Карл Шэеле, шведскі хімік, і Даніэль Рэзерфорд, шатландскі батанік, адкрылі азот паасобку ў 1772 г. Вялебны Кавендыш і Лавуазье таксама незалежна адзін ад аднаго атрымалі азот прыкладна ў той жа час. Азот упершыню быў прызнаны элементам Лавуазье, які назваў яго "аза", што азначае "нежывы". Шапталь назваў элемент азотам у 1790 годзе. Назва паходзіць ад грэчаскага слова «нітра» (нітрат, які змяшчае азот у нітраце)
Вытворцы азоту - Кітайская фабрыка і пастаўшчыкі азоту (xinfatools.com)
Крыніцы азоту
Азот - 30-ы па распаўсюджанасці элемент на Зямлі. Улічваючы, што на долю азоту прыпадае 4/5 аб'ёму атмасферы, або больш за 78%, мы маем практычна неабмежаваную колькасць азоту, даступнага для нас. Азот таксама існуе ў форме нітратаў у розных мінералах, такіх як чылійская салетра (нітрат натрыю), салетра або салетра (нітрат калію) і мінералах, якія змяшчаюць солі амонія. Азот прысутнічае ў многіх складаных арганічных малекулах, уключаючы бялкі і амінакіслоты, якія прысутнічаюць ва ўсіх жывых арганізмах
Фізічныя ўласцівасці
Азот N2 - бясколерны газ без густу і паху пры пакаёвай тэмпературы і звычайна не таксічны. Шчыльнасць газу пры стандартных умовах складае 1,25 г/л. Азот складае 78,12% ад агульнай колькасці атмасферы (аб'ёмная доля) і з'яўляецца асноўным кампанентам паветра. У атмасферы знаходзіцца каля 400 трыльёнаў тон газу.
Пры стандартным атмасферным ціску пры астуджэнні да -195,8 ℃ ён становіцца бескаляровай вадкасцю. Пры астуджэнні да -209,86 ℃ вадкі азот становіцца цвёрдым рэчывам, падобным на снег.
Азот негаручы і лічыцца задушлівым газам (гэта значыць, удыханне чыстага азоту пазбаўляе чалавечы арганізм кіслароду). Азот мае вельмі нізкую растваральнасць у вадзе. Пры 283K адзін аб'ём вады можа растварыць каля 0,02 аб'ёму N2.
Хімічныя ўласцівасці
Азот валодае вельмі стабільнымі хімічнымі ўласцівасцямі. Ён цяжка рэагуе з іншымі рэчывамі пры пакаёвай тэмпературы, але ён можа падвяргацца хімічным зменам з некаторымі рэчывамі ва ўмовах высокай тэмпературы і высокай энергіі і можа выкарыстоўвацца для вытворчасці новых рэчываў, карысных для чалавека.
Малекулярная арбітальная формула малекул азоту KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Тры пары электронаў спрыяюць сувязі, гэта значыць утвараюцца дзве π-сувязі і адна σ-сувязь. Няма ніякага ўкладу ў сувязь, і энергіі сувязі і антысувязі прыблізна зрушаныя, і яны эквівалентныя непадзеленым электронным парам. Паколькі ў малекуле N2 існуе патройная сувязь N≡N, малекула N2 мае вялікую стабільнасць, і для яе раскладання на атамы патрабуецца 941,69 кДж/моль энергіі. Малекула N2 з'яўляецца самай стабільнай з вядомых двухатамных малекул, а адносная малекулярная маса азоту роўная 28. Больш за тое, азот няпроста спальваць і не падтрымлівае гарэнне.
