İsveçli kimyager Carl Scheele ve İskoç botanikçi Daniel Rutherford, 1772'de nitrojeni ayrı ayrı keşfettiler. Rahip Cavendish ve Lavoisier de bağımsız olarak yaklaşık aynı zamanlarda nitrojen elde ettiler. Azot bir element olarak ilk kez Lavoisier tarafından tanındı ve ona "cansız" anlamına gelen "azo" adını verdi. Chaptal, 1790 yılında nitrojen elementine isim verdi. Adı Yunanca "nitre" (nitrat içinde nitrojen içeren nitrat) kelimesinden türetilmiştir.
Azot Üretim Üreticileri - Çin Azot Üretim Fabrikası ve Tedarikçiler (xinfatools.com)
Azot Kaynakları
Azot Dünya üzerinde en çok bulunan 30. elementtir. Azotun atmosfer hacminin 4/5'ini, yani %78'den fazlasını oluşturduğunu düşünürsek, neredeyse sınırsız miktarda nitrojen elimizde mevcuttur. Azot ayrıca Şili güherçilesi (sodyum nitrat), güherçile veya nitre (potasyum nitrat) gibi çeşitli minerallerde ve amonyum tuzları içeren minerallerde nitrat formunda bulunur. Azot, tüm canlı organizmalarda bulunan proteinler ve amino asitler de dahil olmak üzere birçok karmaşık organik molekülde bulunur.
Fiziksel özellikler
Azot N2, oda sıcaklığında renksiz, tatsız ve kokusuz bir gazdır ve genellikle toksik değildir. Standart koşullar altında gaz yoğunluğu 1,25g/L'dir. Azot toplam atmosferin (hacim oranı) %78,12'sini oluşturur ve havanın ana bileşenidir. Atmosferde yaklaşık 400 trilyon ton gaz bulunmaktadır.
Standart atmosferik basınç altında -195,8°C'ye soğutulduğunda renksiz bir sıvı haline gelir. -209,86°C'ye soğutulduğunda sıvı nitrojen, kar benzeri bir katı haline gelir.
Azot yanıcı değildir ve boğucu bir gaz olarak kabul edilir (yani, saf nitrojeni solumak insan vücudunu oksijenden yoksun bırakır). Azotun suda çözünürlüğü çok düşüktür. 283K'da bir hacim su yaklaşık 0,02 hacim N2'yi çözebilir.
Kimyasal özellikler
Azot çok kararlı kimyasal özelliklere sahiptir. Oda sıcaklığında diğer maddelerle reaksiyona girmesi zordur ancak yüksek sıcaklık ve yüksek enerji koşullarında bazı maddelerle kimyasal değişime uğrayabilir ve insanlara yararlı yeni maddeler üretmek için kullanılabilir.
Azot moleküllerinin moleküler yörünge formülü KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2'dir. Üç çift elektron bağlanmaya katkıda bulunur, yani iki π bağı ve bir σ bağı oluşur. Bağlanmaya hiçbir katkısı yoktur ve bağlanma ve anti-bağ enerjileri yaklaşık olarak dengelenmiştir ve yalnız elektron çiftlerine eşdeğerdir. N2 molekülünde üçlü bağ N≡N bulunduğundan, N2 molekülü büyük bir stabiliteye sahiptir ve onu atomlara ayrıştırmak için 941,69 kJ/mol enerji gerekir. N2 molekülü bilinen diatomik moleküller arasında en kararlı olanıdır ve nitrojenin bağıl moleküler kütlesi 28'dir. Üstelik nitrojenin yanması kolay değildir ve yanmayı desteklemez.
