Carl Scheele, sveda kemiisto, kaj Daniel Rutherford, skota botanikisto, malkovris nitrogenon aparte en 1772. Pastoro Cavendish kaj Lavoisier ankaŭ sendepende akiris nitrogenon proksimume en la sama tempo. Nitrogeno unue estis rekonita kiel elemento fare de Lavoisier, kiu nomis ĝin "azo", kun la signifo "senviva". Chaptal nomis la elementon nitrogeno en 1790. La nomo estas derivita de la greka vorto "nitro" (nitrato enhavanta nitrogenon en nitrato)
Fontoj de Nitrogeno
Nitrogeno estas la 30-a plej abunda elemento sur la Tero. Konsiderante, ke nitrogeno respondecas pri 4/5 de la atmosfera volumo, aŭ pli ol 78%, ni havas preskaŭ senlimajn kvantojn de nitrogeno disponebla al ni. Nitrogeno ankaŭ ekzistas en formo de nitratoj en diversaj mineraloj, kiel ĉilia salpetro (natria nitrato), salpetro aŭ nitro (kalia nitrato), kaj mineraloj enhavantaj amoniajn salojn. Nitrogeno ĉeestas en multaj kompleksaj organikaj molekuloj, inkluzive de proteinoj kaj aminoacidoj ĉeestantaj en ĉiuj vivantaj organismoj
Fizikaj propraĵoj
Nitrogeno N2 estas senkolora, sengusta kaj senodora gaso ĉe ĉambra temperaturo, kaj estas kutime netoksa. La gasdenseco en normaj kondiĉoj estas 1.25g/L. Nitrogeno respondecas pri 78,12% de la totala atmosfero (volumenfrakcio) kaj estas la ĉefkomponento de aero. Estas ĉirkaŭ 400 bilionoj da tunoj da gaso en la atmosfero.
Sub norma atmosfera premo, kiam ĝi estas malvarmigita al -195.8℃, ĝi fariĝas senkolora likvaĵo. Kiam malvarmigita al -209.86℃, likva nitrogeno fariĝas neĝsimila solido.
Nitrogeno estas nebrulema kaj estas konsiderata asfiksia gaso (t.e., spirado de pura nitrogeno senigas la homan korpon je oksigeno). Nitrogeno havas tre malaltan solveblecon en akvo. Je 283K, unu volumeno da akvo povas solvi ĉirkaŭ 0.02 volumojn da N2.
Kemiaj propraĵoj
Nitrogeno havas tre stabilajn kemiajn ecojn. Estas malfacile reagi kun aliaj substancoj ĉe ĉambra temperaturo, sed ĝi povas sperti kemiajn ŝanĝojn kun certaj substancoj sub alta temperaturo kaj altaj energikondiĉoj, kaj povas esti uzata por produkti novajn substancojn utilajn al homoj.
La molekula orbita formulo de nitrogenmolekuloj estas KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tri paroj de elektronoj kontribuas al ligado, tio estas, du π-ligoj kaj unu σ-ligo estas formitaj. Ekzistas neniu kontribuo al ligado, kaj la ligaj kaj kontraŭ-ligaj energioj estas proksimume kompensitaj, kaj ili estas ekvivalentaj al solaj elektronparoj. Ĉar ekzistas triobla ligo N≡N en la N2-molekulo, la N2-molekulo havas grandan stabilecon, kaj necesas 941,69 kJ/mol da energio por malkomponi ĝin en atomojn. La molekulo N2 estas la plej stabila el la konataj diatomaj molekuloj, kaj la relativa molekula maso de nitrogeno estas 28. Cetere, nitrogeno ne estas facile brulebla kaj ne subtenas bruladon.
