Stjerne nyheder
Nitrogen og oxygen og deres interaktion. Nitrogen - en stor medicinsk encyklopædi
Det er nemt at indsende dit gode arbejde til videnbasen. Brug formularen nedenfor
Studerende, kandidatstuderende, unge forskere, der bruger videnbasen i deres studier og arbejde, vil være dig meget taknemmelig.
Udgivet den http://www.allbest.ru//
Udgivet den http://www.allbest.ru//
Egenskaber af nitrogen
Nitrogenatomet har en elektron mere end carbonatomet; Ifølge Hunds regel optager denne elektron den sidste ledige 2p orbital. Et nitrogenatom i en uexciteret tilstand er karakteriseret ved tre degenererede 2p-elektroner i nærværelse af to parrede elektroner i 2s-kredsløbet. De tre uparrede elektroner i 2p orbitalen er primært ansvarlige for trikovalensen af nitrogen. Derfor er den karakteristiske flygtige brintforbindelse ammoniak, hvor nitrogenatomet danner tre kovalente bindinger ved en udvekslingsmekanisme med tre brintatomer. Nitrogen har ikke mulighed for at elektroner går over til en exciteret tilstand, da de nærmeste orbitaler ved n = 3 er for høje i energi. Derfor er den maksimale valens af nitrogen fire. I dette tilfælde kan tre kovalente bindinger dannes af en udvekslingsmekanisme og en af en donor-acceptor-mekanisme. Imidlertid kan nitrogen i N+ tilstand danne alle fire bindinger gennem en udvekslingsmekanisme. Nitrogen udviser en bred vifte af oxidationstilstande: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 og +5. De mest almindelige derivater er fra oxidationstilstandene -3, +5 og +3 (NH3, HNO3 og NaNO2).
Fordeling af kvælstof i naturen
Blandt alle de grundstoffer, der danner kloden, synes nitrogen alene (bortset fra de inaktive gasser) at undgå at danne kemiske forbindelser og er inkluderet i globus mest i fri form. Og da nitrogen i sin frie tilstand er en gas, er dens bulk koncentreret i den gasformige skal af det komplekse kemiske system, som kloden repræsenterer - i dens atmosfære. Nitrogenindhold i jordskorpen i form af forbindelser er 0,01 massefraktion,%. Atmosfæren består af mere end 75 massefraktioner, % gasformigt kvælstof, hvilket er lig med ~4 * 1015 tons Bundet nitrogen danner mineraler i form af nitrater: Chilensk NaNO3, indisk KNO3 og norsk Ca(NO3)2 nitrat. Nitrogen i form af komplekse organiske derivater er en del af proteiner, bundet form indeholdt i olie (op til 1,5 massefraktion, %), kul(op til 2,5 massefraktion, %).
N2-molekylet er den mest stabile form for dets eksistens, hvilket forårsager det såkaldte problem med bundet nitrogen. Planters og dyrs forbrug af fikseret kvælstof fører til udtømning miljø nitrogenforbindelser. Denne mangel skal genopbygges kunstigt, da naturlig genopfyldning af bundne nitrogenreserver (tordenvejr, aktivitet af azotobakterier osv.) ikke kompenserer for dets tab. To reaktioner er af usædvanlig betydning for at løse problemet med fikseret nitrogen: ammoniaksyntese og dens katalytiske oxidation.
Får nitrogen
Inden for teknologi opnås nitrogen ved fraktioneret destillation af flydende luft. I dette tilfælde afdestilleres de mest flygtige stoffer - nitrogen og ædelgasser - først. Sidstnævnte forstyrrer ikke, når nitrogen bruges til at skabe et inert miljø i kemiske og andre industrier. Kvælstof frigives kemisk fra uren ilt (adskillige procent) ved at lede det gennem et system med opvarmet kobber. I dette tilfælde er næsten al ilt bundet til CuO.
I laboratoriet opnås nitrogen ved at opvarme en blanding af stærke opløsninger af ammoniumchlorid og natriumnitrit: NH4Cl + NaNO2 = N2 + 2H2O + NaCl eller ved at nedbryde ammoniumnitrit ved opvarmning: NH4NO2 = N2 + 2H2O
Det reneste nitrogen opnås ved termisk nedbrydning af metalazider, for eksempel: 2NaN3 = 2Na + 3N2
Fysiske egenskaber
Nitrogen er en farveløs og lugtfri gas. Kogepunktet for flydende nitrogen er -195,8 grader. C, smeltepunkt for fast nitrogen -210,5 grader. C. Fast nitrogen opnås i form af pulver og i form af is. Nitrogen er dårligt opløseligt i vand og organiske opløsningsmidler. I 1 liter vand ved 0 grader. Med kun 23,6 cm3 nitrogen opløst. 1 liter nitrogen kl normale forhold vejer 1.2505 g.
Kemiske egenskaber
Nitrogen er placeret i det øverste højre hjørne af det periodiske system, hvori ikke-metaller med de højeste elektronaffiniteter er koncentreret. Derfor bør det være lidt tilbøjeligt til at fungere som et elektropositivt grundstof, og som et elektronegativt grundstof bør det kun være ringere i kemisk aktivitet end nogle få ikke-metaller, primært oxygen og fluor til højre for det. I mellemtiden begynder den kemiske karakterisering af nitrogen, som historisk set de første rapporter om det, altid ikke med positive tegn, men med negative: med at understrege dets kemiske inerthed. Den første årsag til den kemiske inertitet af nitrogen under normale forhold er den særligt stærke adhæsion af dets atomer i N2-molekylet.
N2=2N-711 kJ.
Ved stuetemperatur reagerer nitrogen kun med lithium og danner lithiumnitrid: N2 + 6Li = 2Li3N interagerer med andre metaller ved opvarmning: N2 + 3Ca = Ca3N2. I reaktioner af interaktion af nitrogen med metaller udviser nitrogen oxiderende egenskaber, og det udviser også oxiderende egenskaber, når det interagerer med brint (når det opvarmes, højt blodtryk og i nærvær af en katalysator): N2 + 3H2 = 2NH3. Nitrogen interagerer også med andre ikke-metaller og udviser reducerende egenskaber: N2 + O2 = 2NO, N2 + 3F2 = 2NF3.
Der er andre nitrogenforbindelser med elektronegative grundstoffer, men de er ustabile, og mange af dem, især nitrogenklorid og nitrogeniodid, er eksplosive.
Hydrogenforbindelser af nitrogen
Den flygtige karakteristiske forbindelse af nitrogen er ammoniak. Af betydning i den uorganiske kemiske industri og uorganisk kemi Ammoniak er den vigtigste brintforbindelse af nitrogen. På sin egen måde kemisk natur det er hydrogennitrid H3N. I kemisk struktur ammoniak danner nitrogenatomets sp3 hybridorbitaler tre -bindinger med tre brintatomer, som optager de tre hjørner af et let forvrænget tetraeder. Det fjerde toppunkt af tetraederet er optaget af et ensomt elektronpar af nitrogen, som sikrer ammoniakmolekylernes kemiske umættethed og reaktivitet. Under normale forhold er ammoniak en farveløs gas med en skarp lugt. Det er giftigt: det irriterer slimhinderne, og akut forgiftning forårsager øjenskader og lungebetændelse. Ved afkøling til -33 grader. C ammoniak bliver flydende, og ved -78 grader. C hærder. I flydende og fast ammoniak fungerer hydrogenbindinger mellem molekyler, som et resultat af hvilke ammoniak har en række ekstreme egenskaber sammenlignet med andre brintforbindelser af grundstoffer i den femte gruppe af hovedundergruppen. På grund af molekylernes polaritet og den ret høje dielektriske konstant er flydende ammoniak et godt ikke-vandigt opløsningsmiddel. Alkaliske og jordalkalimetaller, svovl, phosphor, jod og mange salte og syrer opløses godt i flydende ammoniak. Stoffer med funktionelle polære grupper i flydende ammoniak gennemgår elektrolytisk dissociation.