Метад выпрабаванняў
Змесціце палаючы злітак Mg у бутэльку для збору газу, напоўненую азотам, і злітак Mg працягне гарэць. Выдаліце рэшткі попелу (злёгку жоўты парашок Mg3N2), дадайце невялікую колькасць вады і вылучыце газ (аміяк), які афарбуе мокрую чырвоную лакмусавую паперку ў сіні колер. Ураўненне рэакцыі: 3Mg + N2 = запальванне = Mg3N2 (нітрыд магнію); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Характарыстыкі сувязі і структура валентнай сувязі азоту
Паколькі адно рэчыва N2 надзвычай стабільнае ў звычайных умовах, людзі часта памылкова мяркуюць, што азот з'яўляецца хімічна неактыўным элементам. На самай справе, наадварот, элементарны азот валодае высокай хімічнай актыўнасцю. Электраадмоўнасць N (3,04) саступае толькі F і O, што сведчыць аб тым, што ён можа ўтвараць трывалыя сувязі з іншымі элементамі. Акрамя таго, стабільнасць малекулы аднаго рэчыва N2 якраз паказвае актыўнасць атама N. Праблема ў тым, што людзі пакуль не знайшлі аптымальных умоў для актывацыі малекул N2 пры пакаёвай тэмпературы і ціску. Але ў прыродзе некаторыя бактэрыі на клубеньках раслін могуць ператвараць N2 у паветры ў злучэнні азоту ва ўмовах нізкай энергіі пры нармальнай тэмпературы і ціску і выкарыстоўваць іх у якасці ўгнаенні для росту сельскагаспадарчых культур.
Такім чынам, вывучэнне фіксацыі азоту заўсёды было важнай тэмай навуковых даследаванняў. Такім чынам, нам неабходна дэталёва зразумець характарыстыкі сувязі і структуру валентнай сувязі азоту.
Тып аблігацыі
Структура пласта валентных электронаў атама N 2s2p3, гэта значыць ёсць 3 адзіночных электрона і пара непадзеленых электронных пар. Зыходзячы з гэтага, пры адукацыі злучэнняў могуць утварацца наступныя тры тыпу сувязі:
1. Утварэнне іённых сувязей 2. Утварэнне кавалентных сувязей 3. Утварэнне каардынацыйных сувязей
1. Утварэнне іонных сувязей
Атамы N валодаюць высокай электраадмоўнасцю (3,04). Калі яны ўтвараюць бінарныя нітрыды з металамі з меншай электраадмоўнасцю, такімі як Li (электраадмоўнасць 0,98), Ca (электраадмоўнасць 1,00) і Mg (электраадмоўнасць 1,31), яны могуць атрымаць 3 электроны і ўтварыць іёны N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =запальвацца= Mg3N2 N3- іёны маюць больш высокі адмоўны зарад і большы радыус (171pm). Яны будуць моцна гідралізаваны, калі сутыкнуцца з малекуламі вады. Такім чынам, іённыя злучэнні могуць існаваць толькі ў сухім стане, і гідратаваных іёнаў N3- не будзе.
2. Утварэнне кавалентнай сувязі
Калі атамы N утвараюць злучэнні з неметаламі з больш высокай электраадмоўнасцю, утвараюцца наступныя кавалентныя сувязі:
⑴N атамы прымаюць стан гібрыдызацыі sp3, утвараюць тры кавалентныя сувязі, захоўваюць пару непадзеленых электронных пар, а малекулярная канфігурацыя з'яўляецца трыганальна-пірамідальнай, напрыклад, NH3, NF3, NCl3 і г.д. Калі ўтвараюцца чатыры кавалентныя адзінарныя сувязі, малекулярная канфігурацыя такая правільны тэтраэдр, напрыклад іёны NH4+.
Атамы ⑵N пераходзяць у стан гібрыдызацыі sp2, утвараюць дзве кавалентныя сувязі і адну сувязь і захоўваюць пару непадзеленых электронных пар, а малекулярная канфігурацыя вуглаватая, напрыклад Cl—N=O. (Атам N утварае σ-сувязь і π-сувязь з атамам Cl, а пара непадзеленых электронных пар на атаме N робіць малекулу трохкутнай.) Калі непадзеленай пары электронаў няма, малекулярная канфігурацыя трохкутная, напрыклад, малекула HNO3 або NO3- іён. У малекуле азотнай кіслаты атам азоту ўтварае тры σ-сувязі з трыма атамамі O адпаведна, а пара электронаў на яго π-арбіталі і адзінкавыя π-электроны двух атамаў O ўтвараюць трохцэнтравую 4-электронную справакалізаваную π-сувязь. У нітрат-іёне паміж трыма атамамі O і цэнтральным атамам N утвараецца 4-цэнтравая 6-электронная справакалізаваная вялікая π-сувязь. Гэтая структура робіць бачную ступень акіслення атама N у азотнай кіслаце +5. З-за наяўнасці вялікіх π-сувязяў нітрат досыць стабільны ў звычайных умовах. ⑶Атам N прымае sp-гібрыдызацыю для ўтварэння кавалентнай трайной сувязі і захоўвае пару непадзеленых электронных пар. Малекулярная канфігурацыя лінейная, напрыклад, структура атама N у малекуле N2 і CN-.
