Sztárhírek
A nitrogénnek van. Kókusz szubsztrát - a használat előnyei és hátrányai
Nitrogén - gáz, egyszerű Vegyi anyag, nem fém, a periódusos rendszer eleme. A latin Nitrogenium név azt jelenti, hogy „salipéter szülni”.
A „nitrogén” nevet és mássalhangzóit számos országban használják: Franciaországban, Olaszországban, Oroszországban, Törökországban, néhány keletszláv és volt Szovjetunió. A fő változat szerint a „nitrogén” név a görög azoos szóból származik - „élettelen”, mivel nem alkalmas légzésre.
A nitrogén elsősorban gázként található – körülbelül 78%-a (térfogat szerint) a levegőben. Az azt tartalmazó ásványi anyagok - például a chilei salétrom (nátrium-nitrát), az indiai salétrom (kálium-nitrát) - lelőhelyei többnyire kimerültek, így ipari mérleg a reagenst kémiai szintézissel vonják ki közvetlenül a légkörből.
Tulajdonságok
BAN BEN normál körülmények között Az N2 egy íz, szín és szag nélküli gáz. Nem ég, tűz- és robbanásbiztos, vízben és alkoholban rosszul oldódik, nem mérgező. Rosszul vezeti a hőt és az elektromosságot. -196 °C alatti hőmérsékleten először folyékony, majd szilárd lesz. A folyékony nitrogén átlátszó, mozgékony folyadék.
A nitrogénmolekula nagyon stabil, ezért a kémiai reagens alapvetően inert, normál körülmények között csak lítiummal, céziummal és átmenetifém komplexekkel reagál. Más anyagokkal való reakciók végrehajtásához speciális feltételek szükségesek: nagyon magas hőmérséklet és nyomás, valamint néha katalizátor. Nem lép reakcióba halogénekkel, kénnel, szénnel, szilíciummal, foszforral.
Az elem rendkívül fontos minden élőlény életében. A fehérjék, nukleinsavak, hemoglobin, klorofill és sok más biológiailag fontos vegyület szerves része. Jelentős szerepet játszik az élő sejtek és szervezetek anyagcseréjében.
A nitrogént 150 atmoszférán sűrített gáz formájában állítják elő, fekete hengerekben, nagy és átlátszó sárga felirattal. A folyékony reagenst Dewar-lombikban tárolják (dupla falú termosz, belül ezüstbevonattal, a falak között vákuum).
Nitrogén veszély
Normális körülmények között a nitrogén nem ártalmas emberre és állatra, de amikor magas vérnyomás kábítószeres mérgezést okoz, oxigénhiány esetén pedig fulladást okoz. Egy nagyon veszélyes dekompressziós betegség a nitrogénnel és annak az emberi vérre gyakorolt hatásával jár együtt a nyomás éles csökkenése során.
Valószínűleg mindenki látta már legalább egyszer filmben vagy tévésorozatban, 
hogyan fagy le a folyékony nitrogén azonnal az embereket, vagy reteszeli a rácsokat, széfeket stb., ami után törékennyé válnak és könnyen eltörnek. Valójában a folyékony nitrogén alacsony hőkapacitása miatt meglehetősen lassan fagy meg. Éppen ezért nem használható emberek lefagyasztására a későbbi leolvasztáshoz - nem lehet egyenletesen és egyidejűleg lefagyasztani az egész testet és a szerveket.
A nitrogén a pniktogénekhez tartozik - a periódusos rendszer azonos alcsoportjába tartozó kémiai elemek, mint önmaga. A nitrogén mellett a pniktogének közé tartozik a foszfor, az arzén, az antimon, a bizmut és a mesterségesen előállított muszkovium.
A folyékony nitrogén ideális anyag a tüzek, különösen az értékes tárgyakat érintő tüzek oltására. A nitrogénnel való oltás után sem víz, sem hab, sem por nem marad, a gáz egyszerűen eltűnik.
Alkalmazás
— A világon megtermelt összes nitrogén háromnegyede az ammónia előállítására megy el, ebből viszont salétromsavat állítanak elő, amelyet széles körben használnak a különböző iparágakban.
- BAN BEN mezőgazdaság A nitrogénvegyületeket műtrágyaként, magát a nitrogént pedig a zöldségboltokban a zöldségek jobb tartósítására használják.
— Robbanóanyagok, detonátorok, űrhajókhoz való üzemanyag (hidrazin) gyártásához.
— Színezékek és gyógyszerek gyártására.
— Gyúlékony anyagok csöveken keresztül történő szivattyúzásakor, bányákban, elektronikus berendezésekben.
— Koksz oltására a kohászatban, semleges légkör kialakítására ipari folyamatokban.
— Csövek és tartályok öblítésére; rétegek felszakadása a bányászatban; üzemanyagot rakétákba pumpálni.
— Repülőgép-abroncsokba, esetenként autógumikba való befecskendezésre.
- Speciális kerámiák gyártásához - szilícium-nitrid, amely fokozott mechanikai, termikus, kémiai ellenállásés sok más hasznos funkció.
— Az E941 élelmiszer-adalékanyagot olyan tartósító környezet kialakítására használják a csomagolásban, amely megakadályozza az oxidációt és a mikroorganizmusok fejlődését. A folyékony nitrogént italok és olajok palackozásához használják.
A folyékony nitrogént a következőképpen használják:
– hűtőfolyadék kriosztátokban, vákuum berendezések stb.
— Kriogén terápiában a kozmetológiában és az orvostudományban, bizonyos típusú diagnosztikák elvégzésére, bioanyag minták, sperma, petesejtek tárolására.
— Kriogén vágásnál.
- Tüzet oltani. Ahogy a reagens elpárolog, a folyadék térfogatánál 700-szor nagyobb gáztömeget képez. Ez a gáz kiszorítja az oxigént a lángból, és kialszik.
A nitrogént (N 2) J. Priestley fedezte fel 1774-ben. A „nitrogén” elnevezés görögül azt jelenti, hogy „élettelen”. Ez annak köszönhető, hogy a nitrogén nem támogatja az égési és légzési folyamatokat. De a növények és élő szervezetek összes alapvető életfolyamatához a nitrogén rendkívül fontos.
Az elemek jellemzői
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Izotópok: 14 N (99,635%); 15 N (0,365%)
Clark-é földkéreg 0,01 tömeg%. A légkörben 78,09 térfogat% (75,6 tömeg%). A nitrogén az élő anyagok (fehérjék, nukleinsavak stb.) része. A hidroszférában a nitrogén nitrátok (NO 3) formájában van jelen. A nitrogénatomok az 5. legnagyobb mennyiségben előforduló atomok az Univerzumban.
A legfontosabb N-tartalmú szervetlen anyagok.
Szabad (molekuláris) nitrogén
A nitrogénatomok három kovalens nempoláris kötéssel kapcsolódnak egymáshoz: az egyik szigma kötés, 2 a pi kötés. A kötés megszakító energiája nagyon magas
Fizikai tulajdonságok
Normál hőmérsékleten és légköri nyomás Az N 2 színtelen, szagtalan és íztelen gáz, a levegőnél kissé könnyebb, vízben nagyon rosszul oldódik. Nagy nehézségek árán alakul folyékony halmazállapotúvá (fp -196 "C) A folyékony nitrogén párolgáshője magas, és alacsony hőmérsékletek létrehozására használják (hűtőközeg).
Megszerzési módszerek
A nitrogén szabad állapotban van jelen a levegőben, ezért az ipari előállítási módszer a levegőelegy szétválasztása (folyékony levegő rektifikáció).
Laboratóriumi körülmények között kis mennyiségű nitrogén nyerhető a következő módokon:
1. Levegő átvezetése forró réz felett, amely a reakció következtében oxigént vesz fel: 2Cu + O 2 = 2CuO. Ami megmarad, az a nitrogén inert gázok szennyeződéseivel.
