Как пишется молекула азота

Общая характеристика элементов главной подгруппы V группы
(подгруппы азота)

Таблица. Электронное строение и физические свойства

В ряду  – N – P – As – Sb – Bi увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных электронов к ядру, ослабляются неметаллические свойства, возрастают металлические свойства, ЭО уменьшается.

N, P — типичные неметаллы

As, Sb — проявляют неметаллические и металлические свойства

Bi — типичный металл

P, As и Bi существуют в твердом состоянии в нескольких модификациях.

Химические свойства

1. Основной характер оксидов R₂O₅ увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкового номера.
2. Гидроксиды всех элементов в пятивалентном состоянии имеют кислотный характер.
3. Основной характер гидроксидов R(OH)₃ увеличивается, а кислотный – ослабевает с увеличением порядкого номера.

• As, Sb, и Bi плохо растворимы в воде.
• Восстановительные свойства водородных соединений RH₃ усиливаются, а устойчивость уменьшается с увеличением порядкого номера.

АЗОТ

N

:NºN:

Открыт Д.Резерфордом в 1772 г. Основной компонент воздуха (78% по объему, 75,6% по массе).

В молекуле имеются одна s- и две p- связи.

Физические свойства

Газ, без цвета, запаха и вкуса; плохо растворим в воде (в 100V H₂O растворяется 1,54V N₂ при t°=20°С и p = 1 атм); t°кип.=-196°C; t°пл.=-210°C.

Получение

1. Промышленный способ. Перегонка жидкого воздуха.
2. Лабораторный способ. Разложение нитрита аммония:

NH₄NO₂  –^t°>  N₂ + 2H₂O

Химические свойства

Молекула азота (:NºN:)

Очень устойчива (три ковалентные связи), поэтому обладает низкой реакционной способностью.

Восстановитель N₂⁰ — 2N⁺²

Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С)

N₂⁰ + O₂ = 2N⁺²O

(в природе — во время грозы)

Окислитель N₂⁰ — 2N^-3

1. c водородом (500°С, kat, p)

N₂⁰ + 3H₂ = 2N^-3H_З

• с активными металлами (с щелочными и щел.зем. металлами)

6Li + N₂⁰ = 2Li_ЗN^-3

3Mg + N₂⁰  =  Mg_ЗN₂^-3

ПОДГРУППА АЗОТА

АММИАК

NH₃

Строение

Молекула полярная, имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине, ÐHNH = 107,3°. Атом азота находится в sp³— гибридном состоянии; из четырех гибридных орбиталей азота три участвуют в образовании одинарных связей N–H, а четвертая связь занята неподеленной электронной парой.

Физические свойства

NH₃ — бесцветный газ, запах резкий, удушливый, ядовит, легче воздуха.

r по воздуху = MNH₃ / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

t° кип.= -33,4°C; t°пл.= -78°C.

Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями

Благодаря водородным связям, аммиак имеет сравнительно высокие t°кип. и t°пл., а также высокую теплоту испарения, он легко сжимается.

Хорошо растворим в воде: в 1V Н₂O растворяется 750V NH₃ (при t°=20°C и p=1 атм).

В хорошей растворимости аммиака можно убедиться на следующем опыте. Сухую колбу наполняют аммиаком и закрывают пробкой, в которую вставлена трубка с оттянутым концом. Конец трубки опускают в воду и колбу немного подогревают. Объем газа увеличивается, и немного аммиака выйдет из трубки. Затем нагревание прекращают и, вследствие сжатия газа некоторое количество воды войдет через трубку в колбу. В первых же каплях воды аммиак растворится, в колбе создастся вакуум и вода, под влиянием атмосферного давления будет подниматься в колбу, — начнет «бить фонтан».

Получение

1. Промышленный способ

N₂ + 3H₂ = 2NH₃

(p=1000 атм; t°= 500°C; kat = Fe + алюмосиликаты; принцип циркуляции).