Test yöntemi
Yanan Mg çubuğunu nitrojenle dolu gaz toplama şişesine koyun; Mg çubuğu yanmaya devam edecektir. Geriye kalan külü (hafif sarı toz Mg3N2) çıkarın, az miktarda su ekleyin ve ıslak kırmızı turnusol kağıdını maviye çeviren bir gaz (amonyak) üretin. Reaksiyon denklemi: 3Mg + N2 = ateşleme = Mg3N2 (magnezyum nitrür); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH)2 + 2NH3↑
Azotun bağlanma özellikleri ve değerlik bağ yapısı
Tek N2 maddesi normal koşullar altında son derece kararlı olduğundan, insanlar sıklıkla yanlışlıkla nitrojenin kimyasal olarak aktif olmayan bir element olduğuna inanırlar. Aslında tam tersine elementel nitrojen yüksek kimyasal aktiviteye sahiptir. N'nin (3.04) elektronegatifliği F ve O'dan sonra ikinci sırada yer alır ve bu da diğer elementlerle güçlü bağlar oluşturabildiğini gösterir. Ayrıca tek N2 molekülünün stabilitesi sadece N atomunun aktivitesini gösterir. Sorun şu ki, insanlar N2 moleküllerini oda sıcaklığında ve basınçta aktive etmek için en uygun koşulları henüz bulamadılar. Ancak doğada bitki nodüllerindeki bazı bakteriler, normal sıcaklık ve basınçta, düşük enerjili koşullar altında havadaki N2'yi nitrojen bileşiklerine dönüştürebilir ve bunları mahsulün büyümesi için gübre olarak kullanabilir.
Bu nedenle nitrojen fiksasyonunun incelenmesi her zaman önemli bir bilimsel araştırma konusu olmuştur. Bu nedenle nitrojenin bağlanma özelliklerini ve değerlik bağ yapısını detaylı olarak anlamamız gerekmektedir.
Tahvil türü
N atomunun değerlik elektron katmanı yapısı 2s2p3'tür, yani 3 tek elektron ve bir çift yalnız elektron çifti vardır. Buna dayanarak bileşikler oluşturulurken aşağıdaki üç bağ türü oluşturulabilir:
1. İyonik bağların oluşması 2. Kovalent bağların oluşması 3. Koordinasyon bağlarının oluşması
1. İyonik bağların oluşturulması
N atomları yüksek elektronegatifliğe sahiptir (3.04). Li (elektronegatiflik 0,98), Ca (elektronegatiflik 1,00) ve Mg (elektronegatiflik 1,31) gibi elektronegatifliği daha düşük metallerle ikili nitrürler oluşturduklarında 3 elektron elde ederek N3- iyonları oluşturabilirler. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =tutuş= Mg3N2 N3- iyonları daha yüksek bir negatif yüke ve daha büyük bir yarıçapa (171pm) sahiptir. Su molekülleriyle karşılaştıklarında güçlü bir şekilde hidrolize olacaklardır. Bu nedenle iyonik bileşikler yalnızca kuru halde mevcut olabilir ve hidratlanmış N3- iyonları olmayacaktır.
2. Kovalent bağların oluşumu
N atomları daha yüksek elektronegatifliğe sahip metal olmayan bileşikler oluşturduğunda aşağıdaki kovalent bağlar oluşur:
⑴N atomları sp3 hibridizasyon durumunu alır, üç kovalent bağ oluşturur, bir çift yalnız elektron çifti tutar ve moleküler konfigürasyon NH3, NF3, NCl3 vb. gibi trigonal piramidaldir. Dört kovalent tekli bağ oluşursa, moleküler konfigürasyon şu şekildedir: NH4+ iyonları gibi düzenli bir tetrahedron.
⑵N atomları sp2 hibridizasyon durumunu alır, iki kovalent bağ ve bir bağ oluşturur ve bir çift yalnız elektron çiftini tutar ve moleküler konfigürasyon Cl—N=O gibi açısaldır. (N atomu, Cl atomuyla bir σ bağı ve bir π bağı oluşturur ve N atomu üzerindeki bir çift yalnız elektron çifti, molekülü üçgen yapar.) Eğer yalnız elektron çifti yoksa, moleküler konfigürasyon, HNO3 molekülü veya HNO3 molekülü gibi üçgen şeklindedir. NO3- iyonu. Nitrik asit molekülünde, N atomu sırasıyla üç O atomu ile üç σ bağı oluşturur ve π yörüngesindeki bir çift elektron ve iki O atomunun tek π elektronları, üç merkezli dört elektronlu delokalize bir π bağı oluşturur. Nitrat iyonunda, üç O atomu ile merkezi N atomu arasında dört merkezli altı elektronlu delokalize büyük bir π bağı oluşturulur. Bu yapı nitrik asitteki N atomunun görünür oksidasyon sayısını +5 yapar. Büyük π bağlarının varlığı nedeniyle nitrat normal koşullar altında yeterince stabildir. ⑶N atomu, kovalent üçlü bağ oluşturmak için sp hibridizasyonunu benimser ve bir çift yalnız elektron çiftini tutar. Moleküler konfigürasyon, N2 molekülü ve CN-'deki N atomunun yapısı gibi doğrusaldır.