2. Egyes ammóniumsók redox bomlása:
NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
3. Ammónia és ammóniumsók oxidációja:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
8NH 3 + ZBr 2 = N 2 + 6NH 4 Br
NH 4 Cl + NaNO 2 = N 2 + NaCl + 2H 2 O
Kémiai tulajdonságok
A molekuláris nitrogén kémiailag inert anyag az N 2 molekulák kivételesen nagy stabilitása miatt. Csak a fémekkel való összetett reakciók mennek végbe többé-kevésbé könnyen. Minden más esetben a reakciók megindításához és felgyorsításához magas hőmérséklet, szikravillamos kisülés, ionizáló sugárzás, katalizátorok (Fe, Cr, V, Ti és ezek vegyületei) alkalmazása szükséges.
Reakciók redukálószerekkel (N 2 - oxidálószer)
1. Kölcsönhatás fémekkel:
Az alkáli- és alkáliföldfém-nitridek Me képződési reakciói tiszta nitrogénnel és fémek levegőben történő égésekor egyaránt előfordulnak.
N 2 + 6Li = 2Li 3 N
N 2 + 6Cs = 2Cs 3 N
N 2 + 3Mg = Mg 3 N 2
2. Kölcsönhatás hidrogénnel (a reakciónak nagy gyakorlati jelentősége van):
N 2 + ZN 2 = 2NH 3 ammónia
3. Kölcsönhatás szilíciummal és szénnel
2N 2 + 3Si = Si 3 N 4 szilícium (IV) nitrid
N 2 + 2C = (CN) 2 cianogén
2N 2 + 5C + 2Na 2 CO 3 = 4NaCN + 3CO 2 nátrium-cianid
Reakciók oxidálószerekkel (N 2 - redukálószer)
Ezek a reakciók normál körülmények között nem fordulnak elő. A nitrogén nem lép kölcsönhatásba közvetlenül a fluorral és más halogénekkel, és az oxigénnel való reakció az elektromos szikrakisülések hőmérsékletén megy végbe:
N 2 + O 2 = 2 NO
A reakció erősen reverzibilis; közvetlen áramlás hőelnyeléssel történik (endoterm).
NITROGÉN
N (nitrogén),
kémiai elem(7. szám alatt) Az elemek periódusos rendszerének VA alcsoportjai. A Föld légköre 78 térfogatszázalék nitrogént tartalmaz. Hogy megmutassuk, milyen nagyok ezek a nitrogéntartalékok, megjegyezzük, hogy a földfelszín minden négyzetkilométere feletti légkörben annyi nitrogén található, hogy akár 50 millió tonna nátrium-nitrát vagy 10 millió tonna ammónia (a nitrogén vegyülete hidrogén) nyerhető belőle.ez a földkéregben található nitrogén kis hányadát teszi ki. A szabad nitrogén jelenléte jelzi annak tehetetlenségét és azt, hogy nehéz kölcsönhatásba lépni más elemekkel normál hőmérsékleten. A rögzített nitrogén szerves és szervetlen anyagok része is. A növényi és állati élet szénhez kötött nitrogént és oxigént tartalmaz a fehérjékben. Ezen kívül ismertek és nagy mennyiségben beszerezhetők a nitrogéntartalmú szervetlen vegyületek, mint a nitrátok (NO3-), nitritek (NO2-), cianidok (CN-), nitridek (N3-) és azidok (N3-).
Történelmi hivatkozás. A. Lavoisier kísérletei, amelyek a légkör életfenntartó és égési folyamatok fenntartásában betöltött szerepének tanulmányozásával foglalkoztak, megerősítették egy viszonylag inert anyag létezését a légkörben. Anélkül, hogy megállapította volna az égés után visszamaradt gáz elemi természetét, Lavoisier azotának nevezte, ami az ógörögül „élettelent” jelent. 1772-ben az edinburghi D. Rutherford megállapította, hogy ez a gáz elem, és elnevezte " káros levegő"A nitrogén latin neve innen származik görög szavak nitron és gen, ami "sópéterképzőt" jelent.
A nitrogén rögzítése és a nitrogén körforgása. A „nitrogénkötés” kifejezés a légköri nitrogén N2 rögzítésének folyamatára utal. A természetben ez kétféleképpen történhet: vagy a hüvelyesek, például a borsó, a lóhere és a szójabab, csomókat halmoznak fel a gyökereiken, amelyekben a nitrogénmegkötő baktériumok nitráttá alakítják, vagy a légköri nitrogént villámlás közben oxigén oxidálja. S. Arrhenius megállapította, hogy évente akár 400 millió tonna nitrogént rögzítenek így. A légkörben a nitrogén-oxidok az esővízzel egyesülve salétromsav és salétromsav keletkezik. Emellett megállapították, hogy esővel és hóval kb. 6700 g nitrogén; a talajba érve nitritté és nitráttá alakulnak. A növények nitrátokat használnak növényi fehérjék képzésére. Az ezekkel a növényekkel táplálkozó állatok a növények fehérjeanyagait asszimilálják és állati fehérjékké alakítják át. Az állatok és növények elpusztulása után lebomlanak, és a nitrogénvegyületek ammóniává alakulnak. Az ammóniát kétféleképpen hasznosítják: a nitrátokat nem képző baktériumok elemivé bontják, nitrogént és hidrogént szabadítanak fel, más baktériumok pedig nitriteket képeznek belőle, amelyeket más baktériumok nitráttá oxidálnak. Így megy végbe a természetben a nitrogénkör, vagy a nitrogénkör.
Az atommag és az elektronhéj szerkezete. A természetben a nitrogénnek két stabil izotópja létezik: 14-es tömegszámú (N 7 protont és 7 neutront tartalmaz) és 15 tömegszámú (7 protont és 8 neutront tartalmaz). Arányuk 99,635:0,365, tehát a nitrogén atomtömege 14,008. Az instabil 12N, 13N, 16N, 17N nitrogén izotópokat mesterségesen kaptuk. Sematikusan elektronikus szerkezet nitrogénatom: 1s22s22px12py12pz1. Következésképpen a külső (második) elektronhéj 5 elektront tartalmaz, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában; a nitrogénpályák elektronokat is tudnak fogadni, pl. (-III)-tól (V)-ig oxidációs állapotú vegyületek képződése lehetséges, és ezek ismertek.
Lásd még: ATOMSZERKEZET.
Molekuláris nitrogén. A gázsűrűség meghatározásából kiderült, hogy a nitrogénmolekula kétatomos, azaz. a nitrogén molekulaképlete NєN (vagy N2). Két nitrogénatom esetén az egyes atomok három külső 2p elektronja hármas kötést alkot:N:::N:, elektronpárokat alkotva. Mért interatomikus távolság N-É egyenlő 1,095-tel. Akárcsak a hidrogén esetében (lásd HIDROGÉN), itt is vannak nitrogénmolekulák, amelyeknek különböző - szimmetrikus és antiszimmetrikus - nukleáris spinje van. Normál hőmérsékleten a szimmetrikus és antiszimmetrikus formák aránya 2:1. Szilárd állapotban a nitrogén két változata ismert: a - köbös és b - hatszögletű, átmeneti hőmérséklettel a (r) b -237,39 °C. A b módosítás -209,96 °C-on olvad, és -195,78 °C-on 1 °C-on forr. atm (lásd 1. táblázat). Egy mól (28,016 g vagy 6,023 * 10 23 molekula) molekuláris nitrogén atomokra (N2 2N) történő disszociációs energiája körülbelül -225 kcal. Ezért atomi nitrogén képződhet csendes elektromos kisülés során, és kémiailag aktívabb, mint a molekuláris nitrogén.
Átvétel és jelentkezés. Az elemi nitrogén előállításának módja a kívánt tisztaságtól függ. A nitrogént hatalmas mennyiségben nyerik az ammónia szintéziséhez, míg a nemesgázok kis keverékei elfogadhatók.
Nitrogén a légkörből. Gazdasági szempontból a nitrogén légkörből való felszabadulása a tisztított levegő cseppfolyósítási módszerének alacsony költségének köszönhető (eltávolítják a vízgőzt, a CO2-t, a port és egyéb szennyeződéseket). Az ilyen levegő egymást követő kompressziós, hűtési és expanziós ciklusai annak cseppfolyósodásához vezetnek. A folyékony levegőt frakcionált desztillációnak vetik alá, lassú hőmérséklet-emelkedéssel. Először a nemesgázok szabadulnak fel, majd a nitrogén, és folyékony oxigén marad. A tisztítást ismételt frakcionálási eljárásokkal érik el. Ezzel a módszerrel évente sok millió tonna nitrogént állítanak elő, főként az ammónia szintézisére, amely az ipar és a mezőgazdaság számára a különböző nitrogéntartalmú vegyületek előállítási technológiájának alapanyaga. Ezenkívül gyakran használnak tisztított nitrogénatmoszférát, ha az oxigén jelenléte elfogadhatatlan.