• Лабораторный способ. Нагревание солей аммония со щелочами.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ =  CaCl₂ + 2NH₃­ + 2Н₂O

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH  =  K₂SO₄ + 2NH₃­ + 2Н₂O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Химические свойства

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

1. Аммиак — основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус – синий; фенолфталеин – малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH₃ + Н₂O = NH₄OH = NH₄⁺ + OH^—

• Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH₃ + HCl = NH₄Cl

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

NH₃ + H₂O + CO₂ = NH₄HCO₃

Аммиак — восстановитель (окисляется до N₂⁺¹O или N⁺²O)

1. Разложение при нагревании

2N^-3H₃  =  N₂⁰ + 3H₂

• Горение в кислороде

1. без катализатора

4N^-3H₃ + 3O₂ = 2N₂⁰ + 6Н₂O

• каталитическое окисление ( kat = Pt )

4N^-3H₃ + 5O₂ = 4N⁺²O + 6Н₂O

• Восстановление оксидов некоторых металлов

3Cu⁺²O + 2N^-3H₃ = 3Cu⁰ + N₂⁰ + 3Н₂O

ПОДГРУППА АЗОТА

СОЛИ АММОНИЯ

Соли аммония – сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH₄⁺, связанные с кислотным остатком.

Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Получение

Аммиак (или гидроксид аммония) + кислота.

NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃(нитрат аммония)

2NH₄OH + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄(cульфат аммония) + 2Н₂O

Химические свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl^—

• Разложение при нагревании.

1. если кислота летучая

NH₄Cl  =  NH₃­ + HCl­

NH₄HCO₃ = NH₃­ + Н₂O­ + CO₂­

• если анион проявляет окислительные свойства

NH₄NO₃  =  N₂O­ + 2Н₂O­

(NH₄)₂Cr₂O₇  =  N₂­ + Cr₂O₃ + 4Н₂O­

• С кислотами и солями (реакция обмена)

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl = 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂­

2NH₄⁺+ CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^— = 2NH₄⁺ + 2Cl^— + Н₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ = Н₂O + CO₂­

(NH₄)₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄¯ + 2NH₄NO₃

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^— = BaSO₄¯ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^—

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄¯

• Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH₄Cl + Н₂O = NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Н₂O = NH₄OH + H⁺

• При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на NH₄⁺)

NH₄Cl + NaOH  =  NaCl + NH₃­ + Н₂O

ПОДГРУППА АЗОТА

ОКСИДЫ АЗОТА

N₂⁺¹O

ОКСИД АЗОТА (I)
ЗАКИСЬ АЗОТА, «ВЕСЕЛЯЩИЙ ГАЗ»

N⁺²O

ОКСИД АЗОТА (II)
ОКИСЬ АЗОТА

N₂⁺³O₃

ОКСИД АЗОТА (III)
АЗОТИСТЫЙ АНГИДРИД

N⁺⁴O₂

ОКСИД АЗОТА (IV)
ДВУОКИСЬ АЗОТА, ДИОКСИД АЗОТА

N₂⁺⁵O₅

ОКСИД АЗОТА (V)
АЗОТНЫЙ АНГИДРИД

Оксид азота (I)

N₂⁺¹O  закись азота, «веселящий газ»

Физические свойства

Газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, t°пл.= -91°C, t°кип.= -88,5°С. Анестезирующее средство.

Получение

NH₄NO₃  –^t°®  N₂O + 2Н₂O

Химические свойства

1. Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

2N₂⁺¹O  =  2N₂⁰ + O₂⁰

поэтому он поддерживает горение и является окислителем

• С водородом:

N₂⁺¹O + H₂ = N₂⁰ + Н₂O

• Несолеобразующий

Оксид азота (II)

N⁺²O окись азота

Газ, бесцветный, плохо растворим в воде, t°пл.= -164°C, t°кип.= -152°С

Получение

1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ)

4NH₃ +5O₂ = 4NO + 6H₂O

3Cu + 8HNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO­ + 4H₂O

N₂ + O₂ = 2NO (в природе, во время грозы)

Химические свойства

1. Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O₂ = 2NO₂

2NO + Cl₂ = 2NOCl(хлористый нитрозил)

• Окислитель

2N⁺²O + 2S⁺⁴O₂ = 2S⁺⁶O₃ + N₂⁰

• Несолеобразующий

Оксид азота (III)

N₂⁺³O₃ азистный ангидрид

Физические свойства

Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO₂. N₂O₃ соответствует азотистой кислоте (HNO₂), которая существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

NO₂ + NO = N₂O₃

Химические свойства

Все свойства кислотных оксидов.

N₂O₃ + 2NaOH = 2NaNO₂(нитрит натрия) + H₂O

Оксид азота (IV)

N⁺⁴O₂ двуокись азота, диоксид азота

Физические свойства

Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t°пл.= -11,2°C, t°кип.= 21°С.

