Švedų chemikas Carlas Scheele'as ir škotų botanikas Danielis Rutherfordas 1772 m. atskirai atrado azotą. Garbingas Cavendishas ir Lavoisier taip pat savarankiškai gavo azotą maždaug tuo pačiu metu. Azotą kaip elementą pirmą kartą atpažino Lavoisier, pavadinęs jį „azo“, reiškiančiu „negyvas“. 1790 m. Chaptal pavadino elementą azotu. Pavadinimas kilęs iš graikų kalbos žodžio „nitras“ (nitratas, kurio sudėtyje yra azoto).
Azoto gamybos gamintojai – Kinijos azoto gamybos gamykla ir tiekėjai (xinfatools.com)
Azoto šaltiniai
Azotas yra 30-as pagal gausumą elementas Žemėje. Atsižvelgiant į tai, kad azotas sudaro 4/5 atmosferos tūrio arba daugiau nei 78%, turime beveik neribotą azoto kiekį. Azoto taip pat yra nitratų pavidalu įvairiuose mineraluose, tokiuose kaip Čilės salietra (natrio nitratas), salietra arba salietra (kalio nitratas) ir mineralai, kuriuose yra amonio druskų. Azoto yra daugelyje sudėtingų organinių molekulių, įskaitant baltymus ir aminorūgštis, esančias visuose gyvuose organizmuose
Fizinės savybės
Azotas N2 yra bespalvės, beskonės ir bekvapės dujos kambario temperatūroje ir dažniausiai netoksiškos. Dujų tankis standartinėmis sąlygomis yra 1,25 g/l. Azotas sudaro 78,12% visos atmosferos (tūrio dalis) ir yra pagrindinis oro komponentas. Atmosferoje yra apie 400 trilijonų tonų dujų.
Esant standartiniam atmosferos slėgiui, atvėsus iki -195,8 ℃, jis tampa bespalviu skysčiu. Atvėsus iki -209,86 ℃, skystas azotas tampa į sniegą panašia kieta medžiaga.
Azotas yra nedegus ir laikomas dusinančiomis dujomis (ty kvėpuojant grynu azotu žmogaus organizmas netenka deguonies). Azotas labai mažai tirpsta vandenyje. Esant 283 K, vienas vandens tūris gali ištirpinti apie 0,02 tūrio N2.
Cheminės savybės
Azotas turi labai stabilias chemines savybes. Sunku reaguoti su kitomis medžiagomis kambario temperatūroje, tačiau esant aukštai temperatūrai ir didelės energijos sąlygoms, ji gali chemiškai keistis su tam tikromis medžiagomis ir gali būti panaudota naujoms žmonėms naudingoms medžiagoms gaminti.
Azoto molekulių molekulinė orbitinė formulė yra KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Trys elektronų poros prisideda prie sujungimo, tai yra, susidaro dvi π ryšiai ir vienas σ ryšys. Nėra jokio indėlio į surišimą, o jungimosi ir antisujungimo energija yra maždaug kompensuota ir yra lygiavertėms pavienėms elektronų poroms. Kadangi N2 molekulėje yra trigubas ryšys N≡N, N2 molekulė pasižymi dideliu stabilumu ir jai suskaidyti į atomus reikia 941,69 kJ/mol energijos. N2 molekulė yra stabiliausia iš žinomų dviatomių molekulių, o santykinė azoto molekulinė masė yra 28. Be to, azotą nėra lengva sudeginti ir jis nepalaiko degimo.
