Carl Scheele, un químic suec, i Daniel Rutherford, un botànic escocès, van descobrir el nitrogen per separat el 1772. El reverend Cavendish i Lavoisier també van obtenir nitrogen de manera independent al mateix temps. El nitrogen va ser reconegut per primera vegada com un element per Lavoisier, que el va anomenar "azo", que significa "inanimat". Chaptal va anomenar l'element nitrogen l'any 1790. El nom deriva de la paraula grega "nitre" (nitrat que conté nitrogen en nitrat)
Fonts de nitrogen
El nitrogen és el 30è element més abundant a la Terra. Tenint en compte que el nitrogen representa 4/5 del volum atmosfèric, o més del 78%, tenim disponibles quantitats gairebé il·limitades de nitrogen. El nitrogen també existeix en forma de nitrats en una varietat de minerals, com ara el salitre xilè (nitrat de sodi), el salitre o el nitrat (nitrat de potassi) i minerals que contenen sals d'amoni. El nitrogen està present en moltes molècules orgàniques complexes, incloses les proteïnes i els aminoàcids presents en tots els organismes vius
Propietats físiques
El nitrogen N2 és un gas incolor, insípid i inodor a temperatura ambient, i normalment no és tòxic. La densitat del gas en condicions estàndard és d'1,25 g/L. El nitrogen representa el 78,12% de l'atmosfera total (fracció de volum) i és el component principal de l'aire. Hi ha uns 400 bilions de tones de gas a l'atmosfera.
Sota la pressió atmosfèrica estàndard, quan es refreda a -195,8 ℃, es converteix en un líquid incolor. Quan es refreda a -209,86 ℃, el nitrogen líquid es converteix en un sòlid semblant a la neu.
El nitrogen no és inflamable i es considera un gas asfixiant (és a dir, respirar nitrogen pur priva el cos humà d'oxigen). El nitrogen té una solubilitat molt baixa en aigua. A 283K, un volum d'aigua pot dissoldre uns 0,02 volums de N2.
Propietats químiques
El nitrogen té propietats químiques molt estables. És difícil reaccionar amb altres substàncies a temperatura ambient, però pot patir canvis químics amb determinades substàncies en condicions d'alta temperatura i alta energia, i es pot utilitzar per produir noves substàncies útils per als humans.
La fórmula de l'orbital molecular de les molècules de nitrogen és KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tres parells d'electrons contribueixen a l'enllaç, és a dir, es formen dos enllaços π i un enllaç σ. No hi ha cap contribució a l'enllaç, i les energies d'enllaç i anti-enllaç estan aproximadament compensades, i són equivalents a parells d'electrons solitaris. Com que hi ha un triple enllaç N≡N a la molècula N2, la molècula N2 té una gran estabilitat, i es necessita 941,69 kJ/mol d'energia per descompondre'l en àtoms. La molècula N2 és la més estable de les molècules diatòmiques conegudes, i la massa molecular relativa del nitrogen és de 28. A més, el nitrogen no és fàcil de cremar i no admet la combustió.
Mètode de prova
Poseu la barra de Mg encesa a l'ampolla de recollida de gas plena de nitrogen i la barra de Mg continuarà cremant. Extraieu la cendra restant (pols lleugerament groc Mg3N2), afegiu-hi una petita quantitat d'aigua i produïu un gas (amoníac) que torna blau el paper de tornasol vermell humit. Equació de la reacció: 3Mg + N2 = ignició = Mg3N2 (nitrur de magnesi); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Característiques d'enllaç i estructura d'enllaç de valència del nitrogen
Com que la substància única N2 és extremadament estable en condicions normals, la gent sovint creu erròniament que el nitrogen és un element químicament inactiu. De fet, per contra, el nitrogen elemental té una alta activitat química. L'electronegativitat de N (3,04) és la segona només per darrere de F i O, cosa que indica que pot formar enllaços forts amb altres elements. A més, l'estabilitat de la molècula de N2 de substància única només mostra l'activitat de l'àtom de N. El problema és que la gent encara no ha trobat les condicions òptimes per activar les molècules de N2 a temperatura i pressió ambient. Però a la natura, alguns bacteris dels nòduls de les plantes poden convertir el N2 de l'aire en compostos nitrogenats en condicions de baixa energia a temperatura i pressió normals, i utilitzar-los com a fertilitzant per al creixement dels cultius.
Per tant, l'estudi de la fixació del nitrogen ha estat sempre un important tema de recerca científica. Per tant, és necessari que entenem amb detall les característiques d'enllaç i l'estructura d'enllaç de valència del nitrogen.
Tipus de vincle
L'estructura de la capa d'electrons de valència de l'àtom N és 2s2p3, és a dir, hi ha 3 electrons individuals i un parell de parells d'electrons solitaris. A partir d'això, en formar compostos, es poden generar els tres tipus d'enllaç següents:
1. Formació d'enllaços iònics 2. Formació d'enllaços covalents 3. Formació d'enllaços de coordinació
1. Formant enllaços iònics
Els àtoms de N tenen una alta electronegativitat (3,04). Quan formen nitrurs binaris amb metalls amb menor electronegativitat, com Li (electronegativitat 0,98), Ca (electronegativitat 1,00) i Mg (electronegativitat 1,31), poden obtenir 3 electrons i formar ions N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =encendre= Mg3N2 Els ions N3- tenen una càrrega negativa més gran i un radi més gran (171pm). Estaran fortament hidrolitzats quan es trobin amb molècules d'aigua. Per tant, els compostos iònics només poden existir en estat sec, i no hi haurà ions hidratats de N3-.