3. Утварэнне каардынацыйных сувязей
Калі атамы азоту ўтвараюць простыя рэчывы або злучэнні, яны часта захоўваюць непадзеленыя электронныя пары, таму такія простыя рэчывы або злучэнні могуць дзейнічаць як донары электронных пар для каардынацыі іёнаў металаў. Напрыклад, [Cu(NH3)4]2+ або [Tu(NH2)5]7 і інш.
Дыяграма ступені акіслення - свабодная энергія Гібса
З дыяграмы ступені акіслення - свабоднай энергіі Гібса для азоту таксама відаць, што, за выключэннем іёнаў NH4, малекула N2 са ступенню акіслення 0 знаходзіцца ў самым нізкім пункце крывой на дыяграме, што паказвае на тое, што N2 тэрмадынамічна стабільны адносна злучэнняў азоту з іншымі ступенямі акіслення.
Значэнні розных злучэнняў азоту са ступенню акіслення ад 0 да +5 знаходзяцца вышэй лініі, якая злучае дзве кропкі HNO3 і N2 (пункцірная лінія на дыяграме), таму гэтыя злучэнні тэрмадынамічна няўстойлівыя і схільныя да рэакцый дыспрапарцыянавання. Адзіны іон на дыяграме з меншым значэннем, чым малекула N2, - гэта іён NH4+. [1] З дыяграмы ступені акіслення - свабоднай энергіі Гібса азоту і структуры малекулы N2 відаць, што элементарны N2 неактыўны. Толькі пры высокай тэмпературы, высокім ціску і прысутнасці каталізатара азот можа рэагаваць з вадародам з утварэннем аміяку: Ва ўмовах разраду азот можа злучацца з кіслародам з утварэннем аксіду азоту: N2+O2=разрад=2NO Аксід азоту хутка злучаецца з кіслародам, каб утвараюць дыяксід азоту 2NO+O2=2NO2 Дыяксід азоту раствараецца ў вадзе з утварэннем азотнай кіслаты, аксіду азоту 3NO2+H2O=2HNO3+NO. У краінах з развітой гідраэнергетыкай гэтая рэакцыя выкарыстоўваецца для атрымання азотнай кіслаты. N2 рэагуе з вадародам з адукацыяй аміяку: N2+3H2=== (зварачальны знак) 2NH3 N2 рэагуе з металамі з нізкім патэнцыялам іянізацыі, нітрыды якіх маюць высокую энергію рашоткі з адукацыяй іённых нітрыдаў. Напрыклад: N2 можа непасрэдна рэагаваць з металічным літыем пры пакаёвай тэмпературы: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 рэагуе са шчолачназямельнымі металамі Mg, Ca, Sr, Ba пры тэмпературах напальвання: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 можа рэагуюць з борам і алюмініем толькі пры тэмпературах напальвання: 2 B + N2=== 2 BN (макрамалекулы) N2 звычайна рэагуе з крэмніем і іншымі элементамі групы пры тэмпературы вышэй за 1473K.
Малекула азоту ўносіць у сувязь тры пары электронаў, гэта значыць утвараючы дзве π-сувязі і адну σ-сувязь. Гэта не спрыяе злучэнню, а энергіі злучэння і развіцця сувязі прыблізна зрушаныя, і яны эквівалентныя непадзеленым электронным парам. Паколькі ў малекуле N2 існуе патройная сувязь N≡N, малекула N2 мае вялікую стабільнасць, і для яе раскладання на атамы патрабуецца 941,69 кДж/моль энергіі. Малекула N2 з'яўляецца самай стабільнай з вядомых двухатамных малекул, а адносная малекулярная маса азоту роўная 28. Больш за тое, азот няпроста спальваць і не падтрымлівае гарэнне.
Час публікацыі: 23 ліпеня 2024 г
