تم اكتشاف النيتروجين (الإنجليزية النيتروجين، الفرنسية آزوت، الألمانية Stickstoff) في وقت واحد تقريبا من قبل العديد من الباحثين. حصل كافنديش على النيتروجين من الهواء (1772) عن طريق تمريره عبر الفحم الساخن ثم عبر محلول قلوي لامتصاص ثاني أكسيد الكربون. ولم يعط كافنديش اسما خاصا للغاز الجديد، مشيرًا إليه بالهواء الميفيتي (باللاتينية - mephitis - التبخر الخانق أو الضار للأرض). رسميًا، يُعزى اكتشاف النيتروجين عادةً إلى رذرفورد، الذي نشر أطروحته في عام 1772 بعنوان "الهواء الثابت، ويُسمى بخلاف ذلك الهواء الخانق"، والتي كانت أول من وصف بعض الخصائص الكيميائية للنيتروجين. خلال هذه السنوات نفسها، حصل شيلي على النيتروجين من الهواء الجوي بنفس الطريقة التي حصل بها كافنديش. وأطلق على الغاز الجديد اسم الهواء الفاسد (فيردوربين لوفت). أطلق بريستلي (1775) على الهواء الملتهب النيتروجيني. لافوازييه في 1776-1777 درست بالتفصيل تركيبة الهواء الجوي ووجدت أن 4/5 حجمه يتكون من غاز خانق (Air mofette).
اقترح لافوازييه تسمية العنصر "النيتروجين" من البادئة اليونانية السلبية "a" وكلمة الحياة "zoe"، مؤكدا على عدم قدرته على دعم التنفس. في عام 1790، تم اقتراح اسم "النيتروجين" للنيتروجين (النيتروجين - "تشكيل الملح الصخري")، والذي أصبح فيما بعد الأساس للاسم الدولي للعنصر (النيتروجين) ورمز النيتروجين - N.
يجري في الطبيعة، وتلقي:
يوجد النيتروجين في الطبيعة بشكل رئيسي في حالة حرة. في الهواء، نسبة حجمه 78.09%، ونسبة كتلته 75.6%. توجد مركبات النيتروجين بكميات صغيرة في التربة. النيتروجين جزء من البروتينات والعديد من المركبات العضوية الطبيعية. يبلغ إجمالي محتوى النيتروجين في القشرة الأرضية 0.01٪.
يحتوي الغلاف الجوي على حوالي 4 كوادريليون (41015) طن من النيتروجين، وتحتوي المحيطات على حوالي 20 تريليون (201012) طن. ويرتبط جزء صغير من هذه الكمية - حوالي 100 مليار طن - ويندمج في الكائنات الحية كل عام. ومن بين هذه الـ 100 مليار طن من النيتروجين الثابت، يوجد 4 مليارات طن فقط في الأنسجة النباتية والحيوانية، أما الباقي فيتراكم في الكائنات الحية الدقيقة المتحللة ويعود في النهاية إلى الغلاف الجوي.
في التكنولوجيا، يتم الحصول على النيتروجين من الهواء. للحصول على النيتروجين، يتم نقل الهواء إلى الحالة السائلة، ثم يتم فصل النيتروجين عن الأكسجين الأقل تقلبًا عن طريق التبخر (ر بالة N 2 = -195.8 درجة مئوية، ر بالة O 2 = -183 درجة مئوية)
في الظروف المختبرية يمكن الحصول على النيتروجين النقي عن طريق تحلل نتريت الأمونيوم أو عن طريق خلط محاليل كلوريد الأمونيوم ونتريت الصوديوم عند تسخينها:
NH 4 NO 2 N 2 + 2H 2 O؛ NH4Cl + NaNO2NaCl + N2 + 2H2O.
الخصائص الفيزيائية:
يتكون النيتروجين الطبيعي من نظيرين: 14 ن و 15 ن. في الظروف العادية، يكون النيتروجين غازًا عديم اللون والرائحة والطعم، وأخف قليلاً من الهواء، وقابل للذوبان بشكل سيئ في الماء (15.4 مل من النيتروجين يذوب في 1 لتر من الماء، 31 مل). من الأكسجين). عند درجة حرارة -195.8 درجة مئوية، يتحول النيتروجين إلى سائل عديم اللون، وعند درجة حرارة -210.0 درجة مئوية إلى مادة صلبة بيضاء. في الحالة الصلبة، يوجد في شكل تعديلين متعددي الأشكال: أقل من -237.54 درجة مئوية يكون الشكل ذو الشبكة المكعبة مستقرًا، أعلاه - مع شبكة سداسية.
