следовательно, наиболее полного восстановления (до иона аммония) можно добиться, используя очень разбавленную, 1..3 %-ную, азотную кислоту и активный металл.

Некоторые металлы (железо, хром, алюминий) при комнатной температуре с концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют: они пассивируются, так как на их поверхности образуется тонкая защитная пленка соли нерастворимая в кислоте.

В некоторых случаях в ходе реакции выделяется и водород, причем можно подобрать условия, при которых он станет одним из главных продуктов восстановления. Так, например, смесь газов, образующихся при взаимодействии марганца с 12,5 %-ной азотной кислотой, имеет состав, % : Н₂ 86, NO 13, NO₂ 1. Водород выделяется также при взаимодействии азотной кислоты с магнием.

Азотная кислота способна окислять и некоторые неметаллы, например уголь, фосфор, серу:

Основными соединениями азота, в которых он проявляет отрицательные степени окисления, являются:

−3 −2 −1

аммиак (NH₃), гидразин (N₂Н₄), гидроксиламин (NН₂ОН)

Аммиак. Это вещество наделено «ароматом», который, однажды узнав, не забудешь никогда. Стоит только откупорить пузырек с нашатырным спиртом, как волна резкого запаха распространится по комнате. Нашатырный спирт − это водный раствор аммиака NH₃. При нормальных условиях аммиак − бесцветный газ, легко конденсирующийся в жидкость (t_пл. = −78 ºС, t_кип. = −33 ºС), очень хорошо растворимый в вода: при 20 ºС в литре воды может быть растворено 702 л аммиака, а при 0 ºС − 1176 л.

Раствор, содержащий аммиак, имеет щелочную реакцию среды. Часть молекул NH₃, находящихся в растворе в виде гидратов, взаимодействует с молекулами воды: NH₃∙H₂O ↔ NH₄⁺ + OH⁻. При этом в растворе накапливается небольшое количество гидроксид-ионов, которые вызывают появление окраски индикатора. Гидроксид аммония слабый электролит.

С кислотами NH₃ образует соли аммония, содержащие ион NH₄⁺. Это кристаллические вещества, большинство их подобно солям щелочных металлов хорошо растворимо в воде. Многие из них изоморфны этим солям. Вместе с тем обнаруживается своеобразие катиона NH₄⁺, его вытесняет из соединений любой щелочной металл. Соли аммония термически не устойчивы, в растворах подвергаются гидролизу по катиону.

Прочность солей аммония сильно различается. Реакцию NH₃ с кислотами НХ (Х⁻ − анион) можно представить так: NH₃ + Н⁺Х⁻ ↔ [NH₄⁺] Х⁻. Чем сильнее анион Х⁻ удерживает катион Н⁺, тем труднее осуществим прямой процесс и легче − обратный. Поэтому, чем меньше константа диссоциации кислоты, тем менее устойчива ее аммонийная соль. Так соль сильно кислоты HCl − хлорид аммония NH₄Cl вполне стабилен при комнатной температуре, соль слабой угольной кислоты Н₂СО₃ (К₁ = 4,2 ∙ 10⁻⁷) в этих условиях заметно разлагается. Аммонийные соли летучих кислот при нагревании разлагаются, выделяя газообразные продукты, которые при охлаждении вновь дают соль: NH₄Cl ↔ NH₃ + HCl. Если соль образована нелетучей кислотой, то нагреванием можно удалить NH₃ и в остатке будет кислота:

NH₄Н₂РО₄ → Н₃РО₄ + NH₃

Если анион соли аммония содержит атом-окислитель, то при ее нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления:

(NH₄)₂Cr₂ O₇ = N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

Аммиак − сильный восстановитель. В кислороде он горит, окисляясь до свободного азота: 4NH₃ + 3О₂ = 2N₂ + 6H₂O, а на платиновом катализаторе

превращается в NO: 4NH₃ + 5О₂ = 4NO + 6H₂O.

В водном растворе аммиак легко восстанавливает бром до бромид-иона:

8NH₃ + 3Br₂ = 6NH₄Br + N₂.

При взаимодействии сухого аммиака с хлором, бромом или йодом образуются неустойчивые галогениды азота NCl₃, NBr₃ и NI₃ ∙ nNH₃. Черный порошок аддукта иодида азота взрывается от малейшего прикосновения.

