Carl Scheele, in Sweedske skiekundige, en Daniel Rutherford, in Skotske botanikus, ûntdutsen stikstof apart yn 1772. Ek dûmny Cavendish en Lavoisier krigen op likernôch deselde tiid selsstannich stikstof. Stikstof waard earst erkend as in elemint troch Lavoisier, dy't it "azo" neamde, wat "libbensleas" betsjut. Chaptal neamde it elemint stikstof yn 1790. De namme is ôflaat fan it Grykske wurd "nitre" (nitrate mei stikstof yn nitraat)
Nitrogenproduksjefabrikanten - China Nitrogenproduksjefabryk en leveransiers (xinfatools.com)
Boarnen fan stikstof
Nitrogen is it 30e meast oerfloedich elemint op ierde. Yn betinken nommen dat stikstof goed is foar 4/5 fan it atmosfearyske folume, of mear as 78%, hawwe wy hast ûnbeheinde hoemannichten stikstof beskikber foar ús. Stikstof bestiet ek yn 'e foarm fan nitraten yn in ferskaat oan mineralen, lykas Sileenske salpeter (natriumnitraat), salpeter of nitre (kaliumnitraat), en mineralen dy't ammoniumsâlten befetsje. Stikstof is oanwêzich yn in protte komplekse organyske molekulen, ynklusyf aaiwiten en aminosoeren oanwêzich yn alle libbene organismen
Fysike eigenskippen
Nitrogen N2 is in kleurleas, smaakleas en reukleas gas by keamertemperatuer, en is meastentiids net-giftig. De gasdichtheid ûnder standertbetingsten is 1.25g/L. Stikstof is goed foar 78,12% fan 'e totale atmosfear (folume fraksje) en is de wichtichste komponint fan lucht. Der is sa'n 400 triljoen ton gas yn 'e atmosfear.
Under standert atmosfearyske druk, as ôfkuolle oant -195.8 ℃, wurdt it in kleurleaze floeistof. By ôfkuolling oant -209.86 ℃ wurdt floeibere stikstof in snie-like fêste stof.
Stikstof is net-flammabel en wurdt beskôge as in ferstikkend gas (dat wol sizze, it sykheljen fan suver stikstof ûntbrekt it minsklik lichem fan soerstof). Nitrogen hat in tige lege oplosberens yn wetter. By 283K kin ien folume wetter sa'n 0,02 voluminten N2 oplosse.
Gemyske eigenskippen
Nitrogen hat tige stabile gemyske eigenskippen. It is dreech om te reagearjen mei oare stoffen by keamertemperatuer, mar it kin ûndergean gemyske feroarings mei bepaalde stoffen ûnder hege temperatuer en hege enerzjy omstannichheden, en kin brûkt wurde om te produsearje nije stoffen nuttich foar minsken.
De molekulêre orbitale formule fan stikstofmolekulen is KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Trije pear elektroanen drage by oan bonding, dat is, twa π-bindingen en ien σ-bining wurde foarme. D'r is gjin bydrage oan bonding, en de bonding- en anty-bonding-enerzjyen binne sawat offset, en se binne lykweardich oan iensume elektroanenpearen. Sûnt d'r in trijefâldige bining N≡N is yn it N2-molekule, hat it N2-molekule grutte stabiliteit, en it nimt 941,69 kJ / mol enerzjy om it yn atomen te ûntbinen. De N2-molekule is de meast stabile fan 'e bekende diatomyske molekulen, en de relative molekulêre massa fan stikstof is 28. Boppedat is stikstof net maklik te ferbaarnen en stipet gjin ferbaarning.