Med hensyn til opløselighed i vand er ammoniak overlegen enhver anden gas: ved 0 grader. Med 1 volumen vand absorberer 1200 volumener ammoniakgas. Den fremragende opløselighed af ammoniak i vand skyldes dannelsen af intermolekylære hydrogenbindinger. I dette tilfælde er der to mulige mekanismer for forekomsten af hydrogenbindinger mellem ammoniak og vandmolekyler:
Da donorevnen hos ammoniakmolekyler er mere udtalt end vands, og O-H forbindelse er mere polær sammenlignet med polariteten af N-H-bindingen i ammoniak, dannes den intermolekylære hydrogenbinding af den første mekanisme. Fysisk-kemiske processer i en vandig ammoniakopløsning kan således repræsenteres som følger.
Udseendet af hydroxidioner skaber en alkalisk reaktion af ammoniakopløsningen i vand. Ioniseringskonstanten er lav (pK 5). Under forhold med lave temperaturer kan krystallinske hydrater NH3 H2O (smelte = -77 grader C), 2NH3 H2O (smelte = -78 grader C) og NH3 2H2O (smelte = -97 grader C) isoleres fra vandige opløsninger af ammoniak. Krystallinske hydrater består af kæder af ammoniak og vandmolekyler tværbundet af hydrogenbindinger til et tredimensionelt netværk, der mangler NH4OH strukturelle motiver. Det betyder, at det såkaldte ammoniumhydroxid ikke eksisterer som et kemisk individ, ligesom der ikke findes oxoniumhydroxid OH3OH og fluoroniumhydroxid FH2OH. Vandige opløsninger af ammoniak har således grundlæggende egenskaber, ikke på grund af dannelsen af en imaginær forbindelse NH4OH, men på grund af den usædvanligt udtalte donoraktivitet af nitrogenatomet i NH3.
Ligevægten i vandig ammoniak kan forskydes til højre ved at tilsætte syre. I dette tilfælde dannes ammoniumsalte i opløsningen. De opnås også ved direkte vekselvirkning af gasformige stoffer:
NH3 + HCI = NH4Cl
Selve ammoniumionen og de fleste af dens salte er farveløse. I fast tilstand danner ammoniumsalte strukturer, der er karakteristiske for stoffer med en betydelig andel af bindingens ioniske komponent. Derfor opløses de godt i vand og er næsten fuldstændigt udsat for elektrolytisk ionisering. Strukturen af NH4+ ionen er tetraedrisk, hvor alle hjørnerne af tetraederet er optaget af brintatomer, og nitrogen er placeret i dets centrum. Den positive ladning er jævnt fordelt blandt alle brintatomer. Egenskaberne af ammoniumsalte ligner kaliumsalte på grund af nærheden af ionradius NH4+ (0,142 nm) og K+ (0,133 nm). Den eneste væsentlige forskel er, at kaliumsalte dannet af stærke syrer ikke er udsat for hydrolyse, mens ammoniumsalte i vandige opløsninger hydrolyseres på grund af ammoniakens svagt udtrykte basiske egenskaber.
Ammoniumsalte har lav termisk stabilitet. Arten af slutprodukterne af termisk nedbrydning af ammoniumsalte bestemmes hovedsageligt af anionens egenskaber. Hvis anionen kommer fra en oxiderende syre, sker der oxidation af ammoniak nitrogen, for eksempel: NH4NO3 = N2O + 2H2O
I denne reaktion giver ammoniak nitrogen 4 elektroner til nitrat nitrogen, og derfor virker sidstnævnte som et oxidationsmiddel. På den anden side er denne reaktion et eksempel på intramolekylær sammenligning. For ammoniumsalte frigiver syrer, der ikke er oxidationsmidler, ammoniak og syre under deres termiske nedbrydning: (NH4)3PO4 = 3NH3 + H3PO4
Når ammoniumsalte behandles med alkalier, frigives ammoniak:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O
Denne reaktion kan tjene som en enkel måde at fremstille ammoniak på i laboratoriet. I industrien opnås ammoniak ved direkte syntese fra komponenter - simple stoffer.
Ammoniak brænder ikke i luft, men i iltatmosfære oxideres det til frit nitrogen: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
Ved katalytisk oxidation forløber reaktionen anderledes:
4NН3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Ammoniak virker som et reduktionsmiddel i reaktioner med andre oxidationsmidler. Mindre almindeligt virker ammoniak som et oxidationsmiddel, for eksempel:
Na + NH3 = NaNH2 + 1/2H2
I denne reaktion fortrænger natriummetal hydrogen fra flydende ammoniak. I dette tilfælde sænker ammoniakbrinte sin oxidationstilstand, og ammoniak spiller rollen som et oxidationsmiddel. På den anden side illustreres sådanne reaktioner ved ammoniakens manifestation af sure egenskaber. Metalamider, for eksempel NaNH2, er salte af ammoniak, der svarer til dets sure funktion. Det er helt indlysende, at ammoniakens sure natur er meget mindre udtalt end H2O og HF. Syreioniseringskonstanten er ubetydelig (pKa 35), og derfor hydrolyseres ammoniaksalte, som syrer i vand, fuldstændigt:
NaNH2 + H2O = NaOH + NH3
Ammoniakens sure funktion udføres ikke kun af amider, men også af imider og nitrider af metaller. Hvis et brintatom i amider erstattes (NaNH2), i imider - to (Li2NH), så i nitrider - alle tre (AlN).
Ved omhyggeligt at oxidere ammoniak med et mildt oxidationsmiddel, såsom natriumhypochlorid, opnås en anden brintforbindelse af ammoniak - hydrazin eller diamid:
2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O
Diamid er en farveløs, let fordampet giftig væske med en høj dielektrisk konstant (E=52 ved 25 grader C)
Hydrazins kemiske egenskaber ligner ammoniak på mange måder. I vandige opløsninger af hydrazin opstår der også hydrogenbindinger, som i tilfældet med ammoniak. Når hydrazin interagerer med 1 molekyle vand med deltagelse af en hydrogenbinding, dannes en + kation, og med to - 2+.
Eksistensen af hydroxider af disse kationer som individuelle stoffer er ikke blevet fastslået, men to typer hydrazinsalte er kendt, for eksempel N2H5Cl og N2H6Cl2.
Når en opløsning af salpetersyre reduceres med atomart hydrogen, opnås hydroxylamin:
HNO3 + 6H = NH2OH + 2H2O
Hydroxylamin - farveløse krystaller (smeltning = 33 grader C), termisk ustabile, eksploderer over 100 grader C. Vandige opløsninger af hydroxylamin er mere stabile. Intermolekylære hydrogenbindinger opstår også i opløsningen, og der etableres en dynamisk ligevægt:
Imidlertid er hovedfunktionen af hydroxylamin endnu mindre udtalt (pKb 8) end den af ammoniak og hydrazin. Med syrer giver hydroxylamin hydroxylammoniumsalte. Det mest kendte lægemiddel er hydroxylammoniumchlorid Cl. Opløsninger af hydroxylammoniumsalte er mere stabile end faste stoffer og er sure på grund af hydrolyse.
