Карл Шеле, шведски хемичар и Даниел Радерфорд, шкотски ботаничар, го откриле азот одделно во 1772 година. Пречесниот Кевендиш и Лавоазиер, исто така, независно добиле азот приближно во исто време. Азотот првпат бил препознаен како елемент од Лавоазие, кој го нарекол „азо“, што значи „нежив“. Чаптал го нарекол елементот азот во 1790 година. Името е изведено од грчкиот збор „нитра“ (нитрат што содржи азот во нитрат)
Извори на азот
Азот е 30-ти најзастапен елемент на Земјата. Имајќи предвид дека азот сочинува 4/5 од атмосферскиот волумен, или повеќе од 78%, имаме на располагање речиси неограничени количини на азот. Азот, исто така, постои во форма на нитрати во различни минерали, како што се чилеанската шалитра (натриум нитрат), салтер или нитра (калиум нитрат) и минерали кои содржат соли на амониум. Азот е присутен во многу сложени органски молекули, вклучувајќи протеини и амино киселини присутни во сите живи организми
Физички својства
Азотот N2 е гас без боја, вкус и мирис на собна температура и обично е нетоксичен. Густината на гасот во стандардни услови е 1,25 g/L. Азотот сочинува 78,12% од вкупната атмосфера (волуменска фракција) и е главната компонента на воздухот. Во атмосферата има околу 400 трилиони тони гас.
Под стандарден атмосферски притисок, кога се лади до -195,8 ℃, станува безбојна течност. Кога ќе се олади до -209,86 ℃, течниот азот станува цврста цврстина слична на снег.
Азотот не е запалив и се смета за гас што асфиксира (т.е. дишењето на чистиот азот го лишува човечкото тело од кислород). Азот има многу ниска растворливост во вода. На 283 K, еден волумен на вода може да раствори околу 0,02 тома N2.
Хемиски својства
Азотот има многу стабилни хемиски својства. Тешко е да се реагира со други супстанции на собна температура, но може да претрпи хемиски промени со одредени супстанции во услови на висока температура и висока енергија и може да се користи за производство на нови супстанции корисни за луѓето.
Молекуларната орбитална формула на молекулите на азот е KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Три пара електрони придонесуваат за поврзување, односно се формираат две π врски и една σ врска. Нема придонес во поврзувањето, а енергиите на сврзување и анти-сврзување се приближно неутрализирани и тие се еквивалентни на осамени електронски парови. Бидејќи има тројна врска N≡N во молекулата N2, молекулата N2 има голема стабилност и потребни се 941,69 kJ/mol енергија за да се разложи на атоми. Молекулата N2 е најстабилна од познатите диатомски молекули, а релативната молекуларна маса на азот е 28. Освен тоа, азот не е лесно да се согорува и не поддржува согорување.
Тест метод
Ставете ја запалената шипка Mg во шишето за собирање гас исполнето со азот, а шипката Mg ќе продолжи да гори. Извлечете го преостанатиот пепел (малку жолт прашок Mg3N2), додадете мала количина вода и произведете гас (амонијак) што ја претвора влажната црвена лакмусова хартија во сина боја. Равенка на реакција: 3Mg + N2 = палење = Mg3N2 (магнезиум нитрид); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Карактеристики на сврзување и структура на валентна врска на азот
Бидејќи единствената супстанција N2 е исклучително стабилна во нормални услови, луѓето често погрешно веруваат дека азотот е хемиски неактивен елемент. Всушност, напротив, елементарниот азот има висока хемиска активност. Електронегативноста на N (3.04) е само втора по F и O, што покажува дека може да формира силни врски со други елементи. Покрај тоа, стабилноста на молекулата на една супстанција N2 само ја покажува активноста на атомот N. Проблемот е што луѓето сè уште не нашле оптимални услови за активирање на молекулите N2 на собна температура и притисок. Но, во природата, некои бактерии на јазлите на растенијата можат да го претворат N2 во воздухот во азотни соединенија под нискоенергетски услови при нормална температура и притисок и да ги користат како ѓубриво за раст на културите.
Затоа, проучувањето на фиксацијата на азот отсекогаш била важна научно истражувачка тема. Затоа, неопходно е детално да ги разбереме сврзувачките карактеристики и структурата на валентната врска на азот.
Тип на обврзница
Структурата на валентниот електронски слој на атомот N е 2s2p3, односно има 3 единечни електрони и еден пар осамени електронски парови. Врз основа на ова, при формирање на соединенија, може да се генерираат следните три типа на врски:
1. Формирање јонски врски 2. Формирање ковалентни врски 3. Формирање координативни врски
1. Формирање јонски врски
N атомите имаат висока електронегативност (3,04). Кога формираат бинарни нитриди со метали со помала електронегативност, како што се Li (електронегативност 0,98), Ca (електронегативност 1,00) и Mg (електронегативност 1,31), тие можат да добијат 3 електрони и да формираат N3- јони. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =запали= Mg3N2 N3- јоните имаат поголем негативен полнеж и поголем радиус (171pm). Тие ќе бидат силно хидролизирани кога ќе се сретнат со молекули на вода. Затоа, јонските соединенија можат да постојат само во сува состојба и нема да има хидрирани јони на N3-.