Laboratóriumi módszerek. A nitrogén kis mennyiségben kinyerhető a laboratóriumban különböző utak oxidáló ammónia vagy ammóniumion, például:
Az ammóniumion nitrit-ionnal történő oxidációja nagyon kényelmes:
Más módszerek is ismertek - azidok lebontása hevítéskor, ammónia lebontása réz(II)-oxiddal, nitritek kölcsönhatása szulfaminsavval vagy karbamiddal:
Az ammónia katalitikus bomlása magas hőmérsékleten nitrogént is termelhet:
Fizikai tulajdonságok. A nitrogén néhány fizikai tulajdonságát a táblázat tartalmazza. 1.
1. táblázat A NITROGÉN NÉHÁNY FIZIKAI TULAJDONSÁGA
Sűrűség, g/cm3 0,808 (folyadék) Olvadáspont, °C -209,96 Forráspont, °C -195,8 Kritikus hőmérséklet, ° C -147,1 Kritikus nyomás, atma 33,5 Kritikus sűrűség, g/cm3 a 0,311 Fajlagos hőkapacitás, J/(molC) 14,56 (15° C) Pauling elektronegativitás 3 Kovalens sugár, 0,74 Kristálysugár , 1,4 Ionizáció , Wb
első 14,54 második 29,60
A Hőmérséklet és nyomás, amelynél a folyékony és a gáznemű nitrogén sűrűsége azonos.
b Az első külső elektron és a következő elektron eltávolításához szükséges energia mennyisége 1 mól atomi nitrogénre vonatkoztatva.
Kémiai tulajdonságok. Mint már említettük, a nitrogén domináns tulajdonsága normál hőmérsékleti és nyomási körülmények között a tehetetlensége vagy alacsony kémiai aktivitása. A nitrogén elektronszerkezete 2s szinten egy elektronpárt és három félig kitöltött 2p pályát tartalmaz, így egy nitrogénatom legfeljebb négy másik atomot tud megkötni, pl. koordinációs száma négy. Kis méret egy atom korlátozza a hozzá társítható atomok vagy atomcsoportok számát is. Ezért a VA alcsoport más tagjainak számos vegyülete vagy egyáltalán nem rendelkezik analógokkal a nitrogénvegyületek között, vagy a hasonló nitrogénvegyületek instabilnak bizonyulnak. Tehát a PCl5 stabil vegyület, de az NCl5 nem létezik. Egy nitrogénatom képes kapcsolódni egy másik nitrogénatomhoz, és számos meglehetősen stabil vegyületet képez, mint például a hidrazin N2H4 és az MN3 fémazidok. Ez a fajta kötés szokatlan a kémiai elemeknél (a szén és a szilícium kivételével). Magasabb hőmérsékleten a nitrogén sok fémmel reagál, és részben ionos nitrideket képez MxNy. Ezekben a vegyületekben a nitrogén negatív töltésű. táblázatban A 2. táblázat az oxidációs állapotokat és a megfelelő vegyületek példáit mutatja be.
2. táblázat A NITROGÉN ÉS A MEGFELELŐ VEGYÜLETEK OXIDÁCIÓS ÁLLAPOTAI
Oxidációs állapot Példák vegyületekre
-III Ammónia NH3, ammóniumion NH4+, nitridek M3N2 -II Hidrazin N2H4 -I Hidroxil-amin NH2OH I Nátrium-hiponitrit Na2N2O2, nitrogén-monoxid(I) N2O II Nitrogén-oxid(II) NO III Nitrogén-oxid nátrium-N2-N2Ox3, ) NO2, dimer N2O4 V Nitrogén-oxid (V) N2O5, salétromsav HNO3 és sói (nitrátok) Nitridek. A több elektropozitív elemet, fémeket és nemfémeket tartalmazó nitrogénvegyületek – nitridek – hasonlóak a karbidokhoz és hidridekhez. A természettől függően oszthatók M-N kapcsolatok ionos, kovalens és köztes típusú kötéssel. Általában ezek kristályos anyagok.
Ionos nitridek. Ezekben a vegyületekben a kötés magában foglalja az elektronok átvitelét a fémből a nitrogénbe, és így N3-ion keletkezik. Ilyen nitridek a Li3N, Mg3N2, Zn3N2 és Cu3N2. A lítiumon kívül más alkálifémek nem képezik a nitridek IA alcsoportját. Az ionos nitridek magas olvadáspontúak, és vízzel reagálva NH3-t és fém-hidroxidot képeznek.
Kovalens nitridek. Amikor a nitrogénelektronok egy másik elem elektronjaival együtt vesznek részt egy kötés kialakításában anélkül, hogy a nitrogénből egy másik atomba átkerülnének, kovalens kötéssel rendelkező nitridek képződnek. A hidrogén-nitridek (például az ammónia és a hidrazin) teljesen kovalensek, akárcsak a nitrogén-halogenidek (NF3 és NCl3). A kovalens nitridek közé tartozik például a Si3N4, P3N5 és BN – rendkívül stabil fehér anyagok, a BN-nek pedig két allotróp módosulata van: hatszögletű és gyémántszerű. Ez utóbbi nagy nyomáson és hőmérsékleten jön létre, és keménysége közel áll a gyémánt keménységéhez.
Köztes típusú kötésű nitridek. Az átmeneti elemek magas hőmérsékleten reagálnak az NH3-mal, és szokatlan vegyületcsoportot képeznek, amelyben a nitrogénatomok szabályosan elhelyezkedő fématomok között oszlanak meg. Ezekben a vegyületekben nincs egyértelmű elektroneltolódás. Ilyen nitridek például a Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Ezek a vegyületek általában teljesen inertek és jó elektromos vezetőképességgel rendelkeznek.
A nitrogén hidrogénvegyületei. A nitrogén és a hidrogén kölcsönhatásba lépve olyan vegyületeket hoz létre, amelyek homályosan hasonlítanak a szénhidrogénekre (lásd még: SZERVES kémia). A hidrogén-nitrátok stabilitása csökken a nitrogénatomok számának növekedésével a láncban, ellentétben a szénhidrogénekkel, amelyek hosszú láncokban stabilak. A legfontosabb hidrogén-nitridek az ammónia NH3 és a hidrazin N2H4. Ezek közé tartozik a HNNN (HN3) sósav is.
Ammónia NH3. Az ammónia a modern gazdaság egyik legfontosabb ipari terméke. A 20. század végén. Az USA-ban kb. 13 millió tonna ammónia évente (vízmentes ammóniára vonatkoztatva).
Molekula szerkezete. Az NH3 molekula szinte piramis alakú. Sarok H-N-H csatlakozások 107°, ami közel áll a 109°-os tetraéderszöghez. A magányos elektronpár ekvivalens a kapcsolódó csoporttal, ami azt eredményezi, hogy a nitrogén koordinációs száma 4, a nitrogén pedig a tetraéder közepén helyezkedik el.
Az ammónia tulajdonságai. Az ammónia néhány fizikai tulajdonságát a vízzel összehasonlítva a táblázat tartalmazza. 3.
3. táblázat AZ AMMÓNIA ÉS A VÍZ NÉHÁNY FIZIKAI TULAJDONSÁGA
Az ammónia forrás- és olvadáspontja sokkal alacsonyabb, mint a vízé, annak ellenére, hogy a molekulatömegek és a molekulaszerkezet hasonlóak. Ez azzal magyarázható, hogy a vízben az intermolekuláris kötések viszonylag erősebbek, mint az ammóniában (az ilyen intermolekuláris kötéseket hidrogénkötéseknek nevezzük).
