Carl Scheele, un chimist suedez, și Daniel Rutherford, un botanist scoțian, au descoperit separat azotul în 1772. Reverendul Cavendish și Lavoisier au obținut, de asemenea, independent azot în același timp. Azotul a fost recunoscut pentru prima dată ca element de către Lavoisier, care l-a numit „azo”, adică „neînsuflețit”. Chaptal a numit elementul azot în 1790. Numele este derivat din cuvântul grecesc „nitre” (nitrat care conține azot în nitrat)
Surse de azot
Azotul este al 30-lea element cel mai abundent de pe Pământ. Având în vedere că azotul reprezintă 4/5 din volumul atmosferic, sau mai mult de 78%, avem la dispoziție cantități aproape nelimitate de azot. Azotul există, de asemenea, sub formă de nitrați într-o varietate de minerale, cum ar fi salitrul chilian (nitrat de sodiu), salpetru sau nitra (nitrat de potasiu) și minerale care conțin săruri de amoniu. Azotul este prezent în multe molecule organice complexe, inclusiv în proteine și aminoacizi prezenți în toate organismele vii
Proprietăți fizice
Azotul N2 este un gaz incolor, insipid și inodor la temperatura camerei și, de obicei, este netoxic. Densitatea gazului în condiții standard este de 1,25 g/L. Azotul reprezintă 78,12% din atmosfera totală (fracția de volum) și este componenta principală a aerului. Există aproximativ 400 de trilioane de tone de gaz în atmosferă.
La presiunea atmosferică standard, atunci când este răcit la -195,8 ℃, devine un lichid incolor. Când este răcit la -209,86 ℃, azotul lichid devine un solid asemănător zăpezii.
Azotul este neinflamabil și este considerat un gaz asfixiant (adică, inhalarea azotului pur privează corpul uman de oxigen). Azotul are o solubilitate foarte scăzută în apă. La 283K, un volum de apă poate dizolva aproximativ 0,02 volume de N2.
Proprietăți chimice
Azotul are proprietăți chimice foarte stabile. Este dificil să reacționeze cu alte substanțe la temperatura camerei, dar poate suferi modificări chimice cu anumite substanțe în condiții de temperatură ridicată și energie ridicată și poate fi folosit pentru a produce noi substanțe utile oamenilor.
Formula orbitală moleculară a moleculelor de azot este KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Trei perechi de electroni contribuie la legare, adică se formează două legături π și o legătură σ. Nu există nicio contribuție la legare, iar energiile de legare și anti-legare sunt aproximativ compensate și sunt echivalente cu perechile de electroni singuri. Deoarece există o legătură triplă N≡N în molecula de N2, molecula de N2 are o mare stabilitate și este nevoie de 941,69 kJ/mol de energie pentru a o descompune în atomi. Molecula de N2 este cea mai stabilă dintre moleculele diatomice cunoscute, iar masa moleculară relativă a azotului este de 28. Mai mult, azotul nu este ușor de ars și nu suportă arderea.
Metoda de testare
Puneți bara de Mg care arde în sticla de colectare a gazului umplută cu azot și bara de Mg va continua să ardă. Extrageți cenușa rămasă (pulbere ușor galbenă Mg3N2), adăugați o cantitate mică de apă și produceți un gaz (amoniac) care transformă în albastru hârtia de turnesol roșie umedă. Ecuația reacției: 3Mg + N2 = aprindere = Mg3N2 (nitrură de magneziu); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Caracteristicile de legătură și structura legăturii de valență a azotului
Deoarece substanța unică N2 este extrem de stabilă în condiții normale, oamenii cred adesea în mod eronat că azotul este un element inactiv din punct de vedere chimic. De fapt, dimpotrivă, azotul elementar are activitate chimică ridicată. Electronegativitatea lui N (3.04) este a doua după F și O, ceea ce indică faptul că poate forma legături puternice cu alte elemente. În plus, stabilitatea moleculei unice de substanță N2 arată doar activitatea atomului de N. Problema este că oamenii nu au găsit încă condițiile optime pentru activarea moleculelor de N2 la temperatura și presiunea camerei. Dar, în natură, unele bacterii de pe nodulii plantelor pot transforma N2 din aer în compuși de azot în condiții de energie scăzută la temperatură și presiune normale și le pot folosi ca îngrășământ pentru creșterea culturilor.
Prin urmare, studiul fixării azotului a fost întotdeauna un subiect important de cercetare științifică. Prin urmare, este necesar să înțelegem în detaliu caracteristicile de legătură și structura legăturii de valență a azotului.
Tipul obligațiunii
Structura stratului de electroni de valență a atomului de N este 2s2p3, adică există 3 electroni unici și o pereche de perechi de electroni singuri. Pe baza acestui fapt, la formarea compușilor, pot fi generate următoarele trei tipuri de legături:
1. Formarea de legături ionice 2. Formarea de legături covalente 3. Formarea de legături de coordonare
1. Formarea de legături ionice
Atomii de N au o electronegativitate mare (3,04). Când formează nitruri binare cu metale cu electronegativitate mai mică, cum ar fi Li (electronegativitate 0,98), Ca (electronegativitate 1,00) și Mg (electronegativitate 1,31), pot obține 3 electroni și pot forma ioni N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =aprindere= Mg3N2 Ionii N3- au o sarcină negativă mai mare și o rază mai mare (171pm). Vor fi puternic hidrolizați atunci când vor întâlni molecule de apă. Prin urmare, compușii ionici pot exista doar în stare uscată și nu vor exista ioni hidratați de N3-.