Testmetodo
Metu la brulantan Mg-trinkejon en la gas-kolektan botelon plenigitan per nitrogeno, kaj la Mg-trinkejo daŭre brulos. Eltiru la restantan cindron (iomete flava pulvoro Mg3N2), aldonu malgrandan kvanton da akvo, kaj produktas gason (amoniako) kiu bluigas la malsekan ruĝan tornasolpaperon. Reakcia ekvacio: 3Mg + N2 = ekbruligo = Mg3N2 (magnezia nitruro); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Ligaj trajtoj kaj valenta ligostrukturo de nitrogeno
Ĉar la ununura substanco N2 estas ekstreme stabila en normalaj kondiĉoj, homoj ofte erare kredas, ke nitrogeno estas kemie neaktiva elemento. Fakte, male, elementa nitrogeno havas altan kemian aktivecon. La elektronegativeco de N (3.04) estas dua nur post F kaj O, indikante ke ĝi povas formi fortajn ligojn kun aliaj elementoj. Krome, la stabileco de la ununura substanco N2-molekulo nur montras la aktivecon de la N-atomo. La problemo estas, ke homoj ankoraŭ ne trovis la optimumajn kondiĉojn por aktivigi N2-molekulojn ĉe ĉambra temperaturo kaj premo. Sed en la naturo, iuj bakterioj sur plantaj nodoj povas konverti N2 en la aero en nitrogenajn komponaĵojn sub malaltaj energiaj kondiĉoj ĉe normala temperaturo kaj premo, kaj uzi ilin kiel sterkon por kreskado de kultivaĵoj.
Tial, la studo de nitrogena fiksado ĉiam estis grava scienca esplortemo. Tial necesas, ke ni detale komprenu la ligajn trajtojn kaj valentan ligan strukturon de nitrogeno.
Tipo de obligacio
La valenta elektrona tavolstrukturo de la N-atomo estas 2s2p3, tio estas, estas 3 ununuraj elektronoj kaj paro de solaj elektronaj paroj. Surbaze de tio, dum formado de kunmetaĵoj, la sekvaj tri tipoj de obligacio povas esti generitaj:
1. Formado de jonaj ligoj 2. Formado de kovalentaj ligoj 3. Formado de kunordigaj ligoj
1. Formado de jonaj ligoj
N-atomoj havas altan elektronegativecon (3.04). Kiam ili formas binarajn nitrurojn kun metaloj kun pli malalta elektronegativeco, kiel Li (elektronegativeco 0.98), Ca (elektronegativeco 1.00), kaj Mg (elektronegativeco 1.31), ili povas akiri 3 elektronojn kaj formi N3- jonojn. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =bruligi= Mg3N2 N3- jonoj havas pli altan negativan ŝargon kaj pli grandan radiuson (171pm). Ili estos forte hidroligitaj kiam ili renkontos akvomolekulojn. Tial jonaj komponaĵoj povas ekzisti nur en seka stato, kaj ne estos hidratigitaj jonoj de N3-.
2. Formado de kovalentaj ligoj
Kiam N-atomoj formas kunmetaĵojn kun nemetaloj kun pli alta elektronegativeco, la sekvaj kovalentaj ligoj estas formitaj:
⑴N atomoj prenas sp3-hibridan staton, formas tri kovalentajn ligojn, retenas paron da solaj elektronaj paroj, kaj la molekula agordo estas trigonal piramida, kiel ekzemple NH3, NF3, NCl3, ktp. Se kvar kovalentaj unuopaj ligoj estas formitaj, la molekula agordo estas regula kvaredro, kiel NH4+ jonoj.
⑵N atomoj prenas sp2 hibridan staton, formas du kovalentajn ligojn kaj unu ligon, kaj retenas paron da solaj elektronaj paroj, kaj la molekula agordo estas angula, kiel Cl—N=O. (N-atomo formas σ-ligon kaj π-ligon kun Cl-atomo, kaj paro de solaj elektronparoj sur N-atomo faras la molekulon triangula.) Se ne ekzistas sola elektrona paro, la molekula agordo estas triangula, kiel HNO3-molekulo aŭ NO3- jono. En nitrata acida molekulo, N-atomo formas tri σ-ligojn kun tri O-atomoj respektive, kaj paro de elektronoj sur sia π-orbitalo kaj la ununuraj π-elektronoj de du O-atomoj formas tri-centran kvar-elektronan mallokigitan π-ligon. En nitratjono, kvar-centra ses-elektrona mallokigita granda π-ligo estas formita inter tri O-atomoj kaj la centra N-atomo. Ĉi tiu strukturo faras la ŝajnan oksigena nombro de N-atomo en nitrata acido +5. Pro la ĉeesto de grandaj π-ligoj, nitrato estas sufiĉe stabila sub normalaj kondiĉoj. ⑶N-atomo adoptas sp-hibridon por formi kovalentan trioblan ligon kaj retenas paron da solaj elektronparoj. La molekula konfiguracio estas lineara, kiel la strukturo de N-atomo en N2-molekulo kaj CN-.