В больших концентрациях (начиная с 50 мл/м³ аммиак ядовит). Если брызги нашатырного спирта попадут в глаза, необходимо немедленно промыть глаза большим количеством воды.

Аналог NH₃, в котором один атом водорода замещен группой ОН, − гидроксиламин NH₂ОН можно получить пропусканием смеси NO и Н₂ через суспензию Pt (катализатор) в разбавленной хлороводородной кислоте:

2NO + 3Н₂ =2NH₂ОН

Гидроксиламин − кристаллическое вещество t_пл. 33 ºС, ядовит. Атом азота в молекуле гидроксиламина имеет степень окисления −1, поэтому проявляет свойства восстановителя и окислителя. При действии на него окислителя выделяется N₂ или N₂O:

2NH₂ОН + I₂ + 2KOH = N₂ +2KI + 4H₂O.

При действии восстановителя он восстанавливается до NH₃:

NH₂ОН + H₂S = NH₃ + S + H₂O.

Подобно NH₃ гидроксиламин реагирует с кислотами, образуя соли гидроксиламиния: NH₂ОН + HCl = [NH₃OH]Cl. Иногда формулу гидроксиламиния записывают как NH₂ОН ∙ HCl и называют это вещество гидрохлоридом гидроксиламина.

Кроме NH₃, известны другие водородные соединения азота, наиболее изученными из них являются гидразин (диамид Н₂NNН₂) N₂H₄ и азидоводород HN₃.

В промышленности гидразин получают окислением аммиака в водном растворе гипохлоритом натрия (метод Рашига) и окислением карбамида:

 

Гидразин − бесцветная жидкость (t_пл. = 2 ºС, t_кип. = 114 ºС), с запахом, напоминающим запах аммиака, взрывается при нагревании в присутствии кислорода.

Гидразин − одно из наиболее химически активных веществ. Замещением атомов водорода в молекуле гидразина органическими радикалами получаются его многочисленные органические производные. С кислотами гидразин образует два ряда солей, например N₂H₄ ∙ HCl (t_пл. = 92 ºС) и N₂H₄ ∙ 2HCl (t_пл. = 92 ºС). Соли гидразина бесцветны, почти все хорошо растворимы в воде, большинство из них плавится с разложением, соли кислот-окислителей взрывоопасны. Применяют гидразин в органическом синтезе, в производстве пластмасс, резины, инсектицидов, взрывчатых веществ, как аналитический реактив и в качестве компонента реактивного топлива.

Гидразин и все его производные сильно ядовиты.

Азидоводород HN₃получают действием фосфорной кислоты на азид

натрия: 3NaN₃ + H₃PO₄ = 3HN₃ + Na₃PO₄

Азидоводород − бесцветная жидкость (t_пл. = −80 ºС, t_кип. = 35,7 ºС) с резким запахом, ядовит и взрывоопасен. Разбавленные водные растворы не взрывчаты, в них HN₃ медленно разлагается: HN₃ + Н₂О = N₂ + NH₂OH.

В водном растворе HN₃ − слабая кислота (К = 10⁻⁵). Водный раствор HN₃ называют азидоводородной кислотой (азотистоводородной кислотой). Соли этой кислоты − азиды− обычно сильно взрывчаты, не взрывчаты только азиды щелочных металлов, за исключением LiN₃. Азиды тяжелых металлов не растворимы в воде, применяются в качестве инициирующего взрывчатого вещества.

Нитриды − соединения азота с электроположительными элементами, главным образом с металлами. Нитриды могут быть получены взаимодействием металлов с азотом или аммиаком. По типу химической связи между атомами элемента и азота нитриды подразделяются на три группы: ионные (или солеобразные), ковалентные и металлоподобные.

К первой группе относятся нитриды сильно электроположительных металлов I и II групп Периодической системы элементов, атомы которых имеют внешние s-электроны (щелочных, щелочноземельных, металлов подгрупп меди и цинка). Литий медленно реагирует с азотом уже при комнатной температуре с образованием нитрида лития Li₃N; реакция резко усиливается при 250 ºС. Нитрид лития плавится при 845 ºС и является очень реакционноспособным соединением. Нитриды других щелочных металлов малоустойчивы, при температурах порядка 300…350 ºС разлагаются на элементы, а под действием воды разлагаются с образованием аммиака:

Na₃N + 3H₂O = 3NaOH + NH₃.