2. Formarea legăturilor covalente
Când atomii de N formează compuși cu nemetale cu electronegativitate mai mare, se formează următoarele legături covalente:
⑴N atomii iau starea de hibridizare sp3, formează trei legături covalente, rețin o pereche de perechi de electroni singuri, iar configurația moleculară este piramidală trigonală, cum ar fi NH3, NF3, NCl3 etc. Dacă se formează patru legături simple covalente, configurația moleculară este un tetraedru obișnuit, cum ar fi ionii NH4+.
⑵N atomii iau starea de hibridizare sp2, formează două legături covalente și o legătură și rețin o pereche de perechi de electroni singuri, iar configurația moleculară este unghiulară, cum ar fi Cl—N=O. (Atomul de N formează o legătură σ și o legătură π cu atomul de Cl, iar o pereche de perechi de electroni singuri pe atomul de N face molecula triunghiulară.) Dacă nu există o pereche de electroni singură, configurația moleculară este triunghiulară, cum ar fi molecula HNO3 sau ion NO3-. În molecula de acid azotic, atomul de N formează trei legături σ cu, respectiv, trei atomi de O, iar o pereche de electroni pe orbitalul său π și electronii unici π ai doi atomi de O formează o legătură π delocalizată cu patru electroni în trei centre. În ionul de nitrat, între trei atomi de O și atomul central de N se formează o legătură π mare delocalizată cu patru centre și șase electroni. Această structură face ca numărul de oxidare aparent al atomului de N din acidul azotic +5. Datorită prezenței legăturilor π mari, nitratul este suficient de stabil în condiții normale. ⑶Atomul N adoptă hibridizarea sp pentru a forma o legătură triplă covalentă și reține o pereche de perechi de electroni singuri. Configurația moleculară este liniară, cum ar fi structura atomului de N din molecula de N2 și CN-.
3. Formarea legăturilor de coordonare
Când atomii de azot formează substanțe sau compuși simpli, ei rețin adesea perechi de electroni singuri, astfel încât astfel de substanțe sau compuși simpli pot acționa ca donatori de perechi de electroni pentru a se coordona cu ionii metalici. De exemplu, [Cu(NH3)4]2+ sau [Tu(NH2)5]7 etc.
Starea de oxidare-diagrama energiei libere Gibbs
Se poate observa, de asemenea, din diagrama de stare de oxidare-energia liberă Gibbs a azotului că, cu excepția ionilor de NH4, molecula de N2 cu un număr de oxidare de 0 se află în punctul cel mai de jos al curbei din diagramă, ceea ce indică faptul că N2 este termodinamic. stabilă în raport cu compușii de azot cu alte numere de oxidare.
Valorile diverșilor compuși de azot cu numere de oxidare între 0 și +5 sunt toate deasupra liniei care leagă cele două puncte HNO3 și N2 (linia punctată din diagramă), astfel încât acești compuși sunt instabili termodinamic și predispuși la reacții de disproporționare. Singurul din diagramă cu o valoare mai mică decât molecula de N2 este ionul NH4+. [1] Din starea de oxidare-diagrama Gibbs de energie liberă a azotului și structura moleculei de N2, se poate observa că N2 elementar este inactiv. Numai la temperaturi ridicate, presiune ridicată și prezența unui catalizator poate reacționa azotul cu hidrogenul pentru a forma amoniac: în condiții de descărcare, azotul se poate combina cu oxigenul pentru a forma oxid nitric: N2+O2=descărcare=2NO Oxidul azotic se combină rapid cu oxigenul pentru formează dioxid de azot 2NO+O2=2NO2 Dioxidul de azot se dizolvă în apă pentru a forma acid azotic, oxid azotic 3NO2+H2O=2HNO3+NO În țările cu hidroenergie dezvoltată, această reacție a fost folosită pentru a produce acid azotic. N2 reacționează cu hidrogenul pentru a produce amoniac: N2+3H2=== (semn reversibil) 2NH3 N2 reacționează cu metale cu potențial de ionizare scăzut și ale căror nitruri au energie rețelei mare pentru a forma nitruri ionice. De exemplu: N2 poate reacționa direct cu litiul metalic la temperatura camerei: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reacționează cu metalele alcalino-pământoase Mg, Ca, Sr, Ba la temperaturi incandescente: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 poate reacționează numai cu borul și aluminiul la temperaturi incandescente: 2 B + N2=== 2 BN (compus macromolecular) N2 reacționează în general cu siliciul și alte elemente de grup la o temperatură mai mare de 1473K.
Molecula de azot contribuie cu trei perechi de electroni la legare, adică formând două legături π și o legătură σ. Nu contribuie la legare, iar energiile de legare și anti-legare sunt aproximativ compensate și sunt echivalente cu perechile de electroni singuri. Deoarece există o legătură triplă N≡N în molecula de N2, molecula de N2 are o mare stabilitate și este nevoie de 941,69 kJ/mol de energie pentru a o descompune în atomi. Molecula de N2 este cea mai stabilă dintre moleculele diatomice cunoscute, iar masa moleculară relativă a azotului este de 28. Mai mult, azotul nu este ușor de ars și nu suportă arderea.
Ora postării: 23-iul-2024