2. Formació d'enllaços covalents
Quan els àtoms N formen compostos amb no metalls amb major electronegativitat, es formen els següents enllaços covalents:
⑴N els àtoms prenen l'estat d'hibridació sp3, formen tres enllaços covalents, retenen un parell de parells d'electrons solitaris i la configuració molecular és piramidal trigonal, com ara NH3, NF3, NCl3, etc. Si es formen quatre enllaços simples covalents, la configuració molecular és un tetraedre regular, com els ions NH4+.
⑵N els àtoms prenen l'estat d'hibridació sp2, formen dos enllaços covalents i un enllaç, i conserven un parell de parells d'electrons solitaris, i la configuració molecular és angular, com ara Cl—N=O. (L'àtom N forma un enllaç σ i un enllaç π amb l'àtom de Cl, i un parell de parells d'electrons solitaris a l'àtom N fa que la molècula sigui triangular.) Si no hi ha un parell d'electrons solitari, la configuració molecular és triangular, com ara la molècula HNO3 o ió NO3-. A la molècula d'àcid nítric, l'àtom N forma tres enllaços σ amb tres àtoms O respectivament, i un parell d'electrons al seu orbital π i els electrons π individuals de dos àtoms O formen un enllaç π deslocalitzat de quatre electrons de tres centres. En l'ió nitrat, es forma un enllaç π gran deslocalitzat de quatre centres de sis electrons entre tres àtoms d'O i l'àtom d'N central. Aquesta estructura fa que el nombre d'oxidació aparent de l'àtom de N en àcid nítric sigui +5. A causa de la presència de grans enllaços π, el nitrat és prou estable en condicions normals. ⑶ L'àtom N adopta la hibridació sp per formar un triple enllaç covalent i reté un parell de parells d'electrons solitaris. La configuració molecular és lineal, com l'estructura de l'àtom de N a la molècula N2 i CN-.
3. Formació d'enllaços de coordinació
Quan els àtoms de nitrogen formen substàncies o compostos simples, sovint retenen parells d'electrons solitaris, de manera que aquestes substàncies o compostos simples poden actuar com a donants de parells d'electrons per coordinar-se amb ions metàl·lics. Per exemple, [Cu(NH3)4]2+ o [Tu(NH2)5]7, etc.
Estat d'oxidació-diagrama d'energia lliure de Gibbs
També es pot veure a partir del diagrama d'energia lliure de l'estat d'oxidació de Gibbs del nitrogen que, tret dels ions NH4, la molècula de N2 amb un nombre d'oxidació de 0 es troba al punt més baix de la corba del diagrama, la qual cosa indica que N2 és termodinàmicament. estable en relació amb els compostos nitrogenats amb altres nombres d'oxidació.
Els valors de diversos compostos nitrogenats amb nombres d'oxidació entre 0 i +5 estan tots per sobre de la línia que connecta els dos punts HNO3 i N2 (la línia de punts del diagrama), de manera que aquests compostos són termodinàmicament inestables i propensos a reaccions de desproporció. L'únic del diagrama amb un valor inferior al de la molècula N2 és l'ió NH4+. [1] A partir de l'estat d'oxidació-diagrama d'energia lliure de Gibbs del nitrogen i l'estructura de la molècula de N2, es pot veure que l'N2 elemental és inactiu. Només a alta temperatura, alta pressió i la presència d'un catalitzador pot reaccionar el nitrogen amb l'hidrogen per formar amoníac: en condicions de descàrrega, el nitrogen es pot combinar amb oxigen per formar òxid nítric: N2+O2=descàrrega=2NO L'òxid nítric es combina ràpidament amb l'oxigen per forma diòxid de nitrogen 2NO+O2=2NO2 El diòxid de nitrogen es dissol a l'aigua per formar àcid nítric, òxid nítric 3NO2+H2O=2HNO3+NO Als països amb energia hidroelèctrica desenvolupada, aquesta reacció s'ha utilitzat per produir àcid nítric. N2 reacciona amb l'hidrogen per produir amoníac: N2+3H2=== (signe reversible) 2NH3 N2 reacciona amb metalls amb baix potencial d'ionització i els nitrurs dels quals tenen una gran energia reticular per formar nitrurs iònics. Per exemple: N2 pot reaccionar directament amb el liti metàl·lic a temperatura ambient: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reacciona amb metalls alcalinotèrres Mg, Ca, Sr, Ba a temperatures incandescents: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 pot només reaccionen amb bor i alumini a temperatures incandescents: 2 B + N2=== 2 BN (compost macromolècula) N2 reacciona generalment amb silici i altres elements del grup a una temperatura superior a 1473K.
La molècula de nitrogen aporta tres parells d'electrons a l'enllaç, és a dir, formant dos enllaços π i un enllaç σ. No contribueix a l'enllaç, i les energies d'enllaç i anti-enllaç estan aproximadament compensades, i són equivalents a parells d'electrons solitaris. Com que hi ha un triple enllaç N≡N a la molècula N2, la molècula N2 té una gran estabilitat, i es necessita 941,69 kJ/mol d'energia per descompondre'l en àtoms. La molècula N2 és la més estable de les molècules diatòmiques conegudes, i la massa molecular relativa del nitrogen és de 28. A més, el nitrogen no és fàcil de cremar i no admet la combustió.
Hora de publicació: 23-jul-2024