Fordi nitrogenatomet i hydroxylamin har en oxidationstilstand på -1, kan det fungere som både et oxidationsmiddel og et reduktionsmiddel. Men det er mere karakteriseret ved at reducere egenskaber, især i et alkalisk miljø.
Blandt hydrogenforbindelserne af nitrogen, den mindste negativ grad Nitrogenoxidation er repræsenteret i hydrogenazid НN3. I denne forbindelse er oxidationstilstanden for nitrogen - 1/3. Den ekstraordinære grad af oxidation skyldes den strukturelle ulighed mellem nitrogenatomer i dette stof.
Fra MBC's perspektiv kan denne strukturelle ulighed repræsenteres af følgende diagram:
Det vigtigste i dette skema er delokaliseringen af P-bindinger langs den lige linje, der forbinder nitrogenatomerne. Gyldigheden af skemaet bevises af afstanden mellem nitrogenatomer 1-2 og 2-3, som er mellemliggende mellem bindingslængderne
En vandig opløsning af HN3 kaldes salpetersyre. Det opnås ved oxidation af hydrazin med salpetersyre:
N2Н4 + НNO2 = НN3 + 2Н2О
Dens styrke er tæt på eddike. I fortyndede opløsninger disproportionerer saltpetersyre langsomt:
HN3 + H2O = N2 + NH2OH
I vandfri tilstand kan den eksplodere ikke kun ved opvarmning, men også fra stød:
2N3 = 3N2 + H2
En blanding af hydronitrogen og koncentreret saltsyre er i stand til at opløse selv ædelmetaller. Salte af salpetersyre - azider - svarer i opløselighed i vand til halogenider. Således er alkalimetalazider meget opløselige i vand, mens AgN3, Pb(N3)2 og Hg(N3)2 er dårligt opløselige. Azider af alkali- og jordalkalimetaller er stabile, indtil de smelter, når de opvarmes langsomt. Tungmetalazider eksploderer let ved stød:
Рb(N3)2 = Рb + 3N2
Iltforbindelser af nitrogen
Med oxygen danner nitrogen en række oxider: N2O og NO er farveløse gasser, N2O3 er et blåt fast stof (under -100 grader C), NO2 er en brun gas, N2O4 er en farveløs gas, N2O5 er farveløse krystaller.
N2O-oxid (nitrogenoxid, "lattergas", fordi det har en narkotisk virkning) opnås ved termisk nedbrydning af ammoniumnitrat eller hydroxylammonium:
[HN3OH]NO2 = N2O + 2H2O (intramolekylær sammenligning)
Nitrogenoxid (+1) er en endoterm forbindelse. Men ved stuetemperatur er det kemisk lidt aktivt. Ved opvarmning øges dens reaktivitet meget. Det oxiderer brint, metaller, fosfor, svovl, kul, organiske og andre stoffer, for eksempel:
Cu + N2O = N2 + CuO
Når N2O opvarmes til over 700 grader C, samtidig med nedbrydningsreaktionen, opstår dets disproportionering:
2N2O = 2N2 + О2;
Nitrogenoxid (+1) interagerer ikke med vand, selvom syren H2N2O2 er kendt, hvori nitrogen også har en oxidationstilstand på +1. Denne syre kaldes salpetersyrling og er tildelt en struktur med to ækvivalente nitrogenatomer:
Fri salpetersyre kan fremstilles som følger:
NH2OH + HNO2 = H2N2O2 + H2O
Det opløses godt i vand, men er en svag syre. Salpetersyrling er meget ustabil og eksploderer ved let opvarmning:
Н2N2О2 = N2О + Н2О
H2N2O2-salte - hyponitrit og hydrohyponitrit - er meget modtagelige for hydrolyse i vand. De fleste hyponitritter er lidt opløselige i vand;
Selv oxidationstilstande er relativt ukarakteristiske for nitrogen. Disse forbindelser omfatter nitrogenoxid (+2). NO-molekylet indeholder ulige tal elektroner og er i det væsentlige et radikal med lav aktivitet. Molekylet har en kovalent donor-acceptor-mekanisme og to P-bindinger. På trods af den endoterme natur og positive Gibbs-energi ved dannelsen af NO fra simple stoffer, nedbrydes nitrogenoxid (+2) ikke til grundstoffer. Faktum er, at obligationsrækkefølgen i NO ifølge MMO er ret høj og lig med 2,5. NO-molekylet er stærkere end O2-molekylet, da førstnævnte kun har én elektron på den antibindende MO P2p*, og sidstnævnte har to elektroner.
I laboratoriet opnås nitrogenoxid (+2) oftest ved at behandle kobberspåner med fortyndet syre:
3Сu + 8НNO3 = 3Сu(NO3)2 + 2NO + 4Н2О
I luft oxideres nitrogenoxid (+2) øjeblikkeligt:
2NO + O2 = 2NO2
Oxideret af NO og halogener og danner nitrosylhalogenider:
2NO + Г2 = 2NOГ
Ved interaktion med reduktionsmidler reduceres NO til N2O, N2, NH2OH, NH3, afhængigt af partnerens reducerende evne og processernes betingelser.
En vandig opløsning af nitrogenoxid (+2) er neutral. Det danner ingen forbindelser med vand, selvom der kendes salte (hyponitrater) af salpetersyre H2N2O3, som ikke er isoleret i fri tilstand, hvor nitrogen også har en oxidationstilstand på +2.
Nitrogenoxid N2O3 findes i fast tilstand (under -100 grader C). I væske- og damptilstande dissocieres nitrogenoxid (+3) stort set på grund af disproportionering:
N2О3-NO + NO2
N2O3 opnås ved at afkøle ækvimolære mængder af NO og NO2. En ensartet blandingsstrøm den nødvendige sammensætning opnås ved at reagere 50% НNO3 med arsenoxid (+3):
2HNO3 + As2O3 = 2HAsO3 + NO + NO2
Nitrogenoxid (+3) svarer til ustabil salpetersyre HNO2, kun kendt i opløsning. Det kan opnås ved at opløse lige store mængder NO og NO2 i vand:
NO + NO2 + H2O = 2HNO2
Ved opbevaring og opvarmning er НNO2 ude af proportioner:
3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O
Dens mest karakteristiske oxiderende egenskaber er:
НNO2 + 2НI = I2 + 2NO + 2Н2О
Men stærke oxidationsmidler omdanner salpetersyre til salpetersyre:
5НNO2 + 2КмnО4 + 3Н2SO4 = К2SO4 + 2МnSO4 + 5НNO3 + 3Н2О
Nitrogenoxid (+4) opnås ved at opløse kobber i koncentreret salpetersyre: Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Det er et godt oxidationsmiddel; fosfor, svovl, kul og nogle organiske stoffer brænder i det. Over 150 grader C begynder nitrogendioxid at nedbrydes:
2NO2 = 2NO + O2
Fordi et nitrogendioxid-molekyle med en uparret elektron i det væsentlige er en radikal, dimeriserer det let:
Dimeren er farveløs og diamagnetisk, i modsætning til den rødbrune farve og paramagnetisk.
Nitrogendioxid, når det interagerer med vand, er uforholdsmæssigt:
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
Når NO2 er opløst i varmt vand salpetersyre opnås, fordi den oprindeligt dannede salpetersyrling disproportionerer med frigivelsen af nitrogenoxid (+2) og dannelsen af salpetersyre.