Testmetoade
Set de baarnende Mg-bar yn 'e gassammelflesse fol mei stikstof, en de Mg-balke sil trochgean te ferbaarnen. Ekstrahearje de oerbleaune jiske (wat giel poeder Mg3N2), foegje in lyts bedrach fan wetter ta en produsearje in gas (ammoniak) dat it wiete reade lakmoespapier blau makket. Reaksje fergeliking: 3Mg + N2 = ignition = Mg3N2 (magnesiumnitride); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Bonding skaaimerken en valence bond struktuer fan stikstof
Om't de inkele stof N2 ekstreem stabyl is ûnder normale omstannichheden, leauwe minsken faaks fersin dat stikstof in gemysk ynaktyf elemint is. Yn feite, krekt oarsom, elemintêre stikstof hat hege gemyske aktiviteit. De elektronegativiteit fan N (3.04) is twadde allinnich nei F en O, wat oanjout dat it sterke bannen mei oare eleminten foarmje kin. Dêrnjonken toant de stabiliteit fan ien stof N2-molekule gewoan de aktiviteit fan it N-atoom. It probleem is dat minsken noch net de optimale betingsten hawwe fûn foar it aktivearjen fan N2-molekulen by keamertemperatuer en -druk. Mar yn 'e natuer kinne guon baktearjes op plantnodules N2 yn' e loft omsette yn stikstofferbiningen ûnder lege-enerzjybetingsten by normale temperatuer en druk, en se brûke as dongstof foar gewaaksgroei.
Dêrom hat de stúdzje fan stikstoffixaasje altyd in wichtich wittenskiplik ûndersyksûnderwerp west. Dêrom is it nedich foar ús om de bâneigenskippen en de struktuer fan 'e valensbân fan stikstof yn detail te begripen.
Bond type
De struktuer fan 'e valence-elektronenlaach fan it N-atoom is 2s2p3, dat is, d'r binne 3 inkele elektroanen en in pear iensume elektroanenpearen. Op grûn dêrfan kinne by it foarmjen fan ferbiningen de folgjende trije bondingstypen wurde generearre:
1. It foarmjen fan ionyske bannen 2. It foarmjen fan kovalente bannen 3. It foarmjen fan koördinaasjebannen
1. It foarmjen fan ionyske obligaasjes
N-atomen hawwe in hege elektronegativiteit (3,04). As se binêre nitriden foarmje mei metalen mei legere elektronegativiteit, lykas Li (elektronegativiteit 0,98), Ca (elektronegativiteit 1,00), en Mg (elektronegativiteit 1,31), kinne se 3 elektroanen krije en N3-ionen foarmje. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =ignite= Mg3N2 N3- ionen hawwe in hegere negative lading en in gruttere straal (171pm). Se sille sterk hydrolysearre wurde as se wettermolekulen tsjinkomme. Dêrom, ionyske ferbiningen kinne allinnich bestean yn in droege steat, en der sil gjin hydrated ioanen fan N3-.
2. Formaasje fan kovalente bannen
As N-atomen ferbiningen foarmje mei net-metalen mei hegere elektronegativiteit, wurde de folgjende kovalente bannen foarme:
⑴N-atomen nimme sp3-hybridisaasjestatus, foarmje trije kovalente bindingen, behâlde in pear iensume elektroanenpearen, en de molekulêre konfiguraasje is trigonaal piramidaal, lykas NH3, NF3, NCl3, ensfh. in reguliere tetraëder, lykas NH4+-ionen.
⑵N-atomen nimme sp2-hybridisaasjestatus, foarmje twa kovalente bannen en ien bân, en behâlde in pear iensume elektroanenpearen, en de molekulêre konfiguraasje is hoekich, lykas Cl-N=O. (N-atoom foarmet in σ-bân en in π-bân mei Cl-atoom, en in pear iensume elektroanenpearen op N-atoom makket it molekule trijehoekich.) As der gjin ienich elektronenpear is, is de molekulêre konfiguraasje trijehoekich, lykas HNO3-molekule of NO3-ion. Yn nitric acid molecule, N atoom foarmet trije σ obligaasjes mei trije O atomen respektivelik, en in pear elektroanen op syn π orbital en de inkele π elektroanen fan twa O atomen foarmje in trije-sintra fjouwer-elektroanen delokalisearre π bining. Yn nitraat-ion wurdt in fjouwer-sintra seis-elektroanen delokalisearre grutte π-bân foarme tusken trije O-atomen en it sintrale N-atoom. Dizze struktuer makket it skynbere oksidaasjegetal fan N-atoom yn salpetersûr +5. Troch de oanwêzigens fan grutte π-obligaasjes is nitraat stabyl genôch ûnder normale omstannichheden. ⑶N-atoom nimt sp-hybridisaasje oan om in kovalente trijefâldige bân te foarmjen en behâldt in pear iensume elektroanenpearen. De molekulêre konfiguraasje is lineêr, lykas de struktuer fan N-atoom yn N2-molekule en CN-.