2. Формирање на ковалентни врски
Кога атомите N формираат соединенија со неметали со поголема електронегативност, се формираат следните ковалентни врски:
⑴N атомите имаат сп3 состојба на хибридизација, формираат три ковалентни врски, задржуваат пар осамени електронски парови, а молекуларната конфигурација е тригонална пирамидална, како што се NH3, NF3, NCl3 итн. Ако се формираат четири ковалентни единечни врски, молекуларната конфигурација е редовен тетраедар, како што се јоните NH4+.
⑵N атомите заземаат сп2 состојба на хибридизација, формираат две ковалентни врски и една врска и задржуваат пар осамени електронски парови, а молекуларната конфигурација е аголна, како што е Cl—N=O. (N атом формира с-врска и π врска со атом Cl, а пар на осамени електронски парови на атом N ја прави молекулата триаголна.) Ако нема осамен електронски пар, молекуларната конфигурација е триаголна, како што е молекулата HNO3 или NO3- јон. Во молекулата на азотна киселина, атом N формира три σ врски со три O атоми соодветно, и пар електрони на нејзината π орбитала и единечните π електрони од два атоми O формираат трицентрична, четири-електронска делокализирана π врска. Во нитратниот јон, се формира четирицентрична шест-електронска делокализирана голема π врска помеѓу три атоми O и централниот атом N. Оваа структура го прави привидниот оксидационен број на атом N во азотна киселина +5. Поради присуството на големи π врски, нитратот е доволно стабилен во нормални услови. ⑶ Атомот N прифаќа sp хибридизација за да формира ковалентна тројна врска и задржува пар осамени електронски парови. Молекуларната конфигурација е линеарна, како што е структурата на атомот N во молекулата N2 и CN-.
3. Формирање на координативни врски
Кога атомите на азот формираат едноставни супстанции или соединенија, тие често задржуваат единствени електронски парови, така што таквите едноставни супстанции или соединенија можат да дејствуваат како донатори на електронски пар за да се координираат со металните јони. На пример, [Cu(NH3)4]2+ или [Tu(NH2)5]7, итн.
Дијаграм на оксидациона состојба-Гибсова слободна енергија
Може да се види и од дијаграмот на оксидациона состојба-Гибсовата слободна енергија на азот дека, освен јоните NH4, молекулата N2 со оксидационен број 0 е на најниската точка на кривата на дијаграмот, што покажува дека N2 е термодинамички стабилна во однос на азотни соединенија со други оксидациони броеви.
Вредностите на различни азотни соединенија со оксидациски броеви меѓу 0 и +5 се над линијата што ги поврзува двете точки HNO3 и N2 (испрекината линија на дијаграмот), така што овие соединенија се термодинамички нестабилни и склони кон реакции на диспропорционалност. Единствениот на дијаграмот со помала вредност од молекулата N2 е јонот NH4+. [1] Од дијаграмот на оксидациона состојба-Гибсовата слободна енергија на азот и структурата на молекулата N2, може да се види дека елементот N2 е неактивен. Само при висока температура, висок притисок и присуство на катализатор азотот може да реагира со водород и да формира амонијак: во услови на испуштање, азотот може да се комбинира со кислородот и да формира азотен оксид: N2+O2=празнење=2NO Азотниот оксид брзо се соединува со кислородот до формираат азот диоксид 2NO+O2=2NO2 Азотниот диоксид се раствора во вода и формира азотна киселина, азотен оксид 3NO2+H2O=2HNO3+NO Во земјите со развиена хидроенергија, оваа реакција се користи за производство на азотна киселина. N2 реагира со водород и произведува амонијак: N2+3H2=== (реверзибилен знак) 2NH3 N2 реагира со метали со низок потенцијал за јонизација и чии нитриди имаат висока решеткаста енергија за да формираат јонски нитриди. На пример: N2 може директно да реагира со метален литиум на собна температура: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 реагира со земноалкалните метали Mg, Ca, Sr, Ba на блескаво температури: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 може реагираат само со бор и алуминиум на блескаво температури: 2 B + N2=== 2 BN (макромолекула соединение) N2 генерално реагира со силициум и други групни елементи на температура повисока од 1473K.
Молекулата на азот придонесува со три пара електрони за поврзување, односно формирајќи две π врски и една σ врска. Тоа не придонесува за поврзување, а енергиите на сврзување и анти-сврзување се приближно поместени и тие се еквивалентни на осамени електронски парови. Бидејќи во молекулата N2 има тројна врска N≡N, молекулата N2 има голема стабилност и потребни се 941,69 kJ/mol енергија за да се разложи на атоми. Молекулата N2 е најстабилна од познатите диатомски молекули, а релативната молекуларна маса на азот е 28. Освен тоа, азот не е лесно да се согорува и не поддржува согорување.
Време на објавување: 23 јули 2024 година