Oldószerként ammónia. A folyékony ammónia nagy dielektromos állandója és dipólusmomentuma lehetővé teszi poláris vagy ionos szervetlen anyagok oldószereként való alkalmazását. Az ammónia oldószer köztes helyet foglal el a víz és a szerves oldószerek, például az etil-alkohol között. Az alkáli- és alkáliföldfémek ammóniában oldódnak, sötétkék oldatokat képezve. Feltételezhető, hogy a vegyértékelektronok szolvatációja és ionizációja oldatban történik a séma szerint
A kék szín a szolvatációval és az elektronok mozgásával vagy a folyadékban lévő „lyukak” mozgásával kapcsolatos. A folyékony ammóniában lévő nátrium magas koncentrációja esetén az oldat bronz színt vesz fel, és elektromosan erősen vezetőképes. A kötetlen alkálifém az ilyen oldatból ammónia lepárlásával vagy nátrium-klorid hozzáadásával választható el. A fémek ammóniában készült oldatai jó redukálószerek. Az autoionizáció folyékony ammóniában megy végbe
hasonló a vízben végbemenő folyamathoz
Néhány Kémiai tulajdonságok táblázatban mindkét rendszert összehasonlítjuk. 4. A folyékony ammónia mint oldószer előnyt jelent bizonyos esetekben, amikor a komponensek vízzel való gyors kölcsönhatása miatt (például oxidáció és redukció) lehetetlen vízben reakciókat végrehajtani. Például folyékony ammóniában a kalcium reakcióba lép a KCl-dal, CaCl2-t és K-t képezve, mivel a CaCl2 folyékony ammóniában oldhatatlan, a K pedig oldódik, és a reakció teljesen lezajlik. Vízben egy ilyen reakció lehetetlen a Ca és a víz gyors kölcsönhatása miatt. Ammónia előállítása. Az ammóniumsókból erős bázis, például NaOH hatására gáznemű NH3 szabadul fel:
A módszer laboratóriumi körülmények között alkalmazható. Kis termelés Az ammónia szintén nitridek, például Mg3N2 vízzel történő hidrolízisén alapul. A kalcium-cianamid CaCN2 vízzel való kölcsönhatása során ammóniát is képez. Az ammónia előállításának fő ipari módszere a légköri nitrogénből és hidrogénből magas hőmérsékleten és nyomáson történő katalitikus szintézis:
Ehhez a szintézishez a hidrogént szénhidrogének termikus krakkolása, vízgőz szénre vagy vasra gyakorolt hatására, alkoholok vízgőzzel történő lebontásával vagy víz elektrolízisével nyerik. Számos szabadalom született az ammónia szintézisére, amelyek az eljárás körülményei között (hőmérséklet, nyomás, katalizátor) különböznek egymástól. Létezik egy ipari termelési módszer a szén termikus desztillációjával. F. Haber és K. Bosch nevéhez fűződik az ammóniaszintézis technológiai fejlődése.
Az ammónia kémiai tulajdonságai. A táblázatban említett reakciókon kívül. 4, az ammónia vízzel reagálva NH3НH2O vegyületet képez, amelyet gyakran tévesen NH4OH ammónium-hidroxidnak tekintenek; valójában az NH4OH oldatban való létezése nem bizonyított. Az ammónia vizes oldata („ammónia”) túlnyomórészt NH3-ból, H2O-ból és kis koncentrációban disszociáció során keletkező NH4+- és OH-ionokból áll.
Az ammónia alapvető természetét a nitrogén:NH3 magányos elektronpár jelenléte magyarázza. Ezért az NH3 egy Lewis-bázis, amely a legnagyobb nukleofil aktivitással rendelkezik, amely a hidrogénatom protonjával vagy magjával való asszociáció formájában nyilvánul meg:
Bármely ion vagy molekula, amely képes elfogadni egy elektronpárt (elektrofil vegyület), reakcióba lép az NH3-mal, és koordinációs vegyületet képez. Például:
Az Mn+ szimbólum egy átmeneti fémiont jelöl (a periódusos rendszer B alcsoportja, pl. Cu2+, Mn2+ stb.). Bármely protikus (azaz H-tartalmú) sav reagál ammóniával vizes oldatban, és ammóniumsókat képez, mint például ammónium-nitrát NH4NO3, ammónium-klorid NH4Cl, ammónium-szulfát (NH4)2SO4, ammónium-foszfát (NH4)3PO4. Ezeket a sókat széles körben használják a mezőgazdaságban műtrágyaként a nitrogén talajba juttatására. Az ammónium-nitrátot olcsó robbanóanyagként is használják; először kőolajjal (dízelolajjal) használták. Az ammónia vizes oldatát közvetlenül a talajba vagy öntözővízzel történő bejuttatásra használják. Ammóniából szintézissel nyert karbamid NH2CONH2 és szén-dioxid, műtrágya is. Az ammóniagáz reakcióba lép fémekkel, például nátriummal és káliummal amidokat képezve:
Az ammónia hidridekkel és nitridekkel is amidokat képez:
Az alkálifém-amidok (például NaNH2) hevítés közben reagálnak N2O-val, és azidokat képeznek:
A gáznemű NH3 magas hőmérsékleten fémekké redukálja a nehézfém-oxidokat, nyilvánvalóan az ammónia N2-vé és H2-vé történő bomlása során keletkező hidrogén miatt:
Az NH3 molekulában lévő hidrogénatomok helyettesíthetők halogénnel. A jód reakcióba lép tömény oldat NH3, NI3-t tartalmazó anyagok keverékét képezve. Ez az anyag nagyon instabil, és a legkisebb mechanikai behatásra is felrobban. Az NH3 és a Cl2 reakciója NCl3, NHCl2 és NH2Cl klóraminokat eredményez. Ha az ammóniát nátrium-hipoklorit NaOCl hatásának teszik ki (amely NaOH-ból és Cl2-ből képződik), a végtermék hidrazin:
Hidrazin. A fenti reakciók az N2H4ЧH2O összetételű hidrazin-monohidrát előállításának módszerét jelentik. A vízmentes hidrazint a monohidrát speciális desztillációjával állítják elő BaO-val vagy más vízeltávolító anyagokkal. A hidrazin tulajdonságai kissé hasonlóak a H2O2 hidrogén-peroxidéhoz. A tiszta vízmentes hidrazin színtelen, higroszkópos folyadék, forráspontja 113,5 °C; jól oldódik vízben, gyenge bázist képez
Savas környezetben (H+) a hidrazin oldható []+X- típusú hidrazóniumsókat képez. A hidrazin és egyes származékai (például a metil-hidrazin) oxigénnel való reakciójának könnyedsége lehetővé teszi, hogy folyékony rakéta-üzemanyagként használják fel. A hidrazin és származékai erősen mérgezőek. Nitrogén-oxidok. Az oxigénnel rendelkező vegyületekben a nitrogén minden oxidációs állapotot mutat, és oxidokat képez: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. A nitrogén-peroxidok (NO3, NO4) képződéséről kevés információ áll rendelkezésre. A nitrogén(I)-oxid N2O (dianitrogén-monoxid) az ammónium-nitrát termikus disszociációjából származik:
A molekula lineáris szerkezetű
Az N2O szobahőmérsékleten meglehetősen inert, de magas hőmérsékleten elősegíti a könnyen oxidálódó anyagok égését. A nevetőgázként ismert N2O-t enyhe érzéstelenítésre használják az orvostudományban. A nitrogén-oxid (II) NO színtelen gáz, az ammónia oxigén jelenlétében történő katalitikus termikus disszociációjának egyik terméke:
NO képződik a salétromsav hőbomlása során vagy a réz híg salétromsavval való reakciója során is:
Az NO előállítható egyszerű anyagokból (N2 és O2) nagyon magas hőmérsékleten, például elektromos kisülésben. A NO-molekula szerkezete egy párosítatlan elektronból áll. Az ilyen szerkezetű kapcsolatok kölcsönhatásba lépnek az elektromos és mágneses mezők. Folyékony vagy szilárd állapotban az oxid kék színű, mivel a párosítatlan elektron részleges asszociációt okoz. folyékony halmazállapotés gyenge dimerizáció szilárd állapotban: 2NO N2O2. Nitrogén-oxid (III) N2O3 (nitrogén-trioxid) - salétromsav-anhidrid: N2O3 + H2O 2HNO2. A tiszta N2O3 kék folyadék formájában nyerhető ki alacsony hőmérsékletek(-20°C) NO és NO2 ekvimolekuláris keverékéből. Az N2O3 csak szilárd állapotban stabil alacsony hőmérsékleten (olvadáspont -102,3 ° C), folyékony és gáz halmazállapotban ismét NO-ra és NO2-ra bomlik. A nitrogén-monoxid (IV) NO2 (nitrogén-dioxid) molekulában szintén van párosítatlan elektron (lásd fent a nitrogén-monoxid (II) részt). A molekula szerkezete háromelektronos kötést feltételez, a molekula pedig a szabad gyök tulajdonságait (egy vonal két páros elektronnak felel meg):
Az NO2-t az ammónia katalitikus oxidációjával nyerik oxigénfeleslegben vagy a NO levegőben történő oxidációjával:
és a reakciókkal is:
Szobahőmérsékleten az NO2 egy sötétbarna gáz, amelynek mágneses tulajdonságai vannak a párosítatlan elektron jelenléte miatt. 0°C alatti hőmérsékleten az NO2 molekula dinitrogén-tetroxiddá dimerizálódik, és -9,3°C-on teljes a dimerizáció: 2NO2 N2O4. Folyékony állapotban csak 1% NO2 dimerizálatlan, és 100°C-on 10% N2O4 marad dimer formájában. Az NO2 (vagy N2O4) reakcióba lép meleg víz salétromsav képződésével: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. A NO2 technológia ezért nagyon fontos egy iparilag fontos termék – a salétromsav – előállításának közbenső szakaszaként. A nitrogén-monoxid (V) N2O5 (elavult nitrogén-anhidrid) egy fehér kristályos anyag, amelyet salétromsav P4O10 foszfor-oxid jelenlétében történő dehidratálásával nyernek:
Az N2O5 könnyen oldódik a levegő nedvességében, ismét HNO3-t képezve. Az N2O5 tulajdonságait az egyensúly határozza meg
Az N2O5 jó oxidálószer, könnyen, esetenként hevesen reagál fémekkel ill szerves vegyületek tiszta állapotban pedig hevítésre felrobban. Az N2O5 valószínű szerkezete a következőképpen ábrázolható
Nitrogén-oxosavak. A nitrogén esetében három oxosav ismert: a hiponitrogéntartalmú H2N2O2, a nitrogéntartalmú HNO2 és a salétromsav HNO3. A H2N2O2 hiponitroszsav egy nagyon instabil vegyület, amely nem vizes közegben nehézfém - hiponitrit - sójából, egy másik sav hatására képződik: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Az oldat elpárologtatása után fehér robbanóanyag keletkezik, amelynek szerkezete H-O-N=N-O-H.
A salétromsav HNO2 nem létezik tiszta formában, azonban kis koncentrációjú vizes oldatok keletkeznek úgy, hogy kénsavat adnak a bárium-nitrithez:
Salétromsav keletkezik akkor is, ha NO és NO2 (vagy N2O3) ekvimoláris keverékét vízben oldjuk. A salétromsav valamivel erősebb, mint az ecetsav. A benne lévő nitrogén oxidációs állapota +3 (szerkezete H-O-N=O), azaz. lehet oxidálószer és redukálószer is. Redukálószerek hatására általában NO-vá redukálódik, oxidálószerekkel kölcsönhatásba lépve pedig salétromsavvá oxidálódik. Egyes anyagok, például fémek vagy jodidionok salétromsavban való oldódási sebessége a szennyeződésként jelenlévő salétromsav koncentrációjától függ. A salétromsav sói - nitritek - jól oldódnak vízben, kivéve az ezüst-nitrit. A NaNO2-t festékek előállításához használják. A salétromsav HNO3 az egyik legfontosabb szervetlen termék a fő vegyipar. Számos más szervetlen és szerves anyag technológiájában használják, mint például robbanóanyagok, műtrágyák, polimerek és szálak, színezékek, gyógyszerek stb.
Lásd még KÉMIAI ELEMEK.
IRODALOM
Nitrogenist's Handbook. M., 1969 Nekrasov B.V. Az általános kémia alapjai. M., 1973 A nitrogénkötés problémái. Szervetlen és fizikai kémia. M., 1982
Collier enciklopédiája. - Nyílt társadalom. 2000 .
Szinonimák:Nézze meg, mi a "NITROGEN" más szótárakban:
- (N) kémiai elem, gáz, színtelen, íztelen és szagtalan; a levegő 4/5-ét (79%) teszi ki; üt tömeg 0,972; atomtömeg 14; 140 °C-on folyadékká kondenzálódik. és nyomás 200 atmoszféra; összetevő sok növényi és állati anyag. Szótár… … Szótár idegen szavak orosz nyelv
NITROGÉN- NITROGÉN, vegyszer. elem, szimbólum N (francia AZ), 7-es sorozatszám, at. V. 14,008; forráspontja 195,7°; 1 l A. 0°-on és 760 mm nyomáson. súlya 1,2508 g [lat. Nitrogénium („salétromképző”), német. Stickstoff („fullasztó… Nagy orvosi enciklopédia
- (lat. Nitrogénium) N, a periódusos rendszer V. csoportjába tartozó kémiai elem, 7-es rendszám, 14,0067 atomtömeg. A név a görögből negatív előtag és zoe élet (nem támogatja a légzést vagy az égést). A szabad nitrogén 2 atomból áll.... Nagy enciklopédikus szótár
nitrogén- a m. azote m. Arab. 1787. Lexis.1. alkimista A fémek első anyaga a fémhigany. Sl. 18. Paracelsus elindult a világ végére, mindenkinek felajánlotta Laudanumát és Azothját nagyon kedvező áron, minden lehetséges... ... Történelmi szótár Az orosz nyelv gallicizmusai
- (Nitrogén), N, a periódusos rendszer V. csoportjába tartozó kémiai elem, 7-es rendszám, 14,0067 atomtömeg; gáz, forráspont 195,80 shs. A nitrogén a levegő fő összetevője (78,09 térfogatszázalék), minden élő szervezet része (az emberi szervezetben... ... Modern enciklopédia
Nitrogén- (Nitrogén), N, a periódusos rendszer V. csoportjába tartozó kémiai elem, 7-es rendszám, 14,0067 atomtömeg; gáz, forráspontja 195,80 °C. A nitrogén a levegő fő összetevője (78,09 térfogatszázalék), minden élő szervezet része (az emberi szervezetben... ... Illusztrált enciklopédikus szótár
- (N vegyi jel, atomtömeg 14) az egyik kémiai elem: színtelen gáz, szagtalan, íztelen; nagyon kevéssé oldódik vízben. Fajsúly az 0,972. A genfi Pictetnek és a párizsi Calhetnek sikerült nagy nyomásnak kitenni a nitrogén kondenzációját... Brockhaus és Efron enciklopédiája
(Pauling szerint)
| N | 7 |
| 14,00674 | |
| 2s 2 2p 3 | |
| Nitrogén | |
A nitrogén kétatomos N2-molekulák formájában teszi ki a légkör nagy részét, ahol a tartalma 75,6% (tömeg) vagy 78,084% (térfogat), azaz körülbelül 3,87 10 15 tonna.
A hidroszférában oldott nitrogén tömege, figyelembe véve, hogy a légköri nitrogén vízben való oldódási és légköri kibocsátási folyamatai egyidejűleg mennek végbe, körülbelül 2 10 13 tonna, emellett körülbelül 7 10 11 tonna nitrogént tartalmaz. a hidroszférában vegyületek formájában.
Biológiai szerep
A nitrogén az állatok és növények létezéséhez szükséges elem, a fehérjék (16-18 tömeg%), aminosavak, nukleinsavak, nukleoproteinek, klorofill, hemoglobin stb. része. Az élő sejtek összetételében A nitrogénatomok körülbelül 2%, a tömegrész körülbelül 2,5% (a negyedik hely a hidrogén, a szén és az oxigén után). Ennek köszönhetően jelentős mennyiségű kötött nitrogén az élő szervezetekben, a „halott szerves anyagokban” és a tengerekben és óceánokban szétszórt anyagokban található. Ez a mennyiség hozzávetőlegesen 1,9 10 11 tonnára becsülhető A nitrogéntartalmú szerves anyagok rothadási és bomlási folyamatainak eredményeként, kedvező tényezők hatására környezet, nitrogéntartalmú ásványok természetes lerakódásai képződhetnek például „chilei nitrát” (nátrium-nitrát más vegyületek keverékeivel), norvég, indiai nitrát.
