Carl Scheele, švedski hemičar, i Daniel Rutherford, škotski botaničar, otkrili su azot odvojeno 1772. Velečasni Cavendish i Lavoisier su također nezavisno dobili azot otprilike u isto vrijeme. Azot je prvi prepoznao kao element Lavoisier, koji ga je nazvao "azo", što znači "neživ". Chaptal je nazvao element dušik 1790. Ime je izvedeno od grčke riječi "nitre" (nitrat koji sadrži dušik u nitratu)
Proizvođači azota - Kina Tvornica i dobavljači za proizvodnju dušika (xinfatools.com)
Izvori dušika
Azot je 30. najzastupljeniji element na Zemlji. S obzirom da dušik čini 4/5 atmosferskog volumena, odnosno više od 78%, imamo gotovo neograničene količine dušika na raspolaganju. Dušik takođe postoji u obliku nitrata u raznim mineralima, kao što su čileanska salitra (natrijum nitrat), salitra ili nitrat (kalijev nitrat), i minerali koji sadrže amonijumove soli. Dušik je prisutan u mnogim složenim organskim molekulima, uključujući proteine i aminokiseline prisutne u svim živim organizmima
Fizička svojstva
Dušik N2 je gas bez boje, ukusa i mirisa na sobnoj temperaturi i obično nije toksičan. Gustina gasa u standardnim uslovima je 1,25g/L. Azot čini 78,12% ukupne atmosfere (volumenski udio) i glavna je komponenta zraka. U atmosferi se nalazi oko 400 biliona tona gasa.
Pod standardnim atmosferskim pritiskom, kada se ohladi na -195,8 ℃, postaje bezbojna tečnost. Kada se ohladi na -209,86 ℃, tečni dušik postaje čvrsta supstanca nalik snijegu.
Azot nije zapaljiv i smatra se gasom koji izaziva gušenje (tj. udisanje čistog dušika lišava ljudsko tijelo kisika). Azot ima veoma nisku rastvorljivost u vodi. Na 283K, jedna zapremina vode može rastvoriti oko 0,02 zapremine N2.
Hemijska svojstva
Azot ima veoma stabilna hemijska svojstva. Teško je reagirati s drugim supstancama na sobnoj temperaturi, ali može podvrgnuti kemijskim promjenama s određenim tvarima pod visokim temperaturama i visokim energetskim uvjetima, te se može koristiti za proizvodnju novih tvari korisnih za ljude.
Molekularna orbitalna formula molekula dušika je KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Vezanju doprinose tri para elektrona, odnosno formiraju se dvije π veze i jedna σ veza. Nema doprinosa vezivanju, a energija vezivanja i energije protiv vezivanja su približno poništene i ekvivalentne su usamljenim elektronskim parovima. Pošto u molekulu N2 postoji trostruka veza N≡N, molekul N2 ima veliku stabilnost i potrebno mu je 941,69 kJ/mol energije da se razloži na atome. Molekul N2 je najstabilniji od poznatih dvoatomskih molekula, a relativna molekulska masa azota je 28. Štaviše, azot nije lako sagoreti i ne podržava sagorevanje.
Metoda ispitivanja
Stavite goruću Mg šipku u bocu za prikupljanje plina napunjenu dušikom, a Mg šipka će nastaviti da gori. Izvadite preostali pepeo (blago žuti prah Mg3N2), dodajte malu količinu vode i proizvedite gas (amonijak) koji mokri crveni lakmus papir pretvara u plavo. Jednačina reakcije: 3Mg + N2 = paljenje = Mg3N2 (magnezijum nitrid); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Karakteristike veze i struktura valentne veze dušika
Pošto je pojedinačna supstanca N2 izuzetno stabilna u normalnim uslovima, ljudi često pogrešno veruju da je azot hemijski neaktivan element. U stvari, naprotiv, elementarni azot ima visoku hemijsku aktivnost. Elektronegativnost N (3.04) je druga nakon F i O, što ukazuje da može formirati jake veze sa drugim elementima. Osim toga, stabilnost pojedinačne supstance N2 molekula samo pokazuje aktivnost N atoma. Problem je što ljudi još nisu pronašli optimalne uslove za aktiviranje molekula N2 na sobnoj temperaturi i pritisku. Ali u prirodi, neke bakterije na biljnim nodulama mogu pretvoriti N2 u zraku u dušikove spojeve pod niskoenergetskim uvjetima pri normalnoj temperaturi i pritisku i koristiti ih kao gnojivo za rast usjeva.
Stoga je proučavanje fiksacije dušika uvijek bila važna tema naučnog istraživanja. Stoga je neophodno da detaljno razumijemo karakteristike veze i strukturu valentne veze dušika.
Vrsta obveznice
Struktura valentnog elektronskog sloja atoma N je 2s2p3, odnosno postoje 3 pojedinačna elektrona i par usamljenih elektronskih para. Na osnovu toga, prilikom formiranja spojeva, mogu se generirati sljedeće tri vrste veza:
1. Formiranje ionskih veza 2. Stvaranje kovalentnih veza 3. Stvaranje koordinacionih veza
1. Formiranje jonskih veza
N atomi imaju visoku elektronegativnost (3,04). Kada formiraju binarne nitride sa metalima sa nižom elektronegativnošću, kao što su Li (elektronegativnost 0,98), Ca (elektronegativnost 1,00) i Mg (elektronegativnost 1,31), mogu dobiti 3 elektrona i formirati N3- jone. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =zapaljenje= Mg3N2 N3- joni imaju veći negativni naboj i veći radijus (171 pm). Oni će biti snažno hidrolizovani kada naiđu na molekule vode. Prema tome, jonska jedinjenja mogu postojati samo u suvom stanju i neće biti hidratizovanih jona N3-.