طاقة الارتباط للذرات في جزيء النيتروجين عالية جدًا وتبلغ 941.6 كيلوجول/مول. المسافة بين مراكز الذرات في الجزيء هي 0.110 نانومتر. الجزيء N 2 ذو قدرة مغناطيسية. وهذا يدل على أن الرابطة بين ذرات النيتروجين ثلاثية.
كثافة غاز النيتروجين عند 0 درجة مئوية 1.25046 جم/دم3
الخواص الكيميائية:
في الظروف العادية، يعتبر النيتروجين مادة غير نشطة كيميائيا بسبب الرابطة التساهمية القوية. في الظروف العادية، يتفاعل فقط مع الليثيوم، مكونًا نيتريد: 6Li + N 2 = 2Li 3 N
مع زيادة درجة الحرارة، يزداد نشاط النيتروجين الجزيئي، ويمكن أن يكون عامل مؤكسد (مع الهيدروجين والمعادن) وعامل اختزال (مع الأكسجين والفلور). عند تسخينه، عند ضغط مرتفع وفي وجود محفز، يتفاعل النيتروجين مع الهيدروجين لتكوين الأمونيا: N 2 + 3H 2 = 2NH 3
يتحد النيتروجين مع الأكسجين فقط في قوس كهربائي لتكوين أكسيد النيتروجين (II): N 2 + O 2 = 2NO
في التفريغ الكهربائي، من الممكن أيضًا التفاعل مع الفلور: N 2 + 3F 2 = 2NF 3
أهم الإتصالات:
النيتروجين قادر على تكوين مركبات كيميائية، في جميع حالات الأكسدة من +5 إلى -3. يشكل النيتروجين مركبات في حالات الأكسدة الإيجابية مع الفلور والأكسجين، وفي حالات الأكسدة الأكبر من +3 يمكن العثور على النيتروجين فقط في المركبات التي تحتوي على الأكسجين.
الأمونيا، NH3 هو غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة، قابل للذوبان في الماء ("الأمونيا"). للأمونيا خصائص أساسية وتتفاعل مع الماء وهاليدات الهيدروجين والأحماض:
NH 3 + H 2 O NH 3 *H 2 O NH 4 + + OH - ; NH 3 + حمض الهيدروكلوريك = NH 4 Cl
إحدى الروابط النموذجية في المركبات المعقدة: Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 (viol., r-Rom)
العامل المختزل: 2NH3 + 3CuO3Cu + N2 + 3H2O.
الهيدرازين- N2H4 (بيرنيتريد الهيدروجين)، ...
هيدروكسيلامين- NH 2 أوه، ...
أكسيد النيتريك (I)، N2O (أكسيد النيتروز، غاز الضحك). ...
أكسيد النيتريك (II)، NO هو غاز عديم اللون، عديم الرائحة، قابل للذوبان قليلاً في الماء، ولا يشكل الملح. ويتم الحصول عليها في المختبر عن طريق تفاعل النحاس وحمض النيتريك المخفف:
3Cu + 8HNO 3 = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H2O.
يتم الحصول عليه في الصناعة عن طريق الأكسدة الحفزية للأمونيا لإنتاج حمض النيتريك:
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6 H 2 O
يتأكسد بسهولة إلى أكسيد النيتروجين (IV): 2NO + O 2 = 2NO 2
أكسيد النيتريك (III), ??? ...
...
حمض النيتروز, ??? ...
...
النتريت, ??? ...
...
أكسيد النيتريك (الرابع)، NO 2 هو غاز سام بني اللون، له رائحة مميزة، يذوب جيدا في الماء، ويعطي حمضين، النتروز والنيتريك: H 2 O + NO 2 = HNO 2 + HNO 3
وعندما يبرد فإنه يتحول إلى ثنائي عديم اللون: 2NO 2 N 2 O 4
أكسيد النيتريك (V), ??? ...
...