Nitrogén körforgás a természetben
Nitrogén körforgás a természetben
A légköri nitrogén rögzítése a természetben két fő irányban történik - abiogén és biogén. Az első út főként a nitrogén és az oxigén reakcióit foglalja magában. Mivel a nitrogén kémiailag nagyon inert, nagy mennyiségű energiára (magas hőmérsékletre) van szükség az oxidációhoz. Ezeket a feltételeket villámcsapáskor érik el, amikor a hőmérséklet eléri a 25 000 °C-ot vagy magasabbat. Ebben az esetben különféle nitrogén-oxidok képződnek. Fennáll annak a lehetősége is, hogy a félvezetők vagy a szélessávú dielektrikumok (sivatagi homok) felületén fotokatalitikus reakciók eredményeként abiotikus rögzítés következik be.
A molekuláris nitrogén nagy része (kb. 1,4·10 8 t/év) azonban biotikusan kötődik. Sokáig azt hitték, hogy a mikroorganizmusok kis száma (bár a Föld felszínén elterjedt) képes megkötni a molekuláris nitrogént: a baktériumok. AzotobacterÉs Clostridium, csomóbaktériumok hüvelyes növények Rhizobium, cianobaktériumok Anabaena, Nostoc stb. Ma már ismert, hogy sok más vízben és talajban élő organizmus rendelkezik ezzel a képességgel, például az éger és más fák gumóiban található aktinomycetes (összesen 160 faj). Mindegyikük a molekuláris nitrogént ammóniumvegyületekké (NH 4 +) alakítja át. Ez a folyamat jelentős energiaráfordítást igényel (1 g légköri nitrogén megkötéséhez a hüvelyes csomókban lévő baktériumok körülbelül 167,5 kJ-t fogyasztanak, azaz körülbelül 10 g glükózt oxidálnak). Látható tehát a növények és a nitrogénmegkötő baktériumok szimbiózisának kölcsönös előnye - az előbbiek „lakóhelyet” biztosítanak az utóbbiaknak és ellátják a fotoszintézis eredményeként nyert „üzemanyagot” - a glükózt, az utóbbiak a nitrogént. szükségesek a növények számára olyan formában, hogy fel tudják venni.
A biogén nitrogénkötési folyamatokból származó ammónia és ammóniumvegyületek formájában megjelenő nitrogén gyorsan nitrátokká és nitritekké oxidálódik (ezt a folyamatot nitrifikációnak nevezik). Ez utóbbiak, amelyeket nem kapcsolnak össze növényi szövetekkel (és tovább a tápláléklánc mentén növényevők és ragadozók), nem maradnak sokáig a talajban. A legtöbb nitrát és nitrit jól oldódik, ezért a víz kimossa, és végül a világ óceánjaiba kerül (ezt az áramlást 2,5-8·10 7 t/évre becsülik).
A növények és állatok szöveteiben lévő nitrogén haláluk után ammónifikáción (nitrogéntartalmú komplex vegyületek bomlása ammónia és ammóniumionok felszabadulásával) és denitrifikáción, azaz atomi nitrogén, valamint oxidjainak felszabadulásával megy keresztül. . Ezek a folyamatok teljes mértékben a mikroorganizmusok aerob és anaerob körülmények közötti aktivitásának köszönhetőek.
Emberi tevékenység hiányában a nitrogénkötés és a nitrifikáció folyamatait a denitrifikáció ellentétes reakciói szinte teljesen kiegyenlítik. A nitrogén egy része vulkánkitörésekkel kerül a légkörbe a köpenyből, egy része szilárdan rögzítve van a talajban és az agyagásványokban, emellett folyamatosan szivárog a nitrogén felső rétegek légkört a bolygóközi térbe.
A nitrogén és vegyületeinek toxikológiája
Maga a légköri nitrogén elég inert ahhoz, hogy közvetlen hatással legyen az emberi szervezetre és az emlősökre. Magas vérnyomás esetén azonban narkózist, mérgezést vagy fulladást (oxigénhiány miatt) okoz; Amikor a nyomás gyorsan csökken, a nitrogén dekompressziós betegséget okoz.
Sok nitrogénvegyület nagyon aktív és gyakran mérgező.
Nyugta
Laboratóriumokban ammónium-nitrit bomlási reakciójával nyerhető:
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
A reakció exoterm, 80 kcal (335 kJ) szabadul fel, ezért az edényt le kell hűteni, amíg lezajlik (bár az ammónium-nitritet melegíteni kell a reakció elindításához).
A gyakorlatban ezt a reakciót úgy hajtják végre, hogy a felmelegített, telített ammónium-szulfát-oldathoz telített nátrium-nitrit oldatot csepegtetünk, és a kicserélődési reakció eredményeként képződő ammónium-nitrit azonnal lebomlik.
Az ebben az esetben felszabaduló gáz ammóniával, nitrogén-oxiddal (I) és oxigénnel szennyezett, amelyből kénsavas, vas(II)-szulfát oldaton és forró rézön egymás után történő átvezetésével tisztítják meg. A nitrogént ezután szárítjuk.
A nitrogén előállításának másik laboratóriumi módszere a kálium-dikromát és ammónium-szulfát keverékének melegítése (2:1 tömegarányban). A reakció a következő egyenletek szerint megy végbe:
K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 SO 4 = (NH 4) 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → (t) Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
A legtisztább nitrogén a fém-azidok lebontásával nyerhető:
2NaN3 →(t) 2Na + 3N 2
Az úgynevezett „levegő” vagy „atmoszférikus” nitrogént, azaz a nitrogén és nemesgázok keverékét a levegő forró koksszal történő reagáltatásával nyerik:
O 2 + 4N 2 + 2C → 2CO + 4N 2
Ez úgynevezett „generátor” vagy „levegő” gázt állít elő – kémiai szintézis nyersanyagait és üzemanyagot. Szükség esetén a nitrogén szén-monoxid elnyelésével leválasztható belőle.
A molekuláris nitrogént iparilag folyékony levegő frakcionált desztillációjával állítják elő. Ezzel a módszerrel „légköri nitrogént” is lehet nyerni. Az adszorpciós és membrános gázleválasztási módszereket alkalmazó nitrogéngyárak szintén széles körben használatosak.
Az egyik laboratóriumi módszer az ammónia átvezetése réz(II)-oxidon ~700°C hőmérsékleten:
2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu
Az ammóniát telített oldatából melegítéssel vonják ki. A CuO mennyisége kétszerese a számítottnak. Közvetlenül felhasználás előtt a nitrogént réz és oxidja (II) átvezetésével tisztítják az oxigéntől és az ammóniától (szintén ~700°C), majd tömény kénsavval és száraz lúggal szárítják. A folyamat meglehetősen lassú, de megéri: a kapott gáz nagyon tiszta.
Tulajdonságok
Fizikai tulajdonságok
A nitrogén optikai vonal emissziós spektruma
Normál körülmények között a nitrogén színtelen, szagtalan gáz, vízben gyengén oldódik (0 °C-on 2,3 ml/100 g, 80 °C-on 0,8 ml/100 g).
Folyékony állapotban (forráspontja -195,8 °C) színtelen, mozgékony folyadék, mint a víz. Levegővel érintkezve oxigént szív fel belőle.
-209,86 °C-on a nitrogén szilárd halmazállapotúvá válik hószerű tömeg vagy nagy hófehér kristályok formájában. Levegővel érintkezve elnyeli belőle az oxigént és megolvad, így nitrogénben oxigénoldatot képez.