Nitrogenoxid (+5) har kun en molekylær struktur i gasfasen. I fast tilstand har N2O5 en struktur dannet af NO2+ og NO3- ioner. N2O5 er let sublimerede krystaller, og molekyler fordamper. Under sublimeringen af nitrogenoxid (+5) kombineres NO2+ og NO3- ionerne således til N2O5-molekyler. Nitrogenoxid (+5) opnås ved dehydrering af salpetersyre med P2O5 eller oxidation af NO2 med ozon:
2HN03 + P205 = 2HP03 + N205; 6N02 + O3 = 3N2O5
Nitrogenoxid (+5) er et energisk oxidationsmiddel. Mange reaktioner, der involverer det, forekommer meget kraftigt. Når det opløses i vand giver det salpetersyre:
N2O5 + H2O = 2HNO3
Salpetersyre er en af de stærke syrer. HNO3-molekylet og nitrationen har en struktur repræsenteret af diagrammerne
Vandfri salpetersyre er en farveløs, flygtig væske. Ved opbevaring (især i lys) og ved opvarmning nedbrydes det delvist:
4HNO3 = 4N02 + 2H2O + O2
Den såkaldte "rygende" salpetersyre (rød) er en opløsning af frigivet nitrogendioxid i koncentreret HNO3.
I laboratoriet opnås HNO3 ved at opvarme natriumnitrat med svovlsyre:
NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaHS04
I industrien udvindes salpetersyre fra ammoniak. Først oxideres ammoniak katalytisk til nitrogenoxid (+2), som yderligere oxideres til
NO2. Nitrogenoxid (+4) opløses derefter i varmt vand for at producere salpetersyre.
Salpetersyre er et stærkt oxidationsmiddel og oxiderer næsten alle metaller og ikke-metaller. Sidstnævnte er som regel oversat til derivater højeste grad oxidation, for eksempel:
S + 6НNO3 = Н2SO4 + 6NO2 + 2Н2О
Af metallerne er det kun guld, platin, osmium, iridium, niobium, tantal og wolfram, der er modstandsdygtige over for salpetersyre. Nogle metaller (for eksempel jern, aluminium, chrom) passiveres med koncentreret salpetersyre. Vandige opløsninger af salpetersyre har også oxiderende egenskaber. Typisk foregår HNO3-reduktionsprocessen i flere parallelle retninger, hvilket resulterer i en blanding af forskellige reduktionsprodukter. Arten af disse produkter og deres relative indhold i blandingen afhænger af styrken af reduktionsmidlet, koncentrationen af salpetersyre og temperatur.
Et stærkere oxidationsmiddel er en blanding af koncentreret salpetersyre og saltsyre - "aqua regia". Det opløser endda guld og platin, som ikke opløses i salpeter, meget mindre saltsyre. Dens oxidative aktivitet skyldes et fald i redoxpotentialet for at opløse metaller, dvs. en stigning i deres reducerende egenskaber på grund af dannelsen af stærke chloridkomplekser:
Au + HNO3 + 4HCl = H[AuCl4] + NO + 2H2O
Salte af salpetersyre - nitrater - er kendt for næsten alle metaller. De fleste af dem er farveløse og opløses godt i vand. I sure vandige opløsninger er nitrater svagere oxidationsmidler end salpetersyre, og i et neutralt miljø har de slet ikke oxiderende egenskaber. De er stærke oxidationsmidler i smelter, når nedbrydning sker med frigivelse af ilt. Nitrogenoxid (+5) danner, når det interagerer med 100 % hydrogenperoxid, peroxonitrisk (supernitric) syre:
N2O5 + 2H2O2 = 2HNO4 + H2O
Peroxonitronsyre er ustabil, eksploderer let og hydrolyseres fuldstændigt af vand:
H-O-O-N + H2O = H2O2 + HNO3
Forbindelser med ikke-metaller
Alle nitrogenhalogenider NG3 er kendte. TrifluoridNF3 opnås ved at reagere fluor med ammoniak:
3F2 + 4NH3 = 3 NH4F + NF3
Nitrogentrifluorid er en farveløs giftig gas, hvis molekyler har en pyramideformet struktur. Fluoratomer er placeret i bunden af pyramiden, og toppen er optaget af et nitrogenatom med et ensomt elektronpar. NF3 er meget modstandsdygtig over for forskellige kemiske reagenser og varme.
De resterende nitrogentrihalogenider er endoterme og derfor ustabile og reaktive. NCl3 dannes ved at lede klorgas ind i en stærk opløsning af ammoniumchlorid:
3Cl2 + NH4Cl = 4HCl + NCI3
nitrogen kemisk element
Nitrogentrichlorid er en meget flygtig (kogepunkt = 71 grader C) væske med en skarp lugt. En let opvarmning eller stød er ledsaget af en eksplosion, der frigiver en stor mængde varme. I dette tilfælde nedbrydes NCl3 til grundstoffer. Trihalogenider NBr3 og NI3 er endnu mindre stabile.
Nitrogenderivater med chalcogener er meget ustabile på grund af deres stærke endotermicitet. Alle af dem er dårligt undersøgt og eksploderer, når de opvarmes og stødes.
Udgivet på Allbest.ru
Lignende dokumenter
Karakteristika for nitrogen - element i den 15. gruppe af den anden periode i det periodiske system kemiske elementer D. Mendeleev. Funktioner ved produktion og brug af nitrogen. Fysisk og kemiske egenskaber element. Brugen af nitrogen, dets betydning i menneskelivet.
præsentation, tilføjet 26.12.2011
Historien om opdagelsen af nitrogen, dets formel og egenskaber, dets forekomst i naturen og kemiske reaktioner, der opstår direkte i naturen med deltagelse af nitrogen. Metoder til binding, fremstilling og egenskaber af flere vigtige forbindelser, anvendelser af nitrogen.
kursusarbejde, tilføjet 22/05/2010
Egenskaber for grundstoffer i nitrogenundergruppen, atomers struktur og karakteristika. Øge metalliske egenskaber når man flytter grundstoffer fra top til bund i det periodiske system. Fordeling af nitrogen, fosfor, arsen, antimon og bismuth i naturen, deres anvendelse.
abstrakt, tilføjet 15/06/2009
Tilstedeværelsen af nitrogen i naturen, dets fysiske og kemiske egenskaber. Frigivelse af nitrogen fra flydende luft. Flydende nitrogens egenskab ved fordampning er at sænke temperaturen kraftigt. Produktion af ammoniak og salpetersyre. Dannelse og ophobning af nitrat i naturen.
abstract, tilføjet 20.11.2011
Biologisk rolle nitrogen og dets forbindelser til levende stoffer; udbredelse, egenskaber. Faktorer, der påvirker nitrogenkredsløbet i menneskeskabte biocenoser. Toksikologi og den "fysiologiske nødvendighed" af nitrogen for den menneskelige krop, dyr og planter.
kursusarbejde, tilføjet 22.11.2012
Opdagelse, fysiske og kemiske egenskaber af nitrogen. Nitrogenkredsløbet i naturen. Industrielle og laboratoriemæssige metoder til fremstilling af rent nitrogen. Kemiske reaktioner af nitrogen under normale forhold. Dannelse af naturlige mineralforekomster indeholdende nitrogen.