3. Formaasje fan koördinaasje obligaasjes
As stikstofatomen ienfâldige stoffen of ferbiningen foarmje, behâlde se faak ienige elektroanenpearen, sadat sokke ienfâldige stoffen of ferbiningen kinne fungearje as elektronenpeardonoaren om te koördinearjen mei metaalionen. Bygelyks, [Cu(NH3)4]2+ of [Tu(NH2)5]7, ensfh.
Oxidaasjetastân - Gibbs frije enerzjydiagram
It kin ek sjoen wurde út it oksidaasjetastân-Gibbs frije enerzjydiagram fan stikstof dat, útsein foar NH4-ionen, it N2-molekule mei in oksidaasjegetal fan 0 op it leechste punt fan 'e kromme yn it diagram is, wat oanjout dat N2 thermodynamysk is. stabyl relatyf oan stikstofferbiningen mei oare oksidaasjenûmers.
De wearden fan ferskate stikstofferbiningen mei oksidaasjenûmers tusken 0 en +5 binne allegear boppe de line dy't de twa punten HNO3 en N2 ferbine (de stippelline yn it diagram), sadat dizze ferbiningen thermodynamysk ynstabyl binne en gefoelich foar disproportionaasjereaksjes. De ienige yn it diagram mei in legere wearde as it N2-molekule is it NH4+-ion. [1] Ut it oksidaasjetastân-Gibbs frije enerzjydiagram fan stikstof en de struktuer fan N2 molekule, kin sjoen wurde dat elemintêre N2 ynaktyf is. Allinnich ûnder hege temperatuer, hege druk en de oanwêzigens fan in katalysator kin stikstof reagearje mei wetterstof om ammoniak te foarmjen: Under ûntslachbetingsten kin stikstof kombinearje mei soerstof om stikstofmonoxide te foarmjen: N2+O2=útfier=2NO Stikstofmonoxide kombinearret fluch mei soerstof om foarmje stikstofdioxide 2NO+O2=2NO2 Stikstofdiokside lost yn wetter op om salpetersûr te foarmjen, stikstofoxide 3NO2+H2O=2HNO3+NO Yn lannen mei ûntwikkele wetterkrêft is dizze reaksje brûkt om salpetersûr te meitsjen. N2 reagearret mei wetterstof om ammoniak te produsearjen: N2+3H2=== (omkearber teken) 2NH3 N2 reagearret mei metalen mei leech ionisaasjepotinsjeel en wêrfan nitriden hege roosterenerzjy hawwe om ionyske nitriden te foarmjen. Bygelyks: N2 kin direkt reagearje mei metallysk lithium by keamertemperatuer: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagearret mei alkaline ierdmetalen Mg, Ca, Sr, Ba by gloeiende temperatueren: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 kin reagearje allinich mei borium en aluminium by gloeiende temperatueren: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekule-ferbining) N2 reagearret algemien mei silisium en oare groepeleminten by in temperatuer heger as 1473K.
It stikstofmolekule draacht trije pearen fan elektroanen by oan bonding, dat is, it foarmjen fan twa π-bindingen en ien σ-bân. It draacht net by oan bonding, en de bonding- en anty-bonding-enerzjyen binne sawat offset, en se binne lykweardich oan iensume elektroanenpearen. Om't d'r in trijebân N≡N is yn it N2-molekule, hat it N2-molekule grutte stabiliteit, en it nimt 941,69 kJ / mol enerzjy om it yn atomen te ûntbinen. De N2-molekule is de meast stabile fan 'e bekende diatomyske molekulen, en de relative molekulêre massa fan stikstof is 28. Boppedat is stikstof net maklik te ferbaarnen en stipet gjin ferbaarning.
Post tiid: Jul-23-2024