حمض النيتريك HNO3 هو سائل عديم اللون ذو رائحة نفاذة، درجة غليانه = 83 درجة مئوية. حمض قوي وأملاح - نترات. من أقوى العوامل المؤكسدة، ويعود ذلك إلى وجود ذرة النيتروجين في بقايا الحمض في أعلى حالة أكسدة N+5. عندما يتفاعل حمض النيتريك مع المعادن، فإن المنتج الرئيسي ليس الهيدروجين، ولكن منتجات الاختزال المختلفة لأيون النترات:
Cu + 4HNO 3 (conc) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O؛
4Mg + 10HNO 3 (مخفف للغاية) = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 5H 2 O.
النترات, ??? ...
...
طلب:
يستخدم على نطاق واسع لخلق بيئة خاملة - ملء المصابيح الكهربائية المتوهجة والمساحة الحرة في موازين الحرارة الزئبقية، عند ضخ السوائل، في صناعة المواد الغذائية كغاز تعبئة. يتم استخدامه لنيتريد سطح منتجات الصلب؛ وتتكون نيتريدات الحديد في الطبقة السطحية، مما يعطي الفولاذ صلابة أكبر. غالبًا ما يستخدم النيتروجين السائل للتبريد العميق للمواد المختلفة.
النيتروجين مهم لحياة النباتات والحيوانات، لأنه جزء من المواد البروتينية. تستخدم كميات كبيرة من النيتروجين لإنتاج الأمونيا. تستخدم مركبات النيتروجين في إنتاج الأسمدة المعدنية والمتفجرات وفي العديد من الصناعات.
إل في. تشيركاشينا
جامعة ولاية HF تيومين، غرام. 542(ط)
مصادر:
- ج.ب. خومشينكو. دليل الكيمياء للمتقدمين للجامعات. م.، الموجة الجديدة، 2002.
- مثل. إيجوروف، الكيمياء. مساعدات تعليمية للمقبلين على الجامعات. روستوف على نهر الدون، فينيكس، 2003.
- اكتشاف العناصر وأصل أسمائها/
نتروجينعديم اللون وغير سام، عديم الرائحة والمذاق. يوجد النيتروجين في الطبيعة كغاز غير قابل للاشتعال عند درجات الحرارة والضغوط العادية. وهذا الغاز (النيتروجين) أخف إلى حد ما من الهواء، لذلك يزداد تركيزه مع الارتفاع. عند تبريده إلى درجة الغليان، يتحول النيتروجين إلى سائل عديم اللون، والذي عند ضغط ودرجة حرارة معينة يصبح مادة صلبة بلورية عديمة اللون. النيتروجين قابل للذوبان بشكل طفيف في الماء ومعظم السوائل الأخرى وهو موصل رديء للكهرباء والحرارة.
معظم استخدامات النيتروجين ترجع إلى خصائصه الخاملة. ومع ذلك، في الضغوط العالية ودرجات الحرارة نتروجينيتفاعل مع بعض المعادن النشطة، مثل الليثيوم والمغنيسيوم، لتكوين النتريدات، وكذلك مع غازات معينة، مثل الأكسجين والهيدروجين.
حقائق أساسية عن النيتروجين: تاريخ الاكتشاف والخصائص الأساسية
النيتروجين (N2)- من أكثر المواد شيوعاً على وجه الأرض. فهو يشكل 75% من الغلاف الجوي لكوكبنا، بينما تبلغ نسبة الأكسجين فيه 22% فقط.
ومن الغريب أن العلماء لم يعلموا بوجود هذا الغاز لفترة طويلة. ولم يكن الأمر كذلك حتى عام 1772 عندما وصفه الكيميائي الإنجليزي دانييل رذرفورد بأنه "هواء فاسد"، وغير قادر على دعم الاحتراق، وغير متفاعل مع القلويات، وغير صالح للتنفس. الكلمة نفسها" نتروجين"(من اليونانية - "هامد") تم اقتراحه بعد 15 عامًا من قبل أنطوان لافوازييه.
في الظروف العادية، هو غاز عديم اللون والرائحة والطعم، أثقل من الهواء وخامل عمليا. عند درجة حرارة -195.8 درجة مئوية يتحول إلى الحالة السائلة. عند -209.9 درجة مئوية - يتبلور ويشبه الثلج.
تطبيقات النيتروجين
حالياً، نتروجينلقد وجد تطبيقًا واسعًا في جميع مجالات النشاط البشري.