præsentation, tilføjet 12/08/2013
Biologiske og ikke-biologiske processer af nitrogenfiksering. Opdagelse af bakterier af slægten Azotobacter. Nitrogenforbindelser, deres distributionsformer og anvendelsesområder. Fysiske og kemiske egenskaber af nitrogen, dets fordeling i naturen og produktionsmetoder.
abstrakt, tilføjet 22/04/2010
Begrebet ammoniak, deres anvendelse i kemisk analyse. Karakteristika og egenskaber af nitrogen, molekylær struktur. Oxidationstilstande af nitrogen i forbindelser. Form af ammoniakmolekyle. Udførelse af et eksperiment for at studere egenskaberne af ammoniak, kobber og nikkel.
kursusarbejde, tilføjet 10/02/2013
Generelle aspekter af tungmetallers toksicitet over for levende organismer. Biologisk og økologisk rolle af p-elementer og deres forbindelser. Anvendelse af deres forbindelser i medicin. Toksikologi af nitrogenoxider, nitritter og nitrater. Økologisk rolle af nitrogenforbindelser.
kursusarbejde, tilføjet 09/06/2015
En farveløs, ikke brændbar gas med en behagelig sødlig lugt og smag. Blandinger af nitrogenoxid med ether, cyclopropan, chlorethyl. Kemiske egenskaber og produktion af nitrogenoxid. Symptomer på lattergasforgiftning og førstehjælp.
Kvælstof er et af mange kemiske grundstoffer i det periodiske system, men spørgsmålet om, hvad nitrogen er, dukker op meget ofte. Årsagen til dette er ret indlysende - dette stof bruges aktivt i videnskab, teknologi, industri og tjener som grundlag for at skabe mange nyttige produkter i hverdagen og arbejdsaktivitet materialer og forbindelser.
Dette grundstof tilhører gruppe 15 i det periodiske system, det er meget almindeligt på hele planeten og udgør det meste af Jordens atmosfære, især i de højere lag.
Stoffet tilhører inerte formationer - dem, der praktisk talt ikke interagerer med andre elementer. Elementet understøtter ikke forbrænding.
Ligesom andre inaktive gasser er nitrogen (som det hedder nitrogen på latin), lugtfri og mangler også farve. Det er også ugiftigt og ikke farligt for levende organismer. Store mængder n2 findes i luften (det udgør ca. 78 % af det samlede luftvolumen), og det kan også findes i klipper, klipper og alle slags forbindelser.
Nitrogenmolekylet er en essentiel bestanddel af levende organismers proteinstrukturer, det findes også i nukleinsyrer og andre ting.
Karakteristika og fysiske egenskaber af nitrogen
Som nævnt ovenfor har dette stof hverken lugt eller smag, det er inert, det vil sige har en svag evne til at interagere med andre kemiske elementer.
Ud over at luften indeholder en meget stor mængde kvælstof, er den også fundet andre steder: i gaståger i rummet, på planeterne Neptun samt Uranus og nogle satellitter af solens planeter system.
At kende et grundstofs fysiske egenskaber er vigtigt, da det bruges overalt. De ser sådan ud:
- Stoffets molekylvægt er 14 atomare masseenheder (a.m.u.). Den relative atommasse er også lig med samme værdi.
- Varmekapaciteten afhænger af temperaturen. Ved 0 grader Celsius er det lig med 1039 J/(kg*deg). Hvis du komprimerer gassen til et tryk på 100 atmosfærer, vil denne værdi stige til 1242.
- Densiteten er 1,25 kg/m3.
- Smeltepunktet for nitrogen er -210 grader Celsius. I atmosfæren er grundstoffet i gasform, når det afkøles til -196 grader, kondenserer det til en væske, der ligner vand. Nitrogen koger ved -195,8°C.
- Graden af oxidation af et stof afhænger af de forbindelser, det findes i, og kan tage værdierne −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.
En anden vigtig fysisk egenskab er, at nitrogen ved kontakt med luft absorberer ilten, der er til stede i det, på grund af hvilket det smelter.
Kemiske egenskaber af nitrogen og dets forbindelser
Der er tredobbelte bindinger mellem N2-atomer, stoffets molekyler udviser højt niveau modstand mod dissociationsprocesser. Under normale forhold forekommer dissociation mellem grundstoffets molekyler praktisk talt ikke.
Der er ret svage bindinger mellem individuelle molekyler, på grund af hvilke nitrogen overvejende eksisterer i gasform. Interessant nok, selv når den opvarmes til 3000°C, forekommer termisk dissociation praktisk talt ikke.
Nitrogen på Jorden er hovedsageligt indeholdt i fri form, da alle forbindelser med det er meget ustabile selv i forhold til temperatur.
Atomgas fra N har allerede en meget større evne til at interagere med andre grundstoffer, den reagerer ved kontakt med metaller, arsen, svovl, fosfor osv.
Nitrogenkredsløbet i naturen
Da det pågældende stof er et af de mest almindelige på planeten, er det ikke overraskende, at det har sin egen udviklede cyklus. Den er en del af både flora og fauna, og findes i jord og luft.
Dens cirkulationscyklus i biosfæren ser sådan ud:
- For det første optager mikroorganismer nitrogen fra nedbrydningsprodukter, hvis indhold er mættet med N2-molekyler.
- Der opstår organisk stofskifte, hvor der både dannes ammoniak og ammonium.
- Andre organismer absorberer disse produkter og omdanner dem til nitrater.
- Nitrater er involveret i væksten af planter, som så vil blive spist igen af dyr, som igen genererer nedbrydningsprodukter. Dermed er kredsløbet lukket.
Strukturen af nitrogenmolekyler er sådan, at dette stof bedst absorberes af visse typer mikroorganismer, især dem, der er relateret til bælgplanter.
Derfor er en meget effektiv måde at øge jordens frugtbarhed på at plante bælgfrugter, som aktivt optager kvælstof og dermed beriger jorden.
Også denne proces tordenvejr bidrager, og kunstig ammoniakproduktion spiller også en væsentlig rolle.
Får nitrogen
Anvendelse af nitrogen
Ligesom brint, ilt og andre almindelige stoffer spiller nitrogen en meget vigtig rolle i hele menneskehedens liv.
Det bruges aktivt i mange aktivitetsområder:
- Ammoniak giver industrien mulighed for at producere salpetersyre, sodavand og gødning til landbruget. Det bruges også i køleenheder som kølemiddel og i medicin.
- Gas bruges til at skabe mange lysarmaturer, apparater til køling og frysning, for eksempel nitrogenfælder til vakuuminstallationer.
- Stoffet er nødvendigt i produktionen af sprængstoffer, farvestoffer, plast og syntetiske materialer uden det er det umuligt at forestille sig driften af raket- og rumteknologi. Bruges også til fremstilling af kunstige stoffer.
- I olie- og gasproduktionsindustrien bruges nitrogen til at opretholde in-situ tryk, hvilket gør det muligt at udvinde flere mineraler.
- I metallurgi er materialet nødvendigt til udglødning af jernholdige og ikke-jernholdige metaller.
- I elektronik bruges denne gas til at forhindre oxidation af elementer af fremstillet elektronik og halvledere.
Og det er ikke alle anvendelsesområder for den pågældende komponent.
Som du kan se, gemmer det periodiske system meget interessante elementer og nitrogen er en af dem. Dets frysepunkt, elektroniske formel og andre spørgsmål præsenteres bredt på internettet, så det er ikke svært at sætte sig ind i dem, hvis det er nødvendigt.