Ковалентные нитриды образуются при соединении с азотом металлов и неметаллов, атомы которых имеют внешние p-электроны (B, Al, Si, Ga, Ge). Ионные и ковалентные нитриды имеют формулы, отвечающие обычным ковалентностям элементов (Li₃N, Ca₃N₂, GaN, AlN, Si₃N₄), и могут рассматриваться как производные аммиака, в котором атомы водорода замещены атомами металла. Ковалентные нитриды являются либо диэлектриками, либо полупроводниками; особенно высокими изоляционными свойствами обладают нитриды алюминия, бора, кремния. Нитрид бора известен в двух кристаллических модификациях. При взаимодействии бора с азотом при 900 ºС образуется гексагональный нитрид BN со структурой типа графита в виде белого порошка, инертного и термостойкого (t_разл. ~ 3000 ºС). В условиях высоких давлений и температур (6,0…8,5 ГПа, 1500…1800 °С) гексагональный нитрид бора переходит в кубическую алмазоподобную модификацию, ее техническое название – эльбор, кубонит, боразон. Боразон – бесцветное неэлектропроводящее кристаллическое вещество, обладает сверхвысокой твердостью. По твердости оно лишь немного уступает алмазу, лучше, чем алмаз, противостоит действию ударных нагрузок – он не столь хрупок. Значительно превосходит алмаз по термостойкости, выдерживает нагревание на воздухе до 2000 °С (алмаз сгорает при 800 °С).

Металлоподобные нитриды, являющиеся фазами со структурой внедрения, образуются металлами переходных групп, атомы которых имеют недостроенные внутренние d-или f-электронные оболочки. Они имеют более сложные составы, не отвечающие обычным валентностям, причем металлы образуют в ряде случаев по нескольку нитридов (TiN, Ta₂N, TaN, Cr₂N, CrN, Mn₃N₂).

Нитриды переходных металлов представляют собой, как правило, весьма тугоплавкие вещества, обладающие высокой твердостью, металлическими электро- и теплопроводностью, химической стойкостью, жаростойкостью и жаропрочностью. Азотированием металлов (т.е. действие азота или аммиака на компактные металлы при нагревании) получаются нитридные покрытия, обладающие высокой твердостью, износостойкостью, коррозионной устойчивостью, что широко используется в машиностроении для поверхностного упрочнения деталей машин и механизмов.

 

Литература

1. Карапетьянц М.Х. Общая и неорганическая химия. / М.Х. Карапетьянц, С.И. Дракин − М.: Химия, 1993. − 592 с.

2. Краткая химическая энциклопедия: В пяти томах, т. 1 − М.: Сов. энцикл., 1961. С. 66 − 80.

3. Энциклопедия для детей. Том 17 Химия. − М.: Мир энциклопедий Аванта⁺, Астрель, 2008. С. 225 − 230.

 

1. Сергеева Галина Сидоровна

2. Забайкальский государственный университет, доцент кафедры

химии

3. 15 августа 1939 г.

4. Домашний адрес: 672039, Чита, ул. Богдана Хмельницкого,

№ 24/3, к. 504,

5. Телефон домашний (3022) 41-74-02 (8 9143689360),

рабочий (3022) 41-71-22

6. Электронный адрес: gal39@megalink.ru

 

1. Sergeeva Galina Sidorovna

2. The Chita state university, lecturer of chemistry department

3. 15 August 1939

4. Home address: 672039, Chita, Bogdan Hmelnitskiy Street, № 24/3, r. 504, telephone number: (3022) 41-74-02, mobile telephone: 8 9143689360

5. Passport information: 76 00 № 421393. Give: Department of Internal Cases of Ingodinskiy district, Chita, 4 January 2002

6. Number of insurance certificate of pensionable insurance

N~ 042 – 345 – 080 – 19

7. Identification number of the tax bearer: 7 5 3 4 0 2 1 2 5 7 4 3

E – mail: gal39@megalink.ru

 

 

Аннотация

Многоликий азот

Г.С. Сергеева

Ключевые слова: азот, неорганические соединения, свойства, оксиды, азотная кислота, нитраты, азотистая кислота, аммиак, нитриды, гидразин, азидоводород

 

Азот – главная составная часть воздуха, где он соседствует с очень активным кислородом, не взаимодействуя с ним. В связанном состоянии азот встречается в воздухе, а именно при непосредственном синтезе окиси азота в электрических разрядах, в водах рек, морей и океанов, образующийся при разложении органических азотсодержащих соединений. Общее содержание азота в земной коре составляет 0,023 масс. %.