وبالتالي، تستخدمه صناعة النفط والغاز لتنظيم المستوى والضغط في آبار النفط، وإزاحة الأكسجين من صهاريج تخزين الغاز الطبيعي، وتطهير واختبار خطوط الأنابيب. وتحتاجها الصناعة الكيميائية لإنتاج الأسمدة وتركيب الأمونيا، وصناعة المعادن لعدد من العمليات التكنولوجية. شكرا ل النيتروجين يحل محل الأكسجينولكنه لا يدعم الاحتراق، فهو يستخدم في إطفاء الحرائق. في صناعة المواد الغذائية، تحل منتجات التعبئة والتغليف في جو النيتروجين محل استخدام المواد الحافظة وتمنع أكسدة الدهون وتطور الكائنات الحية الدقيقة. بالإضافة إلى ذلك، يتم استخدام هذه المادة في المستحضرات الصيدلانية للحصول على أدوية مختلفة وفي التشخيص المختبري - لإجراء عدد من الاختبارات.
يمكن للنيتروجين السائل أن يجمد أي شيء في غضون ثوان، دون تشكيل بلورات الجليد.ولذلك يستخدمه الأطباء في العلاج بالتبريد لإزالة الخلايا الميتة، وكذلك في حفظ الحيوانات المنوية والبويضات وعينات الأنسجة بالتبريد.
ومن المثير للاهتمام أن:
- تم اختراع الآيس كريم الفوري المصنوع من النيتروجين السائل في عام 1998 من قبل عالم الأحياء كيرت جونز أثناء العبث مع الأصدقاء في المطبخ. بعد ذلك، أسس شركة لإنتاج هذه الحلوى، والتي هي في الطلب بين محبي الحلويات الأمريكيين.
- وتستقبل الصناعة العالمية مليون طن من هذا الغاز سنوياً من الغلاف الجوي للأرض.
- ستبقى يد الشخص المغمورة في كوب من النيتروجين السائل لمدة 1-2 ثانية دون أن تصاب بأذى بفضل "قفاز" فقاعات الغاز التي تتشكل عندما يغلي السائل عند نقاط ملامسة الجلد.
نتروجين
نتروجين- عنصر من المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الخامسة من الفترة الثانية للنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I Mendeleev برقم ذري 7. يُشار إليه بالرمز N (اللاتينية النيتروجين). مادة بسيطة نتروجين - غاز ثنائي الذرة، خامل تمامًا في الظروف العادية، ليس له لون ولا طعم ولا رائحة (الصيغة N2)، ويتكون منه ثلاثة أرباع الغلاف الجوي للأرض.
تم "اكتشافه" عدة مرات من قبل أشخاص مختلفين. كان يطلق عليه بشكل مختلف، ويعزى خصائصه الغامضة تقريبًا - "الهواء الملتهب"، و"الهواء الميفيتي"، و"الموفيت الجوي"، وببساطة "المادة الخانقة". وله حتى الآن عدة أسماء: النيتروجين الإنجليزي، الآزوت الفرنسي، العصي الألمانية، "النيتروجين" الروسي...
تاريخ "الهواء الفاسد"
نتروجين(من الكلمة اليونانية azoos - هامدة، في اللاتينية النيتروجين) - العنصر الرابع الأكثر شيوعًا في النظام الشمسي (بعد هيدروجين , هيليوم و الأكسجين ). كانت مركبات النيتروجين - الملح الصخري وحمض النيتريك والأمونيا - معروفة قبل فترة طويلة من الحصول على النيتروجين في حالة حرة.
في عام 1777، مرر هنري كافنديش الهواء بشكل متكرر فوق الفحم الساخن ثم عالجه بالغسول. وكانت النتيجة بقايا أطلق عليها كافنديش الهواء الخانق (أو الميثيتي). من وجهة نظر الكيمياء الحديثة، من الواضح أنه في التفاعل مع الفحم الساخن، يرتبط الأكسجين الجوي بثاني أكسيد الكربون، الذي يتفاعل بعد ذلك مع القلويات. وكان الجزء المتبقي من الغاز في الغالب من النيتروجين. وهكذا، عزل كافنديش النيتروجين، لكنه فشل في فهم أنه مادة بسيطة جديدة (عنصر كيميائي).