N2 er den vigtigste komponent i den levende og livløse natur på vores planet og hele kosmos, så enhver person er simpelthen forpligtet til at vide mere om det.
Det kemiske grundstof nitrogen danner kun ét enkelt stof. Dette stof er gasformigt og dannes af diatomiske molekyler, dvs. har formlen N 2. På trods af det faktum, at det kemiske grundstof nitrogen har høj elektronegativitet, er molekylært nitrogen N2 et ekstremt inert stof. Konditioneret dette faktum det faktum, at nitrogenmolekylet indeholder en ekstrem stærk tripelbinding (N≡N). Af denne grund forekommer næsten alle reaktioner med nitrogen kun ved forhøjede temperaturer.
Interaktion mellem nitrogen og metaller
Det eneste stof, der reagerer med nitrogen under normale forhold, er lithium:
Et interessant faktum er, at med resten aktive metaller, dvs. alkalisk og jordalkali, nitrogen reagerer kun ved opvarmning:
Interaktionen af nitrogen med metaller med middel og lav aktivitet (undtagen Pt og Au) er også mulig, men kræver uforlignelig højere temperaturer.
Interaktion mellem nitrogen og ikke-metaller
Nitrogen reagerer med brint, når det opvarmes i nærvær af katalysatorer. Reaktionen er reversibel, derfor for at øge udbyttet af ammoniak i industrien udføres processen ved højt tryk:
Som reduktionsmiddel reagerer nitrogen med fluor og oxygen. Reaktionen med fluor sker under påvirkning af en elektrisk udladning:
Reaktionen med oxygen sker under påvirkning af en elektrisk udladning eller ved en temperatur på mere end 2000 o C og er reversibel:
Af ikke-metallerne reagerer nitrogen ikke med halogener og svovl.
Interaktion af nitrogen med komplekse stoffer
Kemiske egenskaber af fosfor
Der er flere allotropiske modifikationer fosfor, især hvidt fosfor, rødt fosfor og sort fosfor.
Hvidt fosfor dannes af tetraatomiske P4-molekyler og er ikke en stabil modifikation af fosfor. Giftig. Ved stuetemperatur er det blødt og kan som voks nemt skæres med en kniv. Det oxiderer langsomt i luften, og på grund af de særlige kendetegn ved mekanismen for en sådan oxidation, lyser det i mørket (fænomenet kemiluminescens). Selv ved lav opvarmning er spontan antændelse af hvidt fosfor mulig.
Af alle allotropiske modifikationer er hvid fosfor den mest aktive.
Rødt fosfor består af lange molekyler med variabel sammensætning Pn. Nogle kilder indikerer, at den har en atomstruktur, men det er mere korrekt at betragte dens struktur som molekylær. På grund af dets strukturelle træk er det et mindre aktivt stof sammenlignet med især hvidt fosfor, i modsætning til hvidt fosfor oxiderer det meget langsommere i luften og kræver antændelse for at antænde.
Sort fosfor består af kontinuerlige kæder af P n og har en lagdelt struktur svarende til strukturen af grafit, hvorfor den ligner den. Denne allotropiske modifikation har en atomstruktur. Den mest stabile af alle allotropiske modifikationer af fosfor, den mest kemisk passive. Af denne grund bør de kemiske egenskaber af fosfor, der diskuteres nedenfor, primært tilskrives hvidt og rødt fosfor.
Interaktion mellem fosfor og ikke-metaller
Fosfors reaktivitet er højere end nitrogen. Således er fosfor i stand til at brænde efter antændelse under normale forhold og danner surt oxid P 2 O 5:
og med mangel på ilt, phosphor(III)oxid:
Reaktionen med halogener er også intens. Under chlorering og bromering af fosfor dannes afhængigt af reagensernes andele, fosfortrihalogenider eller pentahalider:
På grund af jods væsentligt svagere oxiderende egenskaber sammenlignet med andre halogener, er oxidation af fosfor med jod kun mulig i oxidationstilstanden +3:
I modsætning til nitrogen fosfor reagerer ikke med brint.
Interaktion mellem fosfor og metaller
Fosfor reagerer, når det opvarmes med aktive metaller og metaller med mellemaktivitet for at danne fosphider:
Interaktion af fosfor med komplekse stoffer
Fosfor oxideres af oxiderende syrer, især koncentrerede salpeter- og svovlsyrer:
Du skal vide, at hvidt fosfor reagerer med vandige opløsninger af alkalier. Men på grund af specificiteten har evnen til at skrive ligninger for sådanne interaktioner på Unified State Exam i kemi endnu ikke været påkrævet.
| Men for dem, der hævder 100 point, for deres egen ro i sindet, kan du huske følgende funktioner i interaktionen mellem fosfor og alkaliske opløsninger i kulden og ved opvarmning.
I kulden forløber interaktionen mellem hvidt fosfor og alkaliske opløsninger langsomt. Reaktionen ledsages af dannelsen af en gas med en lugt rådden fisk- phosphin og forbindelser med en sjælden oxidationstilstand af phosphor +1: Når hvidt fosfor interagerer med koncentreret opløsning Når alkali koger, frigives brint og fosfit dannes: |
Sneen er endnu ikke helt smeltet, men rastløse ejere af forstadsområder skynder sig allerede for at vurdere omfanget af arbejdet i haven. Og der er virkelig noget at lave her. Og måske er det vigtigste at tænke på tidligt forår– hvordan du beskytter din have mod sygdomme og skadedyr. Erfarne gartnere de ved, at disse processer ikke kan overlades til tilfældighederne, og udsættelse og udsættelse af forarbejdningstiden kan reducere frugtens udbytte og kvalitet markant.
Fiske- og ostetærte er en enkel frokost- eller middagside til din daglige eller søndagsmenu. Tærten er designet til en lille familie på 4-5 personer med en moderat appetit. Dette wienerbrød har alt på én gang - fisk, kartofler, ost og en sprød dejskorpe, i det hele taget næsten som en lukket pizza-calzone, kun mere velsmagende og enklere. Fisk på dåse kan være hvad som helst - makrel, saury, lyserød laks eller sardiner, vælg efter din smag. Denne tærte er også tilberedt med kogt fisk.
Figen, figen, figentræ - det er alle navne på den samme plante, som vi stærkt forbinder med livet i Middelhavet. Enhver, der nogensinde har smagt figenfrugter, ved, hvor lækre de er. Men udover deres delikate søde smag er de også meget gavnlige for sundheden. Og det er hvad interessant detalje: Det viser sig, at figner er en helt uhøjtidelig plante. Derudover kan den med succes dyrkes på en grund i midterste bane eller i huset - i en container.
Denne lækre cremede skaldyrssuppe tager lige under en time at forberede og bliver mør og cremet. Vælg fisk og skaldyr efter din smag og dit budget, det kan være en skaldyrscocktail, kongerejer eller blæksprutte. Jeg lavede suppe med store rejer og muslinger i deres skaller. For det første er det meget velsmagende, og for det andet er det smukt. Hvis du forbereder den til en feriemiddag eller frokost, så ser muslinger i deres skaller og store uskrællede rejer appetitlige og smukke ud på tallerkenen.