Химия азота и его соединений очень разнообразна и большое значение они имеют в жизни планеты и всего живого на Земле.

Азот один из немногих элементов, образующих большое число оксидов всех возможных степеней окисление − от +1 до +5, и каждый из них отличается своим особым «нравом». Азот образует и ряд соединений с водородом, многие из которых обладают полезными свойствами.

 

Annotation

The many faces of nitrogen

Sergeeva G.

Key words: nitrogen, inorganic compounds, properties, oxides, hydrogen nitrate, nitrates, nitrous acid, ammonia, nitrides, hydrazine, azide hydrogen.

 

Nitrogen is a main component of air, where it adjoins with very active oxygen without any interactions. Existing in the bound state nitrogen occurs in air, namely when there is an immediate synthesis of nitrogen oxide in electric discharge, in waters of rivers, seas and oceans, where it is generated during decomposition of organic nitrogen-based compounds. Total nitrogen in the earth’s crust is 0,023 wt %.

The chemistry of nitrogen and its compounds is vary widely, they play a great role in the planet life and lives of all organisms on the Earth.

Nitrogen is one of those limited elements, which generate a sort of oxides with every rate of oxidation from +1 to +5, and all of them have its own “temper”. Also nitrogen generates series of compounds with hydrogen, and many of them have useful properties.

 

 

Многие взрывчатые вещества (ВВ) являются производными азотсодержащих соединений. Взрывчатые вещества − это химические соединения или смеси веществ, способные к быстрому самораспространяющемуся превращению, с выделением большого количества тепла и образованием газообразных продуктов. Быстрое образование газов, нагретых до высокой температуры за счет теплоты реакции, приводит к сильному повышению давления. При последующем расширении сжатых газообразных продуктов реакции их внутренняя энергия переходит в механическую работу раскалывания, дробления и отброса элементов окружающей среды − происходит взрыв.

По условиям перехода горения в детонацию ВВ делят на три класса: инициирующие − первичные ВВ, бризантные − вторичные ВВ и метательные − пороха. Инициирующие ВВ горят в десятки и сотни раз быстрее других, их горение неустойчиво и быстро переходит в детонацию уже при атмосферном давлении; горение метательных ВВ не переходит в детонацию даже при давлении в тысячи атмосфер; бризантные ВВ занимают промежуточное положение. Различия в условиях перехода горения в детонацию определяют и области применения ВВ трех указанных классов. Инициирующие ВВ используют для возбуждения взрывчатого превращения других веществ.

По составу ВВ подразделяют на две большие группы: индивидуальные соединения и смеси. Важнейшими представителями первой группы являются, нитросоединения, среди которых наибольшее значение имеют полинтросоединения ароматического ряда и их производные, например тринитротолуол (1 − тротил), тринитрофенол (пикриновая кислота) (2), динитронафталин (3).

 

Пикрат аммония применяется как компонент взрывчатых веществ и порохов.

Эфиры азотной кислоты многоатомных спиртов и углеводов, например, пентаэритриттетранитрат (тэн), глицеринтринитрат, или нитроглицерин (динамиты), диэтиленгликольдинитрат, нитроцеллюлоза

Аммониты (А) − взрывчатые смеси азотнокислого аммония с твердыми горючими и взрывчатыми веществами. По составу А, называемые также аммиачно-селитренными ВВ, делят на следующие классы: 1) собственно аммониты − смеси, содержащие в качестве одного из компонентов взрывчатые нитросоединения (напр., аматолы − бинарные смеси азотнокислого аммония и тринитротолуола); 2) − аммоналы − смеси, содержащие металлический алюминий в виде порошка или пудры; динаммоны − смеси аммониевой селитры с невзрывчатыми горючими веществами (напр., торф, древесная мука); порошкообразные нитроглицериновые ВВ − смеси азотнокислого аммония с горючими и ВВ, содержащие до 8 % жидкого или слабо желатинированного нитроглицерина либо других жидких эфиров азотной кислоты. Все А являются вторичными (бризантными) ВВ. По сравнению с другими ВВ аммониты малочувствительны к механическим воздействиям (удар, трение), обладают высокой химической стойкостью и поэтому относительно безопасны в производстве, хранении и обращении. Общими недостатками А являются: гигроскопичность, низкая водоустойчивость, способность к слеживанию.