A szilárd nitrogén három kristályos módosulata ismert. A 36,61 - 63,29 K tartományban van egy β-N 2 fázis hatszögletű zárt tömörítéssel, tércsoport P6 3/mmc, rácsparaméterek a=3,93 Å és c=6,50 Å. 36,61 K alatti hőmérsékleten a köbös rácsos α-N 2 fázis stabil, Pa3 vagy P2 1 3 tércsoporttal és a periódussal = 5,660 Å. Több mint 3500 atmoszféra nyomáson és 83 K alatti hőmérsékleten hatszögletű γ-N 2 fázis jön létre.
Kémiai tulajdonságok, molekulaszerkezet
A nitrogén szabad állapotban kétatomos N 2 molekulák formájában létezik, amelyek elektronkonfigurációját a σ s ²σ s *2 π x, y 4 σ z ² képlet írja le, amely megfelel az N nitrogénmolekulák közötti hármas kötésnek. ≡N (kötéshossz d N≡N = 0,1095 nm). Ennek eredményeként a nitrogénmolekula rendkívül erős a disszociációs reakcióhoz N 2 ↔ 2N fajlagos képződésentalpia ΔH° 298 =945 kJ, reakciósebesség állandó K 298 =10 -120, vagyis a nitrogénmolekulák disszociációja normál körülmények között gyakorlatilag nem megy végbe (az egyensúly szinte teljesen balra tolódik). A nitrogénmolekula nem poláris és gyengén polarizált, a molekulák közötti kölcsönhatási erők nagyon gyengék, ezért normál körülmények között a nitrogén gáz halmazállapotú.
Az N 2 termikus disszociációja 3000 °C-on is csak 0,1%, és csak 5000 °C körüli hőmérsékleten éri el a több százalékot (normál nyomáson). A légkör magas rétegeiben az N 2 -molekulák fotokémiai disszociációja megy végbe. Laboratóriumi körülmények között lehetséges atomi nitrogént nyerni úgy, hogy erős kisüléssel gáznemű N 2 -t vezetünk át egy nagyfrekvenciás elektromos kisülés terén. Az atomi nitrogén sokkal aktívabb, mint a molekuláris nitrogén: különösen normál hőmérsékleten reagál kénnel, foszforral, arzénnel és számos fémmel, például co.
A nitrogénmolekula nagy szilárdsága miatt számos vegyülete endoterm, képződésük entalpiája negatív, a nitrogénvegyületek pedig termikusan instabilok és hevítés hatására meglehetősen könnyen lebomlanak. Ezért van a nitrogén a Földön többnyire szabad állapotban.
Jelentős inertsége miatt a nitrogén normál körülmények között csak a lítiummal lép reakcióba:
6Li + N 2 → 2Li 3 N,
hevítéskor reakcióba lép néhány más fémmel és nemfémmel, és szintén nitrideket képez:
3Mg + N 2 → Mg 3 N 2,
A hidrogén-nitrid (ammónia) a legnagyobb gyakorlati jelentőséggel bír:
A légköri nitrogén ipari rögzítése
A nitrogénvegyületeket rendkívül széles körben használják a kémiában, még felsorolni sem lehet az összes olyan területet, ahol nitrogéntartalmú anyagokat használnak: ez a műtrágya-, robbanóanyag-, festék-, gyógyszeripar stb. Noha óriási mennyiségű nitrogén áll rendelkezésre szó szerint „levegőből”, a fent leírt N 2 nitrogénmolekula erőssége miatt, a nitrogéntartalmú vegyületek levegőből való kinyerésének problémája sokáig megoldatlan maradt; A legtöbb nitrogénvegyületet ásványi anyagaiból vonták ki, például a chilei salétromból. Azonban ezen ásványok készleteinek csökkenése, valamint a nitrogénvegyületek iránti növekvő igény a légköri nitrogén ipari rögzítésének felgyorsítására kényszerítette a munkát.
A légköri nitrogén rögzítésének leggyakoribb ammónia módszere. Az ammónia szintézis reverzibilis reakciója:
3H 2 + N 2 ↔ 2NH 3
exoterm (termikus hatás 92 kJ) és térfogatcsökkenéssel jár, ezért az egyensúly jobbra tolásához a Le Chatelier-Brown elvnek megfelelően le kell hűteni a keveréket és magas nyomású. Kinetikai szempontból azonban a hőmérséklet csökkentése nem előnyös, mivel ez nagymértékben csökkenti a reakciósebességet - már 700 °C-on a reakciósebesség túl kicsi a gyakorlati felhasználáshoz.
Ilyen esetekben katalízist alkalmaznak, mert egy megfelelő katalizátor lehetővé teszi a reakciósebesség növelését az egyensúly eltolódása nélkül. A megfelelő katalizátor keresése során mintegy húszezret teszteltek. különféle kapcsolatokat. A tulajdonságok kombinációja alapján (katalitikus aktivitás, mérgezéssel szembeni ellenállás, alacsony költség) a legszélesebb körben alkalmazott katalizátor a fémvas alapú alumínium és kálium-oxidok keverékével. Az eljárást 400-600°C hőmérsékleten és 10-1000 atmoszféra nyomáson hajtják végre.
Meg kell jegyezni, hogy 2000 atmoszféra feletti nyomáson az ammónia szintézise hidrogén és nitrogén keverékéből nagy sebességgel és katalizátor nélkül megy végbe. Például 850 °C-on és 4500 atmoszférán a termékhozam 97%.
Van egy másik, kevésbé elterjedt módszer a légköri nitrogén ipari megkötésére - a ciánamid módszer, amely a kalcium-karbid és a nitrogén 1000 °C-on történő reakcióján alapul. A reakció a következő egyenlet szerint megy végbe:
CaC 2 + N 2 → CaCN 2 + C.
A reakció exoterm, termikus hatása 293 kJ.
Évente megközelítőleg 1·10 6 tonna nitrogént távolítanak el ipari úton a Föld légköréből. A nitrogén kinyerésének folyamatát itt GRASYS részletesen ismertetjük
Nitrogénvegyületek
A vegyületekben a nitrogén oxidációs foka -3, -2, -1, +1, +2, +3, +4, +5.A -3 oxidációs állapotú nitrogénvegyületeket a nitridek képviselik, amelyek közül gyakorlatilag az ammónia a legfontosabb;
Kevésbé jellemzőek a −2 oxidációs állapotú nitrogénvegyületek, melyeket a pernitridek képviselnek, amelyek közül a legfontosabb a hidrogén-pernitrid N2H4 vagy hidrazin (van egy rendkívül instabil hidrogén-pernitrid N2H2, diimid is);
Az oxidációs állapotú nitrogénvegyületek –1 NH2OH (hidroxil-amin) egy instabil bázis, amelyet a hidroxi-ammónium-sókkal együtt szerves szintézisben használnak;
Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +1 nitrogén-monoxid (I) N2O (nitrogén-oxid, nevetőgáz);
Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +2 nitrogén-monoxid (II) NO (nitrogén-monoxid);
Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +3 nitrogén-oxid (III) N2O3, salétromsav, NO2- anion származékai, nitrogén-trifluorid NF3;
Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +4 nitrogén-oxid (IV) NO2 (nitrogén-dioxid, barna gáz);
Nitrogénvegyületek oxidációs állapotban +5 - nitrogén-monoxid (V) N2O5, salétromsav és sói - nitrátok stb.
Felhasználás és alkalmazás
Alacsony forráspontú folyékony nitrogén fém főzőpohárban.
A folyékony nitrogént hűtőközegként és krioterápiában használják.
A nitrogéngáz ipari alkalmazása inert tulajdonságainak köszönhető. A gáznemű nitrogén tűz- és robbanásbiztos, megakadályozza az oxidációt és a rothadást. A petrolkémiában nitrogént használnak a tartályok és csővezetékek öblítésére, a csővezetékek nyomás alatti működésének ellenőrzésére és a szántóföldi termelés növelésére. A bányászatban a nitrogén segítségével robbanásbiztos környezetet lehet kialakítani a bányákban, illetve kitágítani a kőzetrétegeket. Az elektronikai gyártásban a nitrogént olyan területek tisztítására használják, amelyek nem teszik lehetővé az oxidáló oxigén jelenlétét. Egy hagyományosan levegővel végzett eljárásban, ha az oxidáció vagy a bomlás negatív tényező, a nitrogén sikeresen helyettesítheti a levegőt.