Ganske ofte opstår vanskeligheder med at dyrke tomatfrøplanter selv blandt erfarne sommerboere. For nogle viser alle frøplanterne sig at være aflange og svage, for andre begynder de pludselig at falde og dø. Sagen er, at den er svær at vedligeholde i en lejlighed ideelle forhold til dyrkning af frøplanter. Frøplanter af alle planter skal forsynes med masser af lys, tilstrækkelig luftfugtighed og optimal temperatur. Hvad ellers har du brug for at vide og observere, når du dyrker tomatfrøplanter i en lejlighed?
Tomatsorter af "Altai"-serien er meget populære blandt gartnere på grund af deres søde, delikate smag, der minder mere om smagen af en frugt end en grøntsag. Disse er store tomater, vægten af hver frugt er i gennemsnit 300 gram. Men dette er ikke grænsen, der er større tomater. Frugtkødet af disse tomater er kendetegnet ved saftighed og kødfuldhed med en let behagelig olieagtighed. Du kan dyrke fremragende tomater fra "Altai"-serien fra "Agrosuccess" frø.
I mange år forblev aloe den mest undervurderede indendørs plante. Og dette er ikke overraskende, fordi den udbredte fordeling af aloe vera i det sidste århundrede førte til, at alle glemte andre typer af denne fantastiske sukkulent. Aloe er en plante, primært en prydplante. Og med det rigtige valg af type og sort kan den overstråle enhver konkurrent. I moderigtige florarier og i almindelige potter er aloe en hårdfør, smuk og overraskende holdbar plante.
Lækker vinaigrette med æble og surkål- vegetarsalat fra kogte og kølede, rå, syltede, saltede, syltede grøntsager og frugter. Navnet kommer fra den franske eddikesauce, olivenolie og sennep (vinaigrette). Vinaigrette dukkede op i det russiske køkken for ikke så længe siden, omkring begyndelsen af det 19. århundrede, måske er opskriften lånt fra det østrigske eller tyske køkken, da ingredienserne til østrigsk sildesalat er meget ens.
Når vi drømmende sorterer gennem lyse pakker af frø i hænderne, er vi nogle gange ubevidst overbeviste om, at vi har en prototype af den fremtidige plante. Vi tildeler mentalt en plads til den i blomsterhaven og ser frem til den elskede dag for den første knops udseende. Køb af frø er dog ikke altid en garanti for, at du i sidste ende får den ønskede blomst. Jeg vil gerne henlede opmærksomheden på årsagerne til, at frø måske ikke spirer eller dør i begyndelsen af spiringen.
Foråret nærmer sig, og sommerbeboerne er bekymrede for, hvordan de skal vokse gode frøplanter. Mange mennesker dyrker tomat-, peber- og agurkfrøplanter. Hvad skal der til for at sikre, at frøplanterne er af høj kvalitet med et udviklet rodsystem og dele over jorden? Først og fremmest skal du vælge den rigtige sort eller hybrid til at dyrke i åben grund eller drivhus. Læs omhyggeligt informationen på pakken med frø, vær opmærksom på holdbarhedsdatoen, om frøene er behandlet med et desinfektionsmiddel eller ej.
Foråret er på vej, og gartnere har mere arbejde at gøre, og med det varmere vejr, sker der hurtigt ændringer i haven. Knopperne begynder allerede at svulme op på planter, der stadig var i dvale i går, og alt er bogstaveligt talt ved at komme til live for vores øjne. Efter en lang vinter kan dette ikke andet end at glæde sig. Men sammen med haven kommer dens problemer til live - skadedyr og patogener. Snudebiller, blomsterbiller, bladlus, clasterosporiosis, maniliose, skurv, meldug - listen kunne fortsætte i meget lang tid.
Morgenmadstoast med avocado og æggesalat er en god måde at starte dagen på. Æggesalaten i denne opskrift fungerer som en tyk sauce, der er krydret med friske grøntsager og rejer. Min æggesalat er ret usædvanlig, det er en diætversion af alles yndlingssnack - med fetaost, græsk yoghurt og rød kaviar. Hvis du har tid om morgenen, skal du aldrig nægte dig selv fornøjelsen af at lave noget velsmagende og sundt. Du skal starte dagen med positive følelser!
Måske har hver kvinde mindst én gang modtaget en gave blomstrende orkidé. Det er ikke overraskende, fordi sådan en levende buket ser fantastisk ud og blomstrer i lang tid. Orkideer er ikke særlig svære at dyrke. indendørs afgrøder, men manglende overholdelse af hovedbetingelserne for deres vedligeholdelse fører ofte til tab af en blomst. Hvis du lige er begyndt at stifte bekendtskab med indendørs orkideer, bør du finde de rigtige svar på de vigtigste spørgsmål om dyrkning af disse smukke planter derhjemme.
Frodige cheesecakes med valmuefrø og rosiner tilberedt efter denne opskrift spises på ingen tid i min familie. Moderat sød, buttet, mør, med en appetitlig skorpe, uden overskydende olie, i et ord, nøjagtig det samme som min mor eller bedstemor stegt i barndommen. Hvis rosinerne er meget søde, så granuleret sukker Du behøver slet ikke at tilføje det uden sukker, ostekagerne vil stege bedre og aldrig brænde. Kog dem i en godt opvarmet stegepande, smurt med olie, ved svag varme og uden låg!
Nitrogen
Nitrogen- et element i hovedundergruppen af den femte gruppe af den anden periode af det periodiske system af kemiske elementer af D.I. Mendeleev, med atomnummer 7. Betegnes med symbolet N (lat. Nitrogenium). Simpelt stof nitrogen - en diatomisk gas, ret inert under normale forhold, uden farve, smag og lugt (formel N2), hvoraf tre fjerdedele af jordens atmosfære består.
Det blev "opdaget" flere gange og forskellige mennesker. Det blev kaldt anderledes og tilskrev næsten mystiske egenskaber - "phlogisticated air" og "mephitic air" og "atmosfærisk mofett" og simpelthen "kvælende stof". Indtil nu har det flere navne: engelsk nitrogen, fransk azote, tysk stickstoff, russisk "nitrogen"...
Historien om "forkælet luft"
Nitrogen(fra det græske ord azoos - livløs, på latin Nitrogenium) - det fjerde mest almindelige grundstof i solsystemet (efter brint , helium Og ilt ). Kvælstofforbindelser - salpeter, salpetersyre, ammoniak - var kendt længe før kvælstof blev opnået i fri tilstand.
I 1777 førte Henry Cavendish gentagne gange luft over varmt kul og behandlede det derefter med lud. Resultatet var en rest, som Cavendish kaldte kvælende (eller mephitisk) luft. Fra perspektivet moderne kemi det er tydeligt, at i reaktionen med varmt kul, blev luft ilt bundet ind kuldioxid, som derefter reagerede med alkali. Resten af gassen var for det meste nitrogen. Således isolerede Cavendish nitrogen, men forstod ikke, at det var et nyt simpelt stof (kemisk grundstof).
Samme år rapporterede Cavendish denne oplevelse til Joseph Priestley. Priestley udførte på dette tidspunkt en række eksperimenter, hvor han også bandt atmosfærisk oxygen og fjernede den resulterende kuldioxid, det vil sige, at han også modtog nitrogen, men da han var tilhænger af phlogiston-teorien, der var dominerende på det tidspunkt, misforstod han fuldstændigt de opnåede resultater (efter hans mening var processen det modsatte - det var ikke ilt, der blev fjernet fra gasblandingen, men tværtimod, som et resultat af fyring, var luften mættet med phlogiston; han kaldte den resterende luft ( nitrogen) mættet phlogiston, det vil sige phlogisticated).
