Carl Scheele, en svensk kemiker, og Daniel Rutherford, en skotsk botaniker, opdagede nitrogen hver for sig i 1772. Pastor Cavendish og Lavoisier opnåede også uafhængigt af hinanden nitrogen på omtrent samme tid. Nitrogen blev først anerkendt som et grundstof af Lavoisier, som kaldte det "azo", hvilket betyder "levende". Chaptal kaldte grundstoffet nitrogen i 1790. Navnet er afledt af det græske ord "nitre" (nitrat indeholdende nitrogen i nitrat)
Nitrogenproduktionsproducenter - Kinas nitrogenproduktionsfabrik og leverandører (xinfatools.com)
Kilder til nitrogen
Nitrogen er det 30. mest udbredte grundstof på Jorden. I betragtning af at nitrogen udgør 4/5 af det atmosfæriske volumen, eller mere end 78 %, har vi næsten ubegrænsede mængder kvælstof til rådighed for os. Nitrogen findes også i form af nitrater i en række mineraler, såsom chilensk salpeter (natriumnitrat), salpeter eller nitre (kaliumnitrat) og mineraler indeholdende ammoniumsalte. Nitrogen er til stede i mange komplekse organiske molekyler, herunder proteiner og aminosyrer til stede i alle levende organismer
Fysiske egenskaber
Nitrogen N2 er en farveløs, smagløs og lugtfri gas ved stuetemperatur og er normalt ikke-giftig. Gasdensiteten under standardbetingelser er 1,25 g/L. Nitrogen udgør 78,12 % af den samlede atmosfære (volumenfraktion) og er hovedbestanddelen af luft. Der er omkring 400 billioner tons gas i atmosfæren.
Under standard atmosfærisk tryk, når det afkøles til -195,8 ℃, bliver det en farveløs væske. Når det afkøles til -209,86 ℃, bliver flydende nitrogen et sne-lignende fast stof.
Nitrogen er ikke brændbart og betragtes som en kvælende gas (dvs. indånding af rent nitrogen berøver den menneskelige krop for ilt). Nitrogen har en meget lav opløselighed i vand. Ved 283K kan et volumen vand opløse omkring 0,02 volumener N2.
Kemiske egenskaber
Nitrogen har meget stabile kemiske egenskaber. Det er svært at reagere med andre stoffer ved stuetemperatur, men det kan undergå kemiske ændringer med visse stoffer under høje temperaturer og høje energiforhold og kan bruges til at fremstille nye stoffer, der er nyttige for mennesker.
Den molekylære orbitalformel for nitrogenmolekyler er KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tre elektronpar bidrager til binding, det vil sige, at der dannes to π-bindinger og en σ-binding. Der er intet bidrag til binding, og bindings- og anti-bindingsenergierne er tilnærmelsesvis forskudte, og de svarer til enlige elektronpar. Da der er en tredobbeltbinding N≡N i N2-molekylet, har N2-molekylet stor stabilitet, og det kræver 941,69 kJ/mol energi at nedbryde det til atomer. N2-molekylet er det mest stabile af de kendte diatomiske molekyler, og den relative molekylmasse af nitrogen er 28. Desuden er nitrogen ikke let at brænde og understøtter ikke forbrænding.
Testmetode
Sæt den brændende Mg-bar i gasopsamlingsflasken fyldt med nitrogen, og Mg-baren vil fortsætte med at brænde. Ekstraher den resterende aske (let gult pulver Mg3N2), tilsæt en lille mængde vand, og lav en gas (ammoniak), der gør det våde røde lakmuspapir blåt. Reaktionsligning: 3Mg + N2 = tænding = Mg3N2 (magnesiumnitrid); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH)2 + 2NH3↑
Bindingskarakteristika og valensbindingsstruktur af nitrogen
Fordi det enkelte stof N2 er ekstremt stabilt under normale forhold, tror folk ofte fejlagtigt, at nitrogen er et kemisk inaktivt grundstof. Faktisk har elementært nitrogen tværtimod høj kemisk aktivitet. Elektronegativiteten af N (3,04) er kun næst efter F og O, hvilket indikerer, at den kan danne stærke bindinger med andre elementer. Derudover viser stabiliteten af det enkelte stof N2-molekyle blot aktiviteten af N-atomet. Problemet er, at folk endnu ikke har fundet de optimale betingelser for at aktivere N2-molekyler ved stuetemperatur og -tryk. Men i naturen kan nogle bakterier på planteknuder omdanne N2 i luften til nitrogenforbindelser under lavenergiforhold ved normal temperatur og tryk og bruge dem som gødning til afgrødevækst.
Derfor har studiet af nitrogenfiksering altid været et vigtigt videnskabeligt forskningsemne. Derfor er det nødvendigt for os at forstå bindingsegenskaberne og valensbindingsstrukturen af nitrogen i detaljer.
Bond type
Valenselektronlagstrukturen af N-atomet er 2s2p3, det vil sige, at der er 3 enkelte elektroner og et par enlige elektronpar. Baseret på dette, når der dannes forbindelser, kan følgende tre bindingstyper genereres:
1. Dannelse af ionbindinger 2. Dannelse af kovalente bindinger 3. Dannelse af koordinationsbindinger
1. Dannelse af ionbindinger
N-atomer har en høj elektronegativitet (3,04). Når de danner binære nitrider med metaller med lavere elektronegativitet, såsom Li (elektronegativitet 0,98), Ca (elektronegativitet 1,00) og Mg (elektronegativitet 1,31), kan de opnå 3 elektroner og danne N3-ioner. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =antændelse= Mg3N2 N3- ioner har en højere negativ ladning og en større radius (171pm). De vil blive kraftigt hydrolyseret, når de møder vandmolekyler. Derfor kan ionforbindelser kun eksistere i tør tilstand, og der vil ikke være nogen hydrerede ioner af N3-.