2. Formiranje kovalentnih veza
Kada N atomi formiraju spojeve s nemetalima sa većom elektronegativnošću, formiraju se sljedeće kovalentne veze:
⑴N atomi zauzimaju sp3 hibridizacijsko stanje, formiraju tri kovalentne veze, zadržavaju par usamljenih elektronskih parova, a molekularna konfiguracija je trigonalno piramidalna, kao što su NH3, NF3, NCl3, itd. Ako se formiraju četiri kovalentne jednostruke veze, molekularna konfiguracija je pravilan tetraedar, kao što su joni NH4+.
⑵N atomi zauzimaju sp2 hibridizacijsko stanje, formiraju dvije kovalentne veze i jednu vezu i zadržavaju par usamljenih elektronskih parova, a molekularna konfiguracija je ugaona, kao što je Cl—N=O. (N atom formira σ vezu i π vezu sa Cl atomom, a par usamljenih elektronskih parova na N atomu čini molekulu trouglastom.) Ako ne postoji usamljeni elektronski par, molekularna konfiguracija je trokutasta, kao što je molekula HNO3 ili NO3- jon. U molekuli azotne kiseline, N atom formira tri σ veze sa tri O atoma, respektivno, a par elektrona na njegovoj π orbitali i pojedinačni π elektroni dva O atoma formiraju trocentralnu četvoroelektronsku delokalizovanu π vezu. U nitratnom jonu, četvorocentrična šestelektronska delokalizovana velika π veza formira se između tri O atoma i centralnog N atoma. Ova struktura čini prividni oksidacijski broj N atoma u dušičnoj kiselini +5. Zbog prisustva velikih π veza, nitrat je dovoljno stabilan u normalnim uslovima. ⑶N atom usvaja sp hibridizaciju da formira kovalentnu trostruku vezu i zadržava par usamljenih elektronskih parova. Molekularna konfiguracija je linearna, kao što je struktura atoma N u molekuli N2 i CN-.
3. Formiranje koordinacionih veza
Kada atomi dušika formiraju jednostavne tvari ili spojeve, oni često zadržavaju usamljene elektronske parove, tako da takve jednostavne tvari ili spojevi mogu djelovati kao donori elektronskih parova za koordinaciju s ionima metala. Na primjer, [Cu(NH3)4]2+ ili [Tu(NH2)5]7, itd.
Oksidacijsko stanje-Gibbsov dijagram slobodne energije
Iz oksidacijskog stanja-Gibbsovog dijagrama slobodne energije dušika može se vidjeti da je, osim NH4 iona, molekula N2 sa oksidacijskim brojem 0 u najnižoj tački krivulje na dijagramu, što ukazuje da je N2 termodinamički stabilan u odnosu na jedinjenja azota sa drugim oksidacionim brojevima.
Vrijednosti različitih dušikovih spojeva sa oksidacijskim brojevima između 0 i +5 nalaze se iznad linije koja spaja dvije tačke HNO3 i N2 (isprekidana linija na dijagramu), tako da su ova jedinjenja termodinamički nestabilna i sklona reakcijama disproporcionalnosti. Jedini na dijagramu s nižom vrijednošću od molekula N2 je NH4+ ion. [1] Iz oksidacijskog stanja-Gibbs-ovog dijagrama slobodne energije dušika i strukture molekula N2, može se vidjeti da je elementarni N2 neaktivan. Samo pod visokom temperaturom, visokim pritiskom i prisustvom katalizatora azot može da reaguje sa vodikom da nastane amonijak: U uslovima pražnjenja, azot se može kombinovati sa kiseonikom da bi formirao azot oksid: N2+O2=pražnjenje=2NO Dušikov oksid se brzo kombinuje sa kiseonikom da formiraju azot dioksid 2NO+O2=2NO2 Azot dioksid se rastvara u vodi i formira azotnu kiselinu, azot oksid 3NO2+H2O=2HNO3+NO U zemljama sa razvijenom hidroenergetskom energijom ova reakcija se koristila za proizvodnju azotne kiseline. N2 reaguje sa vodonikom da bi proizveo amonijak: N2+3H2=== (reverzibilni predznak) 2NH3 N2 reaguje sa metalima sa niskim potencijalom jonizacije i čiji nitridi imaju visoku energiju rešetke i formiraju jonske nitride. Na primjer: N2 može reagirati direktno sa metalnim litijumom na sobnoj temperaturi: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reaguje sa zemnoalkalnim metalima Mg, Ca, Sr, Ba na užarenim temperaturama: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 može samo reaguje sa borom i aluminijumom na užarenim temperaturama: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekulsko jedinjenje) N2 generalno reaguje sa silicijumom i drugim elementima grupe na temperaturi višoj od 1473K.
Molekul dušika doprinosi vezivanju tri para elektrona, odnosno stvara dvije π veze i jednu σ vezu. Ne doprinosi vezivanju, a energija vezivanja i energije protiv vezivanja su približno poništene i ekvivalentne su usamljenim elektronskim parovima. Budući da u molekulu N2 postoji trostruka veza N≡N, molekul N2 ima veliku stabilnost i potrebno mu je 941,69 kJ/mol energije da se razloži na atome. Molekul N2 je najstabilniji od poznatih dvoatomskih molekula, a relativna molekulska masa azota je 28. Štaviše, azot nije lako sagoreti i ne podržava sagorevanje.
Vrijeme objave: Jul-23-2024
