Carl Scheele, un químico sueco, e Daniel Rutherford, un botánico escocés, descubriron o nitróxeno por separado en 1772. O reverendo Cavendish e Lavoisier tamén obtiveron de forma independente nitróxeno aproximadamente ao mesmo tempo. O nitróxeno foi recoñecido por primeira vez como un elemento por Lavoisier, quen o chamou "azo", que significa "inanimado". Chaptal chamou o elemento nitróxeno en 1790. O nome deriva da palabra grega "nitre" (nitrato que contén nitróxeno en nitrato)
Fontes de Nitróxeno
O nitróxeno é o 30º elemento máis abundante na Terra. Tendo en conta que o nitróxeno representa 4/5 do volume atmosférico, ou máis do 78%, temos á nosa disposición cantidades case ilimitadas de nitróxeno. O nitróxeno tamén existe en forma de nitratos nunha variedade de minerais, como o salitre chileno (nitrato de sodio), o salitre ou o nitrato (nitrato de potasio) e minerais que conteñen sales de amonio. O nitróxeno está presente en moitas moléculas orgánicas complexas, incluíndo proteínas e aminoácidos presentes en todos os organismos vivos
Propiedades físicas
O nitróxeno N2 é un gas incoloro, insípido e inodoro a temperatura ambiente e normalmente non é tóxico. A densidade do gas en condicións estándar é de 1,25 g/L. O nitróxeno representa o 78,12% da atmosfera total (fracción volumétrica) e é o principal compoñente do aire. Hai uns 400 billóns de toneladas de gas na atmosfera.
Baixo a presión atmosférica estándar, cando se arrefría a -195,8 ℃, convértese nun líquido incoloro. Cando se arrefría a -209,86 ℃, o nitróxeno líquido convértese nun sólido parecido á neve.
O nitróxeno non é inflamable e considérase un gas asfixiante (é dicir, respirar nitróxeno puro priva o corpo humano de osíxeno). O nitróxeno ten unha solubilidade moi baixa en auga. A 283K, un volume de auga pode disolver uns 0,02 volumes de N2.
Propiedades químicas
O nitróxeno ten propiedades químicas moi estables. É difícil reaccionar con outras substancias a temperatura ambiente, pero pode sufrir cambios químicos con determinadas substancias en condicións de alta temperatura e alta enerxía, e pode usarse para producir novas substancias útiles para os humanos.
A fórmula do orbital molecular das moléculas de nitróxeno é KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tres pares de electróns contribúen á unión, é dicir, fórmanse dous enlaces π e un enlace σ. Non hai ningunha contribución á unión, e as enerxías de enlace e antienlace están aproximadamente compensadas, e son equivalentes a pares de electróns solitarios. Dado que na molécula de N2 existe un triplo enlace N≡N, a molécula de N2 ten unha gran estabilidade, e necesita 941,69 kJ/mol de enerxía para descompoñela en átomos. A molécula de N2 é a máis estable das moléculas diatómicas coñecidas, e a masa molecular relativa do nitróxeno é de 28. Ademais, o nitróxeno non é fácil de queimar e non admite a combustión.
Método de proba
Coloque a barra de Mg ardendo na botella de recollida de gas chea de nitróxeno e a barra de Mg seguirá ardendo. Extrae a cinza restante (po lixeiramente amarelo Mg3N2), engade unha pequena cantidade de auga e produce un gas (amoníaco) que torna azul o papel de tornasol vermello húmido. Ecuación da reacción: 3Mg + N2 = ignición = Mg3N2 (nitruro de magnesio); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Características de enlace e estrutura de enlace de valencia do nitróxeno
Debido a que a única substancia N2 é extremadamente estable en condicións normais, a xente adoita crer erróneamente que o nitróxeno é un elemento químicamente inactivo. De feito, pola contra, o nitróxeno elemental ten unha alta actividade química. A electronegatividade de N (3,04) é a segunda só despois de F e O, o que indica que pode formar enlaces fortes con outros elementos. Ademais, a estabilidade da única molécula de N2 da substancia só mostra a actividade do átomo de N. O problema é que a xente aínda non atopou as condicións óptimas para activar moléculas de N2 a temperatura e presión ambiente. Pero na natureza, algunhas bacterias dos nódulos das plantas poden converter o N2 do aire en compostos de nitróxeno en condicións de baixa enerxía a temperatura e presión normais, e utilizalos como fertilizante para o crecemento das colleitas.
Polo tanto, o estudo da fixación do nitróxeno sempre foi un importante tema de investigación científica. Polo tanto, é necesario que comprendamos en detalle as características de enlace e a estrutura de enlace de valencia do nitróxeno.
Tipo de bonos
A estrutura da capa de electróns de valencia do átomo de N é 2s2p3, é dicir, hai 3 electróns únicos e un par de pares de electróns solitarios. En base a isto, ao formar compostos pódense xerar os seguintes tres tipos de enlaces:
1. Formación de enlaces iónicos 2. Formación de enlaces covalentes 3. Formación de enlaces de coordinación
1. Formando enlaces iónicos
Os átomos de N teñen unha electronegatividade elevada (3,04). Cando forman nitruros binarios con metais con menor electronegatividade, como Li (electronegatividade 0,98), Ca (electronegatividade 1,00) e Mg (electronegatividade 1,31), poden obter 3 electróns e formar ións N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =ignición= Mg3N2 Os ións N3- teñen unha maior carga negativa e un radio maior (171pm). Estarán fortemente hidrolizados cando se atopen con moléculas de auga. Polo tanto, os compostos iónicos só poden existir en estado seco, e non haberá ións hidratados de N3-.