Получение

2NO + O₂ = 2NO₂

Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

Химические свойства

1. Кислотный оксид

с водой

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃

со щелочами

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

• Окислитель

N⁺⁴O₂ + S⁺⁴O₂ = S⁺⁶O₃ + N⁺²O

• Димеризация

2NO₂(бурый газ) = N₂O₄(бесцветная жидкость)

Оксид азота (V)

N₂⁺⁵O₅ азотный ангидрид

Физические свойства

Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое.

Получение

2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂

2HNO₃ +P₂O₅ = 2HPO₃ + N₂O₅

Химические свойства

1. Кислотный оксид

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

• Сильный окислитель

• Легко разлагается (при нагревании — со взрывом):

2N₂O₅ ® 4NO₂ + O₂

ПОДГРУППА АЗОТА

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

HNO₂ Азотистая кислота

H–O–N=O

Физические свойства

Существует только в разбавленных водных растворах.

Получение

AgNO₂ + HCl = HNO₂ + AgCl¯

Химические свойства

1. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы:

HNO₂ + NaOH = NaNO₂ + H₂O

• Разлагается при нагревании:

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO­ + H₂O

• Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями)

2KNO₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = 2K₂SO₄ + I₂ + 2NO + 2H₂O

2I^— + 2NO₂^— + 4H⁺ = I₂⁰ + 2NO + 2H₂O

• Сильный восстановитель:

HNO₂ + Cl₂ + H₂O = HNO₃ + 2HCl

ПОДГРУППА АЗОТА

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

HNO₃ Азотная кислота

Физические свойства

Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t°пл.= -41°C; t°кип.= 82,6°С, r = 1,52 г/см³

Получение

1. Лабораторный способ

KNO₃ + H₂SO₄(конц)  =  KHSO₄ + HNO₃­

• Промышленный способ. Осуществляется в три этапа:

1. Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO

4NH₃ + 5O₂  =  4NO + 6H₂O

• Окисление кислородом воздуха NO до NO₂

2NO + O₂ = 2NO₂

• Поглощение NO₂ водой в присутствии избытка кислорода

4NO₂ + О₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Химические свойства

Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело:

HNO₃ = H⁺ + NO₃^—

Реагирует:

с основными оксидами

CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

CuO + 2H⁺ + 2NO₃^— = Cu²⁺ + 2NO₃^— + H₂O

или CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H₂O

с основаниями

HNO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

H⁺ + NO₃^— + Na⁺ + OH^— = Na⁺ + NO₃^— + H₂O

или H⁺ + OH^— = H₂O

вытесняет слабые кислоты из их солей

2HNO₃ + Na₂CO₃ = 2NaNO₃ + H₂O + CO₂­

2H⁺ + 2NO₃^— + 2Na⁺ + СO₃^2- = 2Na⁺ + 2NO₃^— + H₂O + CO₂­

2H⁺ + СO₃^2- = H₂O + CO₂­

Специфические свойства азотной кислоты

Сильный окислитель

1. Разлагается на свету и при нагревании

4HNO₃  =  2H₂O + 4NO₂­ + O₂­

• Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук — «ксантопротеиновая реакция»)

• При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород

металл + HNO₃ = соль азотной кислоты + вода + газ

• С неметаллами:

Азотная кислота превращается в NO (или в NO₂); неметаллы окисляются до соответствующих кислот:

S⁰ + 6HNO₃(конц) = H₂S⁺⁶O₄ + 6NO₂ + 2H₂O

B⁰ + 3HNO₃ = H₃B⁺³O₃ + 3NO₂

3P⁰ + 5HNO₃ + 2H₂O = 5NO + 3H₃P⁺⁵O₄

ПОДГРУППА АЗОТА

РАЗЛОЖЕНИЕ НИТРАТОВ

Реакции разложения нитратов при нагревании

1. Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

2NaNO₃  =  2NaNO₂ + O₂­

• Нитраты менее активных металлов (от щелочноземельных до меди) разлагаются до оксидов:

2Mg(NO₃)₂  =  2MgO + 4NO₂­ + O₂­

2Cu(NO₃)₂  =  2CuO + 4NO₂­ + O₂­

• Нитраты наименее активных металлов разлагаются до металлов:

Hg(NO₃)₂  =  Hg + 2NO₂­ + O₂­

2AgNO₃  =  2Ag + 2NO₂­ + O₂­

• Нитрат аммония разлагаются до N₂O

NH₄NO₃  =  N₂O­ + 2H₂O­

Азот, свойства атома, химические и физические свойства.