2. Dannelse af kovalente bindinger
Når N-atomer danner forbindelser med ikke-metaller med højere elektronegativitet, dannes følgende kovalente bindinger:
⑴N atomer tager sp3 hybridiseringstilstand, danner tre kovalente bindinger, bevarer et par enlige elektronpar, og den molekylære konfiguration er trigonal pyramideformet, såsom NH3, NF3, NCl3 osv. Hvis der dannes fire kovalente enkeltbindinger, er den molekylære konfiguration et regulært tetraeder, såsom NH4+ ioner.
⑵N-atomer tager sp2-hybridiseringstilstand, danner to kovalente bindinger og en binding og bevarer et par enlige elektronpar, og den molekylære konfiguration er kantet, såsom Cl-N=O. (N-atomet danner en σ-binding og en π-binding med Cl-atomet, og et par enlige elektronpar på N-atomet gør molekylet trekantet.) Hvis der ikke er et enkelt elektronpar, er den molekylære konfiguration trekantet, såsom HNO3-molekyle eller NO3-ion. I salpetersyremolekyle danner N-atom tre σ-bindinger med henholdsvis tre O-atomer, og et par elektroner på dets π-orbital og de enkelte π-elektroner af to O-atomer danner en tre-center fire-elektron delokaliseret π-binding. I nitrat-ion dannes en fire-center seks-elektron delokaliseret stor π-binding mellem tre O-atomer og det centrale N-atom. Denne struktur gør det tilsyneladende oxidationstal for N-atomet i salpetersyre +5. På grund af tilstedeværelsen af store π-bindinger er nitrat stabilt nok under normale forhold. ⑶N-atom anvender sp-hybridisering for at danne en kovalent tredobbeltbinding og bevarer et par enlige elektronpar. Den molekylære konfiguration er lineær, såsom strukturen af N-atomet i N2-molekylet og CN-.
3. Dannelse af koordinationsbindinger
Når nitrogenatomer danner simple stoffer eller forbindelser, bevarer de ofte enlige elektronpar, så sådanne simple stoffer eller forbindelser kan fungere som elektronpardonorer til at koordinere til metalioner. For eksempel [Cu(NH3)4]2+ eller [Tu(NH2)5]7 osv.
Oxidationstilstand-Gibbs fri energidiagram
Det kan også ses fra oxidationstilstanden-Gibbs frie energidiagram af nitrogen, at bortset fra NH4-ioner, er N2-molekylet med et oxidationstal på 0 på det laveste punkt af kurven i diagrammet, hvilket indikerer, at N2 er termodynamisk stabil i forhold til nitrogenforbindelser med andre oxidationstal.
Værdierne af forskellige nitrogenforbindelser med oxidationstal mellem 0 og +5 er alle over linjen, der forbinder de to punkter HNO3 og N2 (den stiplede linje i diagrammet), så disse forbindelser er termodynamisk ustabile og tilbøjelige til disproportioneringsreaktioner. Den eneste i diagrammet med en lavere værdi end N2-molekylet er NH4+-ionen. [1] Fra oxidationstilstanden-Gibbs frie energidiagram af nitrogen og strukturen af N2-molekyle, kan det ses, at elementært N2 er inaktivt. Kun under høj temperatur, højt tryk og tilstedeværelsen af en katalysator kan nitrogen reagere med brint og danne ammoniak: Under udledningsforhold kan nitrogen kombineres med ilt og danne nitrogenoxid: N2+O2=udledning=2NO Nitrogenoxid kombineres hurtigt med oxygen til danner nitrogendioxid 2NO+O2=2NO2 Nitrogendioxid opløses i vand og danner salpetersyre, nitrogenoxid 3NO2+H2O=2HNO3+NO I lande med udviklet vandkraft er denne reaktion blevet brugt til at fremstille salpetersyre. N2 reagerer med brint for at danne ammoniak: N2+3H2=== (reversibelt tegn) 2NH3 N2 reagerer med metaller med lavt ioniseringspotentiale, og hvis nitrider har høj gitterenergi til dannelse af ioniske nitrider. For eksempel: N2 kan reagere direkte med metallisk lithium ved stuetemperatur: 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 (makromolekyleforbindelse) N2 reagerer generelt med silicium og andre gruppeelementer ved en temperatur højere end 1473K.
Nitrogenmolekylet bidrager med tre par elektroner til binding, det vil sige danner to π-bindinger og en σ-binding. Det bidrager ikke til binding, og bindings- og anti-bindingsenergierne er tilnærmelsesvis forskudte, og de svarer til enlige elektronpar. Fordi der er en tredobbeltbinding N≡N i N2-molekylet, har N2-molekylet stor stabilitet, og det kræver 941,69 kJ/mol energi at nedbryde det til atomer. N2-molekylet er det mest stabile af de kendte diatomiske molekyler, og den relative molekylmasse af nitrogen er 28. Desuden er nitrogen ikke let at brænde og understøtter ikke forbrænding.
Indlægstid: 23-jul-2024