Bandymo metodas
Degančią Mg strypą įdėkite į dujų surinkimo butelį, pripildytą azoto, ir Mg strypas degs toliau. Ištraukite likusius pelenus (šiek tiek geltonus Mg3N2 miltelius), įpilkite nedidelį kiekį vandens ir susidarykite dujos (amoniakas), kurios šlapią raudoną lakmuso popierių paverčia mėlynu. Reakcijos lygtis: 3Mg + N2 = uždegimas = Mg3N2 (magnio nitridas); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Azoto surišimo charakteristikos ir valentinio ryšio struktūra
Kadangi viena medžiaga N2 normaliomis sąlygomis yra itin stabili, žmonės dažnai klaidingai mano, kad azotas yra chemiškai neaktyvus elementas. Tiesą sakant, priešingai, elementinis azotas turi didelį cheminį aktyvumą. N elektronegatyvumas (3.04) nusileidžia tik F ir O, o tai rodo, kad jis gali sudaryti stiprius ryšius su kitais elementais. Be to, vienos medžiagos N2 molekulės stabilumas kaip tik parodo N atomo aktyvumą. Problema ta, kad žmonės dar nerado optimalių sąlygų N2 molekulėms aktyvuoti kambario temperatūroje ir slėgyje. Tačiau gamtoje kai kurios bakterijos ant augalų mazgelių gali paversti ore esantį N2 azoto junginiais mažos energijos sąnaudomis, esant normaliai temperatūrai ir slėgiui, ir naudoti jas kaip trąšas pasėliams augti.
Todėl azoto fiksacijos tyrimas visada buvo svarbi mokslinių tyrimų tema. Todėl mums būtina išsamiai suprasti azoto surišimo charakteristikas ir valentinio ryšio struktūrą.
Obligacijos tipas
N atomo valentinių elektronų sluoksnio struktūra yra 2s2p3, tai yra, yra 3 pavieniai elektronai ir pora vienišų elektronų porų. Remiantis tuo, formuojant junginius, gali būti sukurti trys jungčių tipai:
1. Joninių ryšių formavimas 2. Kovalentinių ryšių formavimas 3. Koordinacinių ryšių formavimas
1. Joninių ryšių formavimas
N atomai turi didelį elektronegatyvumą (3,04). Kai jie sudaro dvejetainius nitridus su mažesnio elektronegatyvumo metalais, tokiais kaip Li (elektronegatyvumas 0,98), Ca (elektronegatyvumas 1,00) ir Mg (elektronegatyvumas 1,31), jie gali gauti 3 elektronus ir sudaryti N3- jonus. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =uždega= Mg3N2 N3- jonai turi didesnį neigiamą krūvį ir didesnį spindulį (171pm). Susidūrę su vandens molekulėmis, jie stipriai hidrolizuojasi. Todėl joniniai junginiai gali egzistuoti tik sausoje būsenoje ir nebus hidratuotų N3- jonų.
2. Kovalentinių ryšių susidarymas
Kai N atomai sudaro junginius su nemetalais, kurių elektronegatyvumas yra didesnis, susidaro šie kovalentiniai ryšiai:
⑴N atomai įgauna sp3 hibridizacijos būseną, sudaro tris kovalentinius ryšius, išlaiko porą vienišų elektronų porų, o molekulinė konfigūracija yra trigonalinė piramidinė, pvz., NH3, NF3, NCl3 ir kt. Jei susidaro keturi kovalentiniai viengubieji ryšiai, molekulinė konfigūracija yra taisyklingas tetraedras, pvz., NH4+ jonai.
⑵N atomai įgauna sp2 hibridizacijos būseną, sudaro du kovalentinius ryšius ir vieną ryšį ir išlaiko porą vienišų elektronų porų, o molekulinė konfigūracija yra kampinė, pvz., Cl-N=O. (N atomas sudaro σ ryšį ir π ryšį su Cl atomu, o vienišų elektronų porų pora ant N atomo molekulę paverčia trikampe.) Jei nėra vienišų elektronų poros, molekulinė konfigūracija yra trikampė, pvz., HNO3 molekulė arba NO3- jonas. Azoto rūgšties molekulėje N atomas sudaro tris σ ryšius su trimis O atomais, o elektronų pora jo π orbitoje ir pavieniai dviejų O atomų π elektronai sudaro trijų centrų keturių elektronų delokalizuotą π ryšį. Nitratų jonuose tarp trijų O atomų ir centrinio N atomo susidaro keturių centrų šešių elektronų delokalizuota didelė π jungtis. Dėl šios struktūros N atomo oksidacijos skaičius azoto rūgštyje yra +5. Dėl didelių π jungčių nitratas normaliomis sąlygomis yra pakankamai stabilus. ⑶N atomas priima sp hibridizaciją, kad sudarytų kovalentinę trigubą jungtį ir išsaugo vienišų elektronų porų porą. Molekulinė konfigūracija yra linijinė, tokia kaip N atomo struktūra N2 molekulėje ir CN-.