N 7  Азот

14,00643-14,00728*     1s² 2s² 2p³

Азот — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 7. Расположен в 15-й группе (по старой классификации — главной подгруппе пятой группы), втором периоде периодической системы.

Атом и молекула азота. Формула азота. Строение азота

Изотопы и модификации азота

Свойства азота (таблица): температура, плотность, давление и пр.

Физические свойства азота

Химические свойства азота. Взаимодействие азота. Реакции с азотом

Получение азота

Применение азота

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Атом и молекула азота. Формула азота. Строение азота:

Азот (фр. azote, по наиболее распространённой версии, от др.-греч. ἄζωτος – «безжизненный») – химический элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с обозначением N и атомным номером 7. Расположен в 15-й группе (по старой классификации — главной подгруппе пятой группы), втором периоде периодической системы.

Азот самый лёгкий элемент периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева из группы пниктогенов.

Азот – химически весьма инертный неметалл.

Азот обозначается символом N.

Как простое вещество азот (химическая формула N₂) при нормальных условиях представляет собой двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха. В жидком состоянии азот – бесцветная, подвижная, как вода, жидкость, а в твёрдом – представляет собой белоснежные кристаллы или снегоподобную массу.

Молекула азота двухатомна.

Химическая формула азота N₂.

Электронная конфигурация атома азота 1s² 2s² 2p³. Потенциал ионизации (первый электрон) атома азота равен 1402,33 кДж/моль (14,53413(4) эВ).

Строение атома азота. Атом азота состоит из положительно заряженного ядра (+7), вокруг которого по атомным оболочкам движутся семь электронов. При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 5 электронов – на внешнем. Поскольку азот расположен во втором периоде, оболочки всего две. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Два спаренных электрона находится на 1s-орбитали, вторая пара электронов – на 2s-орбитали. На 2р-орбитали находятся три неспаренных  электрона. В свою очередь ядро атома азота состоит из семи протонов и семи нейтронов. Азот относится к элементам p-семейства.

Радиус атома азота (вычисленный) составляет 56 пм.

Атомная масса атома азота составляет 14,00643-14,00728 а. е. м.

Азот – один из самых распространённых элементов на Земле. Азот – основной компонент воздуха. Он занимает 78, 084 % его объёма и 75,5 % по массе.

Молекула азота крайне прочна. Атомы азота связаны прочными  тройными связями. Даже при высокой температуре молекула азота N₂ слабо диссоциирует на атомарный азот. При 3000 °C на атомарный азот диссоциирует 0,1 % молекулярного азота, при 5000 °C – несколько процентов. Переход в атомарное состояние вызывается также полем высокочастотного электрического разряда при сильном разрежении газообразного азота или под действием солнечного излучения в высоких слоях атмосферы.

Атомарный азот намного активнее молекулярного.

Изотопы и модификации азота:

Свойства азота (таблица): температура, плотность, давление и пр.:

Подробные сведения на сайте ChemicalStudy.ru

100	Общие сведения
101	Название	Азот
102	Прежнее название
103	Латинское название	Nitrogenium
104	Английское название	Nitrogen
105	Символ	N
106	Атомный номер (номер в таблице)	7
107	Тип	Неметалл
108	Группа	Пниктоген
109	Открыт	Даниэль Резерфорд, Великобритания, 1772 г.
110	Год открытия	1772 г.
111	Внешний вид и пр.	Газ без цвета, запаха и вкуса
112	Происхождение	Природный материал
113	Модификации
114	Аллотропные модификации	4 аллотропные модификации: – α-азот с простой кубической кристаллической решёткой, – β-азот с гексагональной плотноупакованной кристаллической решёткой, – γ-азот, – «чёрный» азот
115	Температура и иные условия перехода аллотропных модификаций друг в друга
116	Конденсат Бозе-Эйнштейна
117	Двумерные материалы
118	Содержание в атмосфере и воздухе (по массе)	75,5 %
119	Содержание в земной коре (по массе)	0,002 %
120	Содержание в морях и океанах (по массе)	0,00005 %
121	Содержание во Вселенной и космосе (по массе)	0,1 %
122	Содержание в Солнце (по массе)	0,1 %
123	Содержание в метеоритах (по массе)	0,14 %
124	Содержание в организме человека (по массе)	2,6 %
200	Свойства атома
201	Атомная масса (молярная масса)*	14,00643-14,00728 а. е. м. (г/моль)
202	Электронная конфигурация	1s2 2s2 2p3
203	Электронная оболочка	K2 L5 M0 N0 O0 P0 Q0 R0
204	Радиус атома (вычисленный)	56 пм
205	Эмпирический радиус атома*	65 пм
206	Ковалентный радиус*	71 пм
207	Радиус иона (кристаллический)	N3- 132 (4) пм, N3+ 30 (6) пм, N5+ 27 (6) пм (в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)
208	Радиус Ван-дер-Ваальса	155 пм
209	Электроны, Протоны, Нейтроны	7 электронов, 7 протонов, 7 нейтронов
210	Семейство (блок)	элемент p-семейства
211	Период в периодической таблице	2
212	Группа в периодической таблице	15-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 5-ой группы)
213	Эмиссионный спектр излучения
300	Химические свойства
301	Степени окисления	-3 , -2, -1, 0, +1, +2, +3 , +4, +5
302	Валентность	I, II, III, IV
303	Электроотрицательность	3,04 (шкала Полинга)
304	Энергия ионизации (первый электрон)	1402,33 кДж/моль (14,53413(4) эВ)
305	Электродный потенциал	3N2 + 2e– → 2N3–, Eo = -3,4 В
306	Энергия сродства атома к электрону	-6,8 кДж/моль (-0,07 эВ)
400	Физические свойства
401	Плотность*	1,2506·10-3  г/см3 (при 0 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – газ), 0,808 г/см3 (при  -196 °C/-195,8 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – жидкость), 0,8792 г/см3 (при температуре плавления -210 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – твердое тело)
402	Температура плавления*	-210 °C (63,15 K, -346 °F)
403	Температура кипения*	-195,795 °C (77,355 K, -320,431 °F)
404	Температура сублимации
405	Температура разложения
406	Температура самовоспламенения смеси газа с воздухом
407	Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔHпл)*	0,72 кДж/моль
408	Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔHкип)*	5,56 кДж/моль
409	Удельная теплоемкость при постоянном давлении	1,040 Дж/г·K (при 25 °C)
410	Молярная теплоёмкость*	29,124 Дж/(K·моль)
411	Молярный объём	11,196 см³/моль
412	Теплопроводность	0,02583 Вт/(м·К) (при стандартных условиях), 0,026 Вт/(м·К) (при 300 K)
500	Кристаллическая решётка
511	Кристаллическая решётка #1	α-азот
512	Структура решётки	Простая кубическая
513	Параметры решётки	5,661 Å
514	Отношение c/a
515	Температура Дебая
516	Название пространственной группы симметрии	Pa3 или P213
517	Номер пространственной группы симметрии
521	Кристаллическая решётка #2	β-азот
522	Структура решётки	Гексагональная плотноупакованная
523	Параметры решётки	a = 3,93 Å, c = 6,50 Å
524	Отношение c/a	1,653
525	Температура Дебая
526	Название пространственной группы симметрии	P63/mmc
527	Номер пространственной группы симметрии	194
900	Дополнительные сведения
901	Номер CAS	7727-37-9

Примечание:

201* Указан диапазон значений атомной массы в связи с различной распространённостью изотопов данного элемента в природе.

205* Эмпирический радиус атома азота согласно [3] составляет 92 пм.

206* Ковалентный радиус азота согласно [1] и [3] составляет 71±1 пм и 75 пм соответственно.

401* Плотность азота согласно [3] составляет  1,251·10^-3  г/см³ (при 0 °C и иных стандартных условиях, состояние вещества – газ).

402* Температура плавления азота согласно [3] составляет -209,86 °C (63,29 K, -345,75 °F).

403* Температура кипения азота согласно [3] и [4] составляет -195,75 °C (77,4 K, -320,35 °F) и -196 °C (77,15 K, -320,8 °F) соответственно.

407* Удельная теплота плавления (энтальпия плавления ΔH_пл) азота согласно [4] составляет 0,721 кДж/моль.