2. Formación de enlaces covalentes
Cando os átomos de N forman compostos con non metais con maior electronegatividade, fórmanse os seguintes enlaces covalentes:
⑴N átomos toman o estado de hibridación sp3, forman tres enlaces covalentes, conservan un par de pares de electróns solitarios e a configuración molecular é piramidal trigonal, como NH3, NF3, NCl3, etc. Se se forman catro enlaces simples covalentes, a configuración molecular é un tetraedro regular, como os ións NH4+.
Os átomos ⑵N toman o estado de hibridación sp2, forman dous enlaces covalentes e un enlace e manteñen un par de pares de electróns solitarios, e a configuración molecular é angular, como Cl—N=O. (O átomo de N forma un enlace σ e un enlace π co átomo de Cl, e un par de pares de electróns solitarios no átomo de N fai que a molécula sexa triangular.) Se non hai un par de electróns solitario, a configuración molecular é triangular, como a molécula de HNO3 ou ión NO3-. Na molécula de ácido nítrico, o átomo de N forma tres enlaces σ con tres átomos de O respectivamente, e un par de electróns no seu orbital π e os electróns π sinxelos de dous átomos de O forman un enlace π deslocalizado de catro electróns de tres centros. No ión nitrato, fórmase un gran enlace π deslocalizado de catro centros de seis electróns entre tres átomos de O e o átomo de N central. Esta estrutura fai que o número de oxidación aparente do átomo de N no ácido nítrico sexa +5. Debido á presenza de grandes enlaces π, o nitrato é o suficientemente estable en condicións normais. ⑶O átomo de N adopta a hibridación sp para formar un triplo enlace covalente e conserva un par de pares de electróns solitarios. A configuración molecular é lineal, como a estrutura do átomo de N na molécula de N2 e do CN-.
3. Formación de vínculos de coordinación
Cando os átomos de nitróxeno forman substancias ou compostos sinxelos, adoitan conservar pares de electróns solitarios, polo que tales substancias ou compostos simples poden actuar como doadores de pares de electróns para coordinarse cos ións metálicos. Por exemplo, [Cu(NH3)4]2+ ou [Tu(NH2)5]7, etc.
Estado de oxidación-diagrama de enerxía libre de Gibbs
Tamén se pode ver a partir do diagrama de estado de oxidación-enerxía libre de Gibbs do nitróxeno que, excepto para os ións NH4, a molécula de N2 cun número de oxidación 0 está no punto máis baixo da curva do diagrama, o que indica que o N2 é termodinámicamente. estable en relación aos compostos de nitróxeno con outros números de oxidación.
Os valores de varios compostos de nitróxeno con números de oxidación entre 0 e +5 están todos por riba da liña que une os dous puntos HNO3 e N2 (a liña de puntos no diagrama), polo que estes compostos son termodinámicamente inestables e propensos a reaccións de desproporción. O único do diagrama cun valor inferior ao da molécula de N2 é o ión NH4+. [1] A partir do diagrama de estado de oxidación-enerxía libre de Gibbs do nitróxeno e da estrutura da molécula de N2, pódese ver que o N2 elemental está inactivo. Só a altas temperaturas, a alta presión e a presenza dun catalizador pode reaccionar o nitróxeno co hidróxeno para formar amoníaco: en condicións de descarga, o nitróxeno pode combinarse co osíxeno para formar óxido nítrico: N2+O2=descarga=2NO O óxido nítrico combínase rapidamente co osíxeno para forman dióxido de nitróxeno 2NO+O2=2NO2 O dióxido de nitróxeno disólvese na auga para formar ácido nítrico, óxido nítrico 3NO2+H2O=2HNO3+NO Nos países con enerxía hidroeléctrica desenvolvida, esta reacción utilizouse para producir ácido nítrico. O N2 reacciona co hidróxeno para producir amoníaco: N2+3H2=== (signo reversible) 2NH3 O N2 reacciona con metais con baixo potencial de ionización e cuxos nitruros teñen alta enerxía reticular para formar nitruros iónicos. Por exemplo: N2 pode reaccionar directamente co litio metálico a temperatura ambiente: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reacciona con metais alcalinotérreos Mg, Ca, Sr, Ba a temperaturas incandescentes: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 pode só reaccionan co boro e o aluminio a temperaturas incandescentes: 2 B + N2=== 2 BN (composto de macromoléculas) O N2 xeralmente reacciona co silicio e outros elementos do grupo a unha temperatura superior a 1473K.
A molécula de nitróxeno contribúe a unir tres pares de electróns, é dicir, formando dous enlaces π e un enlace σ. Non contribúe á unión, e as enerxías de enlace e antienlace están aproximadamente compensadas, e son equivalentes a pares de electróns solitarios. Como hai un triple enlace N≡N na molécula de N2, a molécula de N2 ten unha gran estabilidade e necesita 941,69 kJ/mol de enerxía para descompoñela en átomos. A molécula de N2 é a máis estable das moléculas diatómicas coñecidas, e a masa molecular relativa do nitróxeno é de 28. Ademais, o nitróxeno non é fácil de queimar e non admite a combustión.
Hora de publicación: 23-Xul-2024