3. Koordinasyon bağlarının oluşumu
Nitrojen atomları basit maddeler veya bileşikler oluşturduğunda, genellikle yalnız elektron çiftlerini tutarlar, dolayısıyla bu tür basit maddeler veya bileşikler, metal iyonlarını koordine etmek için elektron çifti donörleri olarak hareket edebilir. Örneğin, [Cu(NH3)4]2+ veya [Tu(NH2)5]7, vb.
Oksidasyon durumu-Gibbs serbest enerji diyagramı
Ayrıca nitrojenin oksidasyon durumu-Gibbs serbest enerji diyagramından da görülebileceği gibi, NH4 iyonları hariç, oksidasyon numarası 0 olan N2 molekülü diyagramdaki eğrinin en alt noktasındadır, bu da N2'nin termodinamik olarak olduğunu gösterir. diğer oksidasyon sayılarına sahip nitrojen bileşiklerine göre stabildir.
Oksidasyon sayıları 0 ila +5 arasında olan çeşitli nitrojen bileşiklerinin değerleri, HNO3 ve N2 (diyagramdaki noktalı çizgi) noktalarını birleştiren çizginin üzerindedir, dolayısıyla bu bileşikler termodinamik olarak kararsızdır ve orantısızlık reaksiyonlarına eğilimlidir. Diyagramda N2 molekülünden daha düşük değere sahip olan tek molekül NH4+ iyonudur. [1] Azotun oksidasyon durumu-Gibbs serbest enerji diyagramından ve N2 molekülünün yapısından, N2 elementinin aktif olmadığı görülebilir. Yalnızca yüksek sıcaklık, yüksek basınç ve bir katalizörün varlığı altında nitrojen, hidrojenle reaksiyona girerek amonyak oluşturabilir: Deşarj koşullarında nitrojen, oksijenle birleşerek nitrik oksit oluşturabilir: N2+O2=boşaltma=2NO Nitrik oksit, oksijenle hızlı bir şekilde birleşerek amonyak oluşturabilir: nitrojen dioksit oluşturur 2NO+O2=2NO2 Azot dioksit suda nitrik asit, nitrik oksit oluşturur. 3NO2+H2O=2HNO3+NO Hidroelektrik gücü gelişmiş ülkelerde bu reaksiyon nitrik asit üretmek için kullanılır. N2, amonyak üretmek için hidrojenle reaksiyona girer: N2+3H2=== (tersinir işaret) 2NH3 N2, düşük iyonlaşma potansiyeline sahip ve nitritleri yüksek kafes enerjisine sahip metallerle reaksiyona girerek iyonik nitrürler oluşturur. Örneğin: N2, oda sıcaklığında metalik lityum ile doğrudan reaksiyona girebilir: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2, akkor sıcaklıklarda alkalin toprak metalleri Mg, Ca, Sr, Ba ile reaksiyona girer: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2, reaksiyona girebilir sadece akkor sıcaklıklarda bor ve alüminyum ile reaksiyona girer: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekül bileşiği) N2 genellikle 1473K'den daha yüksek bir sıcaklıkta silikon ve diğer grup elementleri ile reaksiyona girer.
Azot molekülü bağlanmaya üç çift elektron katarak iki π bağı ve bir σ bağı oluşturur. Bağlanmaya katkısı yoktur ve bağlanma ve anti-bağ enerjileri yaklaşık olarak dengelenmiştir ve yalnız elektron çiftlerine eşdeğerdir. N2 molekülünde üçlü bağ N≡N olduğundan, N2 molekülü büyük bir stabiliteye sahiptir ve onu atomlara ayrıştırmak için 941,69 kJ/mol enerji gerekir. N2 molekülü bilinen diatomik moleküller arasında en kararlı olanıdır ve nitrojenin bağıl moleküler kütlesi 28'dir. Üstelik nitrojenin yanması kolay değildir ve yanmayı desteklemez.
Gönderim zamanı: Temmuz-23-2024