3. Formado de kunordigaj ligoj
Kiam nitrogenatomoj formas simplajn substancojn aŭ kunmetaĵojn, ili ofte retenas solajn elektronparojn, do tiaj simplaj substancoj aŭ kunmetaĵoj povas funkcii kiel elektronpardonacantoj por kunordigi al metaljonoj. Ekzemple, [Cu(NH3)4]2+ aŭ [Tu(NH2)5]7, ktp.
Oksidada stato-Gibbs-libera energia diagramo
Ĝi ankaŭ povas esti vidita de la oksigenadŝtato-Gibbs liberenergia diagramo de nitrogeno ke, krom NH4-jonoj, la N2-molekulo kun oksigenadnombro de 0 estas ĉe la plej malsupra punkto de la kurbo en la diagramo, kiu indikas ke N2 estas termodinamike. stabila relative al nitrogenkompundaĵoj kun aliaj oksigenaj nombroj.
La valoroj de diversaj nitrogenaj komponaĵoj kun oksigenaj nombroj inter 0 kaj +5 estas ĉiuj super la linio liganta la du punktojn HNO3 kaj N2 (la punktita linio en la diagramo), do ĉi tiuj komponaĵoj estas termodinamike malstabilaj kaj inklinaj al misproporciaj reagoj. La nura unu en la diagramo kun pli malalta valoro ol la N2-molekulo estas la NH4+-jono. [1] De la oksigenadŝtato-Gibbs libera energia diagramo de nitrogeno kaj la strukturo de N2-molekulo, povas esti vidite ke elementa N2 estas neaktiva. Nur sub alta temperaturo, alta premo kaj la ĉeesto de katalizilo povas nitrogeno reagi kun hidrogeno por formi amoniako: En senŝargiĝkondiĉoj, nitrogeno povas kombini kun oksigeno por formi azotan ruston: N2+O2=senŝargiĝo=2NO Nitrooksido rapide kombinas kun oksigeno al formo nitrogena dioksido 2NO+O2=2NO2 Nitrogena dioksido solvas en akvo por formi azotan acidon, azota oksido 3NO2+H2O=2HNO3+NO En landoj kun evoluinta akvoenergio, ĉi tiu reago estis uzata por produkti nitran acidon. N2 reagas kun hidrogeno por produkti amoniako: N2+3H2=== (inversigebla signo) 2NH3 N2 reagas kun metaloj kun malalta joniga potencialo kaj kies nitruroj havas altan kradan energion por formi jonikajn nitrurojn. Ekzemple: N2 povas reagi rekte kun metala litio ĉe ĉambra temperaturo: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagas kun alkalteraj metaloj Mg, Ca, Sr, Ba ĉe inkandeskaj temperaturoj: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 povas nur reagas kun boro kaj aluminio ĉe inkandeskaj temperaturoj: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekula kunmetaĵo) N2 ĝenerale reagas kun silicio kaj aliaj grupelementoj je temperaturo pli alta ol 1473K.
La nitrogenmolekulo kontribuas tri parojn de elektronoj al ligado, tio estas, formante du π-ligojn kaj unu σ-ligon. Ĝi ne kontribuas al ligado, kaj la ligaj kaj kontraŭ-ligaj energioj estas proksimume kompensitaj, kaj ili estas ekvivalentaj al solaj elektronparoj. Ĉar ekzistas triobla ligo N≡N en la N2-molekulo, la N2-molekulo havas grandan stabilecon, kaj necesas 941.69kJ/mol da energio por malkomponi ĝin en atomojn. La molekulo N2 estas la plej stabila el la konataj diatomaj molekuloj, kaj la relativa molekula maso de nitrogeno estas 28. Cetere, nitrogeno ne estas facile brulebla kaj ne subtenas bruladon.
Afiŝtempo: Jul-23-2024