Det er indlysende, at Priestley, selv om han var i stand til at isolere nitrogen, ikke forstod essensen af sin opdagelse og derfor ikke betragtes som opdageren af nitrogen. Samtidig blev lignende forsøg med samme resultat udført af Karl Scheele.
Allerede før den tid, i 1772, så Daniel Rutherford, der brændte fosfor og andre stoffer i en glasklokke, at den gas, der var tilbage efter forbrændingen, som han kaldte "kvælende luft", ikke understøttede respiration og forbrænding. Først i 1787 konstaterede Antoine Lavoisier, at de "vitale" og "kvælende" gasser, der udgør luften, er simple stoffer, og foreslog navnet "nitrogen".
Tidligere, i 1784, viste G. Cavendish, at nitrogen er en del af nitrat; Det er her det latinske navn for kvælstof kommer fra (fra senlatinsk nitrum - salpeter og det græske genna - jeg føder, jeg producerer). I begyndelsen af det 19. århundrede. Den kemiske inerthed af nitrogen i fri tilstand og dets eksklusive rolle i forbindelser med andre grundstoffer som bundet nitrogen blev klarlagt.
"Ikke-livsbevarende" er afgørende
Selvom titlen " nitrogen " betyder "ikke-livsbevarende", faktisk er det et element, der er nødvendigt for livet. Animalsk og humant protein indeholder 16-17 % nitrogen. I kødædende organismer dannes protein på grund af de forbrugte proteinstoffer, der findes i planteædere og i planter. Planter syntetiserer protein ved at assimilere nitrogenholdige stoffer indeholdt i jorden, hovedsageligt uorganiske. Betydelige mængder kvælstof kommer ind i jorden takket være kvælstoffikserende mikroorganismer, der er i stand til at omdanne frit kvælstof fra luften til kvælstofforbindelser. Som følge af planternes udvinding af enorme mængder fikseret kvælstof fra jorden (især under intensivt landbrug), bliver jorden udtømt.
Kvælstofmangel er typisk for landbruget i næsten alle lande. Kvælstofmangel observeres også i husdyrhold ("proteinsult"). På jorde, der er fattige på tilgængeligt kvælstof, udvikler planterne sig dårligt. I det sidste århundrede blev der opdaget en ret rig kilde til fikseret nitrogen i naturen. Dette er chilensk nitrat, natriumsaltet af salpetersyre. I lang tid var nitrat hovedleverandøren af kvælstof til industrien. Dens indskud i Sydamerika er unik, praktisk talt den eneste i verden. Og det er ikke overraskende, at der i 1879 udbrød en krig mellem Peru, Bolivia og Chile om besiddelsen af den rige salpeter-grænseprovins Tarapaca. Vinderen blev Chile. Men den chilenske forekomst kunne naturligvis ikke tilfredsstille verdens efterspørgsel efter kvælstofgødning.
"Nitrogensult" af planeten
Jordens atmosfære indeholder næsten 80 % nitrogen, mens jordskorpen kun indeholder 0,04 %. Problemet med "hvordan man fikser nitrogen" er gammelt, det er på samme alder som agrokemi. Muligheden for at binde nitrogen i luften med ilt i en elektrisk udladning blev først set af englænderen Henry Cavendish. Dette var tilbage i det 18. århundrede. Men processen med kontrolleret syntese af nitrogenoxider blev kun udført i 1904. I 1913 foreslog tyskerne Fritz Haber og Carl Bosch ammoniakmetoden til nitrogenfiksering. Nu ved at bruge dette princip producerer hundredvis af fabrikker på alle kontinenter mere end 20 millioner tons fast nitrogen om året fra luften. Tre fjerdedele af det går til produktion af kvælstofgødning. Imidlertid er kvælstofmanglen i de dyrkede områder på kloden mere end 80 millioner tons om året. Jorden har tydeligvis ikke nok nitrogen. Hovedparten af det frie kvælstof, der produceres, bruges til industriel produktion ammoniak, som herefter forarbejdes i betydelige mængder til salpetersyre, kunstgødning, sprængstoffer mv.
Anvendelse af nitrogen
Gratis nitrogen bruges i mange industrier: som et inert medium i forskellige kemiske og metallurgiske processer, til at fylde fri plads i kviksølv termometre, ved pumpning af brændbare væsker mv.
Flydende nitrogen bruges som kølemiddel og til kryoterapi. Industrielle anvendelser af nitrogengas skyldes dets inerte egenskaber. Gasformigt nitrogen er brand- og eksplosionssikkert, forhindrer oxidation og råd.
I petrokemikalier nitrogen bruges til at rense tanke og rørledninger, kontrol af driften af rørledninger under tryk, øge produktionen af felter. I minedrift nitrogen kan bruges til at skabe et eksplosionssikkert miljø i miner og til at udvide stenlag.
I elektronik produktion nitrogen bruges til udrensning af områder, der ikke tillader tilstedeværelsen af oxiderende ilt. Hvis i en proces, der traditionelt udføres ved hjælp af luft, er oxidation eller forrådnelse negative faktorer - nitrogen kan med succes erstatte luft.
Vigtigt anvendelsesområde nitrogen er hans bruges til yderligere syntese en lang række forbindelser indeholdende nitrogen såsom ammoniak, nitrogengødning, sprængstoffer, farvestoffer osv. Store mængder nitrogen anvendes i koksproduktion ("tørslukning af koks") ved losning af koks fra koksbatterier, samt til at "presse" brændstof i raketter fra tanke til pumper eller motorer.
Misforståelser: nitrogen er ikke julemanden
I fødevareindustrien nitrogen registreret som fødevaretilsætningsstoffer E941, som et gasformigt medium til emballering og opbevaring, kølemiddel. Flydende nitrogen Det påvises ofte i film som et stof, der øjeblikkeligt kan fryse ret store genstande. Dette er en almindelig fejl. Selv nedfrysning af en blomst kræver ret lang tid, hvilket blandt andet skyldes den meget lave varmekapacitet nitrogen .
Af samme grund er det meget svært at afkøle f.eks. låse til -180 °C og splitte dem med et slag. liter væske nitrogen , der fordamper og opvarmes til 20 °C, danner cirka 700 liter gas. Af denne grund bør du ikke opbevare nitrogen i lukkede beholdere ikke egnet til høje tryk. Princippet om at slukke brande med væske er baseret på samme kendsgerning. nitrogen . Fordamper nitrogen fortrænger den luft, der er nødvendig til forbrændingen, og ilden stopper.
Fordi nitrogen , i modsætning til vand, skum eller pulver, fordamper og forsvinder simpelthen, nitrogenbrandslukning er den mest effektive brandslukningsmekanisme ud fra et synspunkt om at bevare værdigenstande. Frysende væske nitrogen levende væsner med mulighed for efterfølgende afrimning er problematisk. Problemet er manglende evne til at fryse (og frigøre) et væsen hurtigt nok, så inhomogeniteten af frysning ikke påvirker dets vitale funktioner. Stanislav Lem, der fantaserede om dette emne i bogen "Fiasco", kom med et nødfrysningssystem nitrogen , hvor en slange med nitrogen, der slår tænder ud, blev stukket ind i astronautens mund og en rigelig strøm blev tilført inden i ham nitrogen .
Som nævnt ovenfor, nitrogen flydende og gasformigt udvindes fra atmosfærisk luft dybdekølingsmetode.
Kvalitetsindikatorer for gasformigt nitrogen GOST 9293-74