A nitrogén fontos alkalmazási területe a felhasználása sokféle nitrogéntartalmú vegyület, például az ammónia, további szintézisére. nitrogén műtrágyák, robbanóanyagok, színezékek stb. Nagy mennyiségű nitrogént használnak fel a kokszgyártásban ("koksz száraz kioltása"), amikor a kokszt kokszoló kemence akkumulátoraiból ürítik ki, valamint a rakétákban lévő üzemanyagot a tartályokból a szivattyúkba vagy a hajtóművekbe "préselik".
Az élelmiszeriparban a nitrogént élelmiszer-adalékanyagként tartják nyilván E941, mint gáznemű közeg a csomagoláshoz és tároláshoz, hűtőközeget és folyékony nitrogént használnak olajok és szénsavmentes italok palackozásakor, hogy túlnyomást és közömbös környezetet hozzon létre a lágy tartályokban.
A folyékony nitrogént gyakran mutatják be a filmekben, mint olyan anyagot, amely képes azonnal lefagyasztani a meglehetősen nagy tárgyakat. Ez gyakori hiba. Még egy virág lefagyasztása is meglehetősen hosszú időt vesz igénybe. Ennek oka részben a nitrogén nagyon alacsony hőkapacitása. Ugyanezen okból nagyon nehéz lehűteni, mondjuk, –196 °C-ra, és egy csapással kettévágni.
Egy liter folyékony nitrogén elpárologtatva és 20 °C-ra melegítve körülbelül 700 liter gázt képez. Emiatt a folyékony nitrogént speciális, vákuumszigetelt Dewar-lombikban tárolják. nyitott típusú vagy kriogén nyomástartó edények. A tüzek folyékony nitrogénnel történő oltásának elve ugyanezen a tényen alapul. A nitrogén elpárologtatásával kiszorítja az égéshez szükséges oxigént, a tűz megszűnik. Mivel a nitrogén, ellentétben a vízzel, habbal vagy porral, egyszerűen elpárolog és eltűnik, a nitrogénes tűzoltás a leghatékonyabb tűzoltó mechanizmus az értékek megőrzése szempontjából.
Problémás az élőlények folyékony nitrogénnel történő lefagyasztása, az utólagos leolvasztás lehetőségével. A probléma az, hogy egy lény nem képes elég gyorsan lefagyasztani (és feloldani) ahhoz, hogy a fagyás inhomogenitása ne befolyásolja életfunkcióit. Stanislaw Lem, aki a „Fiasco” című könyvében erről a témáról fantáziál, egy sürgősségi nitrogénfagyasztó rendszert dolgozott ki, amelyben egy nitrogéntömlőt, amely kiütötte a fogakat, az űrhajós szájába nyomták, és bőséges nitrogénáramot vezettek be.
Henger jelölés
A nitrogénpalackok feketére vannak festve, és fel kell tüntetniük a feliratot sárga színés egy barna csík (normál
A nitrogén kémiai elem egyetlen egyszerű anyagot alkot. Ez az anyag gáz halmazállapotú, és kétatomos molekulákból, pl. N 2 képlete van. Annak ellenére, hogy a nitrogén kémiai elem nagy elektronegativitással rendelkezik, a molekuláris nitrogén N2 rendkívül inert anyag. Feltételes ezt a tényt az a tény, hogy a nitrogénmolekula rendkívül erős hármas kötést (N≡N) tartalmaz. Emiatt szinte minden reakció nitrogénnel csak magasabb hőmérsékleten megy végbe.
A nitrogén kölcsönhatása fémekkel
Az egyetlen anyag, amely normál körülmények között reagál nitrogénnel, a lítium:
Érdekes tény, hogy a többivel aktív fémek, azaz alkáli- és alkáliföldfém, a nitrogén csak melegítés közben reagál:
A nitrogén kölcsönhatása közepes és alacsony aktivitású fémekkel (kivéve Pt és Au) szintén lehetséges, de ehhez összehasonlíthatatlanul magasabb hőmérséklet szükséges.
A nitrogén kölcsönhatása nemfémekkel
A nitrogén reakcióba lép a hidrogénnel, ha katalizátorok jelenlétében hevítik. A reakció reverzibilis, ezért az ipari ammóniahozam növelése érdekében az eljárást nagy nyomáson hajtják végre:
Redukálószerként a nitrogén reakcióba lép fluorral és oxigénnel. A fluorral való reakció elektromos kisülés hatására megy végbe:
Az oxigénnel való reakció elektromos kisülés hatására vagy 2000 o C feletti hőmérsékleten megy végbe, és reverzibilis:
A nemfémek közül a nitrogén nem lép reakcióba halogénekkel és kénnel.
A nitrogén kölcsönhatása összetett anyagokkal
A foszfor kémiai tulajdonságai
Több is van allotróp módosítások foszfor, különösen fehér foszfor, vörös foszfor és fekete foszfor.
A fehér foszfort tetraatomos P4 molekulák képezik, és nem a foszfor stabil módosítása. Mérgező. Szobahőmérsékleten puha, és a viaszhoz hasonlóan késsel könnyen vágható. Levegőn lassan oxidálódik, és az ilyen oxidáció mechanizmusának sajátosságai miatt a sötétben világít (a kemilumineszcencia jelensége). A spontán égés alacsony hő mellett is lehetséges fehér foszfor.
Az allotróp módosulatok közül a fehérfoszfor a legaktívabb.
A vörös foszfor változó összetételű Pn hosszú molekulákból áll. Egyes források azt jelzik, hogy atomi szerkezetű, de helyesebb, ha szerkezetét molekulárisnak tekintjük. Szerkezeti jellemzői miatt a fehérfoszforhoz képest kevésbé aktív anyag, különösen a fehérfoszforral ellentétben levegőn sokkal lassabban oxidálódik, és a meggyulladáshoz gyújtás szükséges.
A fekete foszfor folyamatos P n láncokból áll, és a grafit szerkezetéhez hasonló réteges szerkezetű, ezért hasonlít hozzá. Ennek az allotróp módosulatnak atomi szerkezete van. A foszfor összes allotróp módosulata közül a legstabilabb, kémiailag a legpasszívabb. Emiatt a foszfor alább tárgyalt kémiai tulajdonságait elsősorban a fehér és vörös foszfornak kell tulajdonítani.
A foszfor kölcsönhatása nemfémekkel
A foszfor reakcióképessége nagyobb, mint a nitrogéné. Így a foszfor normál körülmények között gyulladás után képes égni, és savas P 2 O 5 oxidot képez:
és oxigénhiány esetén foszfor(III)-oxid:
A halogénekkel való reakció is intenzív. Így a foszfor klórozása és brómozása során, a reagensek arányától függően, foszfor-trihalogenidek vagy pentahalogenidek képződnek:
A jód más halogénekhez képest lényegesen gyengébb oxidációs tulajdonságai miatt a foszfor jóddal történő oxidációja csak a +3 oxidációs állapotig lehetséges:
A nitrogénnel ellentétben a foszfor nem lép reakcióba hidrogénnel.
A foszfor kölcsönhatása fémekkel
A foszfor aktív fémekkel és közepes aktivitású fémekkel hevítve foszfidokat képez:
A foszfor kölcsönhatása összetett anyagokkal
A foszfort oxidáló savak, különösen tömény salétromsav és kénsav oxidálják:
Tudnia kell, hogy a fehér foszfor reakcióba lép a lúgok vizes oldatával. A specifikusság miatt azonban még nem volt szükség arra, hogy az ilyen kölcsönhatásokra egyenleteket írjanak le a kémia egységes államvizsgáján.
| Aki azonban 100 pontra pályázik, a saját nyugalma érdekében emlékezzen következő jellemzőit a foszfor kölcsönhatása lúgos oldatokkal hidegben és melegítéskor.
Hidegben a fehér foszfor kölcsönhatása lúgos oldatokkal lassan megy végbe. A reakciót szagú gáz képződése kíséri rothadt hal- foszfin és ritka oxidációs állapotú foszfor +1 vegyületek: Amikor a fehér foszfor forralás közben tömény lúgoldattal reagál, hidrogén szabadul fel és foszfit képződik: |
