Carl Scheele, en svensk kjemiker, og Daniel Rutherford, en skotsk botaniker, oppdaget nitrogen hver for seg i 1772. Pastor Cavendish og Lavoisier oppnådde også uavhengig nitrogen omtrent samtidig. Nitrogen ble først anerkjent som et grunnstoff av Lavoisier, som kalte det "azo", som betyr "levende". Chaptal kalte grunnstoffet nitrogen i 1790. Navnet er avledet fra det greske ordet "nitre" (nitrat som inneholder nitrogen i nitrat)
Nitrogenproduksjonsprodusenter - Kina Nitrogenproduksjonsfabrikk og leverandører (xinfatools.com)
Kilder til nitrogen
Nitrogen er det 30. mest tallrike grunnstoffet på jorden. Med tanke på at nitrogen utgjør 4/5 av det atmosfæriske volumet, eller mer enn 78 %, har vi nesten ubegrensede mengder nitrogen tilgjengelig for oss. Nitrogen finnes også i form av nitrater i en rekke mineraler, som chilensk salpeter (natriumnitrat), salpeter eller nitre (kaliumnitrat), og mineraler som inneholder ammoniumsalter. Nitrogen er tilstede i mange komplekse organiske molekyler, inkludert proteiner og aminosyrer som finnes i alle levende organismer
Fysiske egenskaper
Nitrogen N2 er en fargeløs, smakløs og luktfri gass ved romtemperatur, og er vanligvis ikke giftig. Gasstettheten under standardforhold er 1,25 g/L. Nitrogen utgjør 78,12 % av den totale atmosfæren (volumfraksjon) og er hovedkomponenten i luft. Det er rundt 400 billioner tonn gass i atmosfæren.
Under standard atmosfærisk trykk, når den avkjøles til -195,8 ℃, blir den en fargeløs væske. Når det avkjøles til -209,86 ℃, blir flytende nitrogen et snølignende fast stoff.
Nitrogen er ikke brennbart og regnes som en kvelende gass (dvs. å puste rent nitrogen fratar menneskekroppen oksygen). Nitrogen har en svært lav løselighet i vann. Ved 283K kan ett volum vann løse opp omtrent 0,02 volumer N2.
Kjemiske egenskaper
Nitrogen har svært stabile kjemiske egenskaper. Det er vanskelig å reagere med andre stoffer ved romtemperatur, men det kan gjennomgå kjemiske endringer med visse stoffer under høye temperaturer og høye energiforhold, og kan brukes til å produsere nye stoffer som er nyttige for mennesker.
Den molekylære orbitalformelen til nitrogenmolekyler er KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tre elektronpar bidrar til binding, det vil si at det dannes to π-bindinger og en σ-binding. Det er ikke noe bidrag til binding, og bindings- og anti-bindingsenergiene er tilnærmet forskjøvet, og de tilsvarer ensomme elektronpar. Siden det er en trippelbinding N≡N i N2-molekylet, har N2-molekylet stor stabilitet, og det tar 941,69 kJ/mol energi for å dekomponere det til atomer. N2-molekylet er det mest stabile av de kjente diatomiske molekylene, og den relative molekylmassen til nitrogen er 28. Dessuten er nitrogen ikke lett å brenne og støtter ikke forbrenning.
Testmetode
Sett den brennende Mg-stangen inn i gassoppsamlingsflasken fylt med nitrogen, og Mg-stangen vil fortsette å brenne. Trekk ut den gjenværende asken (litt gult pulver Mg3N2), tilsett en liten mengde vann og lag en gass (ammoniakk) som gjør det våte røde lakmuspapiret blått. Reaksjonsligning: 3Mg + N2 = tenning = Mg3N2 (magnesiumnitrid); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH)2 + 2NH3↑
Bindingsegenskaper og valensbindingsstruktur av nitrogen
Fordi enkeltstoffet N2 er ekstremt stabilt under normale forhold, tror folk ofte feilaktig at nitrogen er et kjemisk inaktivt grunnstoff. Faktisk, tvert imot, har elementært nitrogen høy kjemisk aktivitet. Elektronegativiteten til N (3,04) er nest etter F og O, noe som indikerer at den kan danne sterke bindinger med andre elementer. I tillegg viser stabiliteten til enkeltstoffet N2-molekylet bare aktiviteten til N-atomet. Problemet er at folk ennå ikke har funnet de optimale forholdene for å aktivere N2-molekyler ved romtemperatur og trykk. Men i naturen kan noen bakterier på planteknuter omdanne N2 i luften til nitrogenforbindelser under lavenergiforhold ved normal temperatur og trykk, og bruke dem som gjødsel for avlingsvekst.
Derfor har studiet av nitrogenfiksering alltid vært et viktig vitenskapelig forskningstema. Derfor er det nødvendig for oss å forstå bindingsegenskapene og valensbindingsstrukturen til nitrogen i detalj.
Bond type
Valenselektronlagstrukturen til N-atomet er 2s2p3, det vil si at det er 3 enkeltelektroner og et par ensomme elektronpar. Basert på dette, når du danner forbindelser, kan følgende tre bindingstyper genereres:
1. Danner ioniske bindinger 2. Danner kovalente bindinger 3. Danner koordinasjonsbindinger
1. Danner ioniske bindinger
N-atomer har høy elektronegativitet (3,04). Når de danner binære nitrider med metaller med lavere elektronegativitet, som Li (elektronegativitet 0,98), Ca (elektronegativitet 1,00) og Mg (elektronegativitet 1,31), kan de få 3 elektroner og danne N3-ioner. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =antenne= Mg3N2 N3- ioner har høyere negativ ladning og større radius (171pm). De vil bli sterkt hydrolysert når de møter vannmolekyler. Derfor kan ioniske forbindelser bare eksistere i tørr tilstand, og det vil ikke være noen hydratiserte ioner av N3-.