408* Удельная теплота испарения (энтальпия кипения ΔH_кип) азота согласно [3] и [4]  составляет 5,57 кДж/моль и 5,59 кДж/моль соответственно.

410* Молярная теплоемкость азота согласно [3] составляет 29,125 Дж/(K·моль).

Физические свойства азота:

Химические свойства азота. Взаимодействие азота. Реакции с азотом:

Получение азота:

Применение азота:

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

1. 1. Водород
2. 2. Гелий
3. 3. Литий
4. 4. Бериллий
5. 5. Бор
6. 6. Углерод
7. 7. Азот
8. 8. Кислород
9. 9. Фтор
10. 10. Неон
11. 11. Натрий
12. 12. Магний
13. 13. Алюминий
14. 14. Кремний
15. 15. Фосфор
16. 16. Сера
17. 17. Хлор
18. 18. Аргон
19. 19. Калий
20. 20. Кальций
21. 21. Скандий
22. 22. Титан
23. 23. Ванадий
24. 24. Хром
25. 25. Марганец
26. 26. Железо
27. 27. Кобальт
28. 28. Никель
29. 29. Медь
30. 30. Цинк
31. 31. Галлий
32. 32. Германий
33. 33. Мышьяк
34. 34. Селен
35. 35. Бром
36. 36. Криптон
37. 37. Рубидий
38. 38. Стронций
39. 39. Иттрий
40. 40. Цирконий
41. 41. Ниобий
42. 42. Молибден
43. 43. Технеций
44. 44. Рутений
45. 45. Родий
46. 46. Палладий
47. 47. Серебро
48. 48. Кадмий
49. 49. Индий
50. 50. Олово
51. 51. Сурьма
52. 52. Теллур
53. 53. Йод
54. 54. Ксенон
55. 55. Цезий
56. 56. Барий
57. 57. Лантан
58. 58. Церий
59. 59. Празеодим
60. 60. Неодим
61. 61. Прометий
62. 62. Самарий
63. 63. Европий
64. 64. Гадолиний
65. 65. Тербий
66. 66. Диспрозий
67. 67. Гольмий
68. 68. Эрбий
69. 69. Тулий
70. 70. Иттербий
71. 71. Лютеций
72. 72. Гафний
73. 73. Тантал
74. 74. Вольфрам
75. 75. Рений
76. 76. Осмий
77. 77. Иридий
78. 78. Платина
79. 79. Золото
80. 80. Ртуть
81. 81. Таллий
82. 82. Свинец
83. 83. Висмут
84. 84. Полоний
85. 85. Астат
86. 86. Радон
87. 87. Франций
88. 88. Радий
89. 89. Актиний
90. 90. Торий
91. 91. Протактиний
92. 92. Уран
93. 93. Нептуний
94. 94. Плутоний
95. 95. Америций
96. 96. Кюрий
97. 97. Берклий
98. 98. Калифорний
99. 99. Эйнштейний
100. 100. Фермий
101. 101. Менделеевий
102. 102. Нобелий
103. 103. Лоуренсий
104. 104. Резерфордий
105. 105. Дубний
106. 106. Сиборгий
107. 107. Борий
108. 108. Хассий
109. 109. Мейтнерий
110. 110. Дармштадтий
111. 111. Рентгений
112. 112. Коперниций
113. 113. Нихоний
114. 114. Флеровий
115. 115. Московий
116. 116. Ливерморий
117. 117. Теннессин
118. 118. Оганесон

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Источники:

1. https://en.wikipedia.org/wiki/Nitrogen
2. https://de.wikipedia.org/wiki/Stickstoff
3. https://ru.wikipedia.org/wiki/Азот
4. http://chemister.ru/Database/properties.php?dbid=1&id=210
5. https://chemicalstudy.ru/azot-svoystva-atoma-himicheskie-i-fizicheskie-svoystva/

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

азот атомная масса степень окисления валентность плотность температура кипения плавления физические химические свойства структура теплопроводность электропроводность кристаллическая решетка
атом нарисовать строение число протонов в ядре строение электронных оболочек электронная формула конфигурация схема строения электронной оболочки заряд ядра состав масса орбита уровни модель радиус энергия электрона переход скорость спектр длина волны молекулярная масса объем атома
электронные формулы сколько атомов в молекуле азота
сколько электронов в атоме свойства металлические неметаллические термодинамические 

Коэффициент востребованности
8 057