3. Koordinavimo ryšių formavimas
Kai azoto atomai sudaro paprastas medžiagas ar junginius, jie dažnai išlaiko pavienes elektronų poras, todėl tokios paprastos medžiagos ar junginiai gali veikti kaip elektronų porų donorai, koordinuojantys su metalų jonais. Pavyzdžiui, [Cu(NH3)4]2+ arba [Tu(NH2)5]7 ir kt.
Oksidacijos būsena – Gibso laisvosios energijos diagrama
Iš azoto oksidacijos būsenos-Gibbso laisvosios energijos diagramos taip pat matyti, kad, išskyrus NH4 jonus, N2 molekulė, kurios oksidacijos skaičius yra 0, yra žemiausiame diagramos kreivės taške, o tai rodo, kad N2 yra termodinamiškai. stabilus, palyginti su azoto junginiais su kitais oksidacijos skaičiais.
Įvairių azoto junginių, kurių oksidacijos skaičiai yra nuo 0 iki +5, reikšmės yra virš linijos, jungiančios du taškus HNO3 ir N2 (punktyrinė linija diagramoje), todėl šie junginiai yra termodinamiškai nestabilūs ir linkę į disproporcijos reakcijas. Vienintelis diagramoje, kurio vertė mažesnė nei N2 molekulės, yra NH4+ jonas. [1] Iš azoto oksidacijos būsenos – Gibso laisvosios energijos diagramos ir N2 molekulės struktūros matyti, kad elementinis N2 yra neaktyvus. Tik esant aukštai temperatūrai, aukštam slėgiui ir esant katalizatoriui, azotas gali reaguoti su vandeniliu, sudarydamas amoniaką: išleidimo sąlygomis azotas gali jungtis su deguonimi ir sudaryti azoto oksidą: N2+O2=išmetimas=2NO Azoto oksidas greitai susijungia su deguonimi. susidaro azoto dioksidas 2NO+O2=2NO2 Azoto dioksidas ištirpsta vandenyje ir susidaro azoto rūgštis, azoto oksidas 3NO2+H2O=2HNO3+NO Šalyse, kuriose išvystyta hidroenergetika, ši reakcija buvo naudojama gaminant azoto rūgštį. N2 reaguoja su vandeniliu, gamindamas amoniaką: N2+3H2=== (grįžtamasis ženklas) 2NH3 N2 reaguoja su metalais, kurių jonizacijos potencialas mažas ir kurių nitridai turi didelę gardelės energiją, sudarydami joninius nitridus. Pvz.: N2 gali tiesiogiai reaguoti su metaliniu ličiu kambario temperatūroje: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reaguoja su šarminiais žemės metalais Mg, Ca, Sr, Ba kaitinimo temperatūroje: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 gali su boru ir aliuminiu reaguoja tik kaitinamosiose temperatūrose: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekulių junginys) N2 paprastai reaguoja su siliciu ir kitais grupės elementais aukštesnėje nei 1473K temperatūroje.
Azoto molekulė sujungia tris elektronų poras, tai yra, sudaro dvi π ryšius ir vieną σ ryšį. Jis neprisideda prie surišimo, o jungimosi ir antisujungimo energijos yra maždaug kompensuotos ir yra lygiavertės vienišoms elektronų poroms. Kadangi N2 molekulėje yra triguba jungtis N≡N, N2 molekulė pasižymi dideliu stabilumu ir jai suskaidyti į atomus reikia 941,69 kJ/mol energijos. N2 molekulė yra stabiliausia iš žinomų dviatomių molekulių, o santykinė azoto molekulinė masė yra 28. Be to, azotą nėra lengva sudeginti ir jis nepalaiko degimo.
Paskelbimo laikas: 2024-07-23