2. Dannelse av kovalente bindinger
Når N-atomer danner forbindelser med ikke-metaller med høyere elektronegativitet, dannes følgende kovalente bindinger:
⑴N-atomer tar sp3-hybridiseringstilstand, danner tre kovalente bindinger, beholder et par ensomme elektronpar, og den molekylære konfigurasjonen er trigonal pyramideformet, slik som NH3, NF3, NCl3, etc. Hvis det dannes fire kovalente enkeltbindinger, er den molekylære konfigurasjonen et vanlig tetraeder, slik som NH4+-ioner.
⑵N-atomer tar sp2-hybridiseringstilstand, danner to kovalente bindinger og en binding, og beholder et par ensomme elektronpar, og den molekylære konfigurasjonen er kantet, slik som Cl—N=O. (N-atom danner en σ-binding og en π-binding med Cl-atom, og et par ensomme elektronpar på N-atom gjør molekylet trekantet.) Hvis det ikke er et enkelt elektronpar, er den molekylære konfigurasjonen trekantet, slik som HNO3-molekyl eller NO3-ion. I salpetersyremolekylet danner N-atomet tre σ-bindinger med henholdsvis tre O-atomer, og et par elektroner på π-orbitalen og de enkle π-elektronene til to O-atomer danner en tresenter fire-elektron-delokalisert π-binding. I nitration dannes en fire-senter seks-elektron delokalisert stor π-binding mellom tre O-atomer og det sentrale N-atomet. Denne strukturen gjør det tilsynelatende oksidasjonstallet til N-atomet i salpetersyre +5. På grunn av tilstedeværelsen av store π-bindinger er nitrat stabil nok under normale forhold. ⑶N-atom vedtar sp-hybridisering for å danne en kovalent trippelbinding og beholder et par ensomme elektronpar. Den molekylære konfigurasjonen er lineær, slik som strukturen til N-atomet i N2-molekylet og CN-.
3. Dannelse av samordningsobligasjoner
Når nitrogenatomer danner enkle stoffer eller forbindelser, beholder de ofte ensomme elektronpar, så slike enkle stoffer eller forbindelser kan fungere som elektronpardonorer for å koordinere til metallioner. For eksempel, [Cu(NH3)4]2+ eller [Tu(NH2)5]7, etc.
Oksidasjonstilstand - Gibbs fri energidiagram
Det kan også sees fra oksidasjonstilstanden-Gibbs fri energidiagram for nitrogen at, bortsett fra NH4-ioner, er N2-molekylet med et oksidasjonstall på 0 på det laveste punktet på kurven i diagrammet, noe som indikerer at N2 er termodynamisk stabil i forhold til nitrogenforbindelser med andre oksidasjonstall.
Verdiene til ulike nitrogenforbindelser med oksidasjonstall mellom 0 og +5 er alle over linjen som forbinder de to punktene HNO3 og N2 (den stiplede linjen i diagrammet), så disse forbindelsene er termodynamisk ustabile og utsatt for disproporsjonsreaksjoner. Den eneste i diagrammet med lavere verdi enn N2-molekylet er NH4+-ionet. [1] Fra oksidasjonstilstanden-Gibbs frie energidiagram av nitrogen og strukturen til N2-molekylet, kan det sees at elementært N2 er inaktivt. Bare under høy temperatur, høyt trykk og tilstedeværelse av en katalysator kan nitrogen reagere med hydrogen og danne ammoniakk: Under utslippsforhold kan nitrogen kombineres med oksygen for å danne nitrogenoksid: N2+O2=utslipp=2NO Nitrogenoksid kombineres raskt med oksygen til danner nitrogendioksid 2NO+O2=2NO2 Nitrogendioksid løses opp i vann og danner salpetersyre, nitrogenoksid 3NO2+H2O=2HNO3+NO I land med utviklet vannkraft har denne reaksjonen blitt brukt til å produsere salpetersyre. N2 reagerer med hydrogen for å produsere ammoniakk: N2+3H2=== (reversibelt tegn) 2NH3 N2 reagerer med metaller med lavt ioniseringspotensial og hvis nitrider har høy gitterenergi for å danne ioniske nitrider. For eksempel: N2 kan reagere direkte med metallisk litium ved romtemperatur: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagerer med jordalkalimetaller Mg, Ca, Sr, Ba ved glødetemperaturer: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 kan reagerer kun med bor og aluminium ved glødende temperaturer: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekylforbindelse) N2 reagerer vanligvis med silisium og andre gruppeelementer ved en temperatur høyere enn 1473K.
Nitrogenmolekylet bidrar med tre par elektroner til binding, det vil si danner to π-bindinger og en σ-binding. Det bidrar ikke til binding, og bindings- og anti-bindingsenergiene er tilnærmet forskjøvet, og de tilsvarer ensomme elektronpar. Fordi det er en trippelbinding N≡N i N2-molekylet, har N2-molekylet stor stabilitet, og det tar 941,69 kJ/mol energi for å dekomponere det til atomer. N2-molekylet er det mest stabile av de kjente diatomiske molekylene, og den relative molekylmassen til nitrogen er 28. Dessuten er nitrogen ikke lett å brenne og støtter ikke forbrenning.
Innleggstid: 23. juli 2024