في نفس العام، أبلغ كافنديش جوزيف بريستلي عن هذه التجربة. أجرى بريستلي في هذا الوقت سلسلة من التجارب التي ربط فيها أيضًا الأكسجين الجوي وأزال ثاني أكسيد الكربون الناتج، أي أنه حصل أيضًا على النيتروجين، ومع ذلك، كونه مؤيدًا لنظرية الفلوجستون التي كانت سائدة في ذلك الوقت، فقد أساء تفسيرها تمامًا النتائج التي تم الحصول عليها (في رأيه، كانت العملية عكس ذلك - لم تتم إزالة الأكسجين من خليط الغاز، ولكن على العكس من ذلك، نتيجة إطلاق النار، كان الهواء مشبعا بالفلوجيستون؛ ودعا الهواء المتبقي ( النيتروجين) فلوجيستون مشبع، أي ملتهب).
ومن الواضح أن بريستلي، على الرغم من أنه تمكن من عزل النيتروجين، إلا أنه فشل في فهم جوهر اكتشافه، وبالتالي لا يعتبر مكتشف النيتروجين. وفي الوقت نفسه، أجرى كارل شيل تجارب مماثلة بنفس النتيجة.
وحتى قبل ذلك الوقت، في عام 1772، رأى دانييل رذرفورد، وهو يحرق الفسفور ومواد أخرى في جرس زجاجي، أن الغاز المتبقي بعد الاحتراق، والذي أسماه "الهواء الخانق"، لا يدعم التنفس والاحتراق. فقط في عام 1787، أثبت أنطوان لافوازييه أن الغازات "الحيوية" و"الخانقة" التي يتكون منها الهواء هي مواد بسيطة، واقترح اسم "النيتروجين".
في وقت سابق، في عام 1784، أظهر ج. كافنديش أن النيتروجين جزء من النترات؛ ومن هنا يأتي الاسم اللاتيني للنيتروجين (من اللاتينية المتأخرة النتروم - الملح الصخري والجينا اليونانية - أنا أنجب، أنتج). بحلول بداية القرن التاسع عشر. تم توضيح الخمول الكيميائي للنيتروجين في الحالة الحرة ودوره الحصري في المركبات مع عناصر أخرى مثل النيتروجين المرتبط.
"عدم الحفاظ على الحياة" أمر حيوي
رغم أن العنوان " نتروجين "" تعني "غير مستدامة للحياة"، في الواقع هي عنصر ضروري للحياة. يحتوي البروتين الحيواني والبشري على 16-17% نيتروجين. يتكون البروتين في كائنات الحيوانات آكلة اللحوم بسبب المواد البروتينية المستهلكة الموجودة في كائنات الحيوانات العاشبة وفي النباتات. تقوم النباتات بتصنيع البروتين عن طريق استيعاب المواد النيتروجينية الموجودة في التربة، وخاصة المواد غير العضوية. تدخل كميات كبيرة من النيتروجين إلى التربة بفضل الكائنات الحية الدقيقة المثبتة للنيتروجين والقادرة على تحويل النيتروجين الحر من الهواء إلى مركبات النيتروجين. ونتيجة لاستخراج كميات هائلة من النيتروجين الثابت من التربة بواسطة النباتات (خاصة أثناء الزراعة المكثفة)، تصبح التربة مستنفدة.
يعد نقص النيتروجين أمرًا نموذجيًا بالنسبة للزراعة في جميع البلدان تقريبًا. ويلاحظ أيضًا نقص النيتروجين في تربية الحيوانات ("جوع البروتين"). في التربة الفقيرة بالنيتروجين المتوفر، تنمو النباتات بشكل سيء. في القرن الماضي، تم اكتشاف مصدر غني إلى حد ما للنيتروجين الثابت في الطبيعة. هذه هي النترات التشيلية، ملح الصوديوم لحمض النيتريك. لفترة طويلة، كانت النترات المورد الرئيسي للنيتروجين للصناعة. رواسبها في أمريكا الجنوبية فريدة من نوعها، وهي الوحيدة عمليًا في العالم. وليس من المستغرب أنه في عام 1879، اندلعت حرب بين بيرو وبوليفيا وتشيلي حول حيازة مقاطعة تاراباكا الحدودية الغنية بالملح الصخري. وكان الفائز تشيلي. ومع ذلك، فإن الودائع التشيلية، بطبيعة الحال، لا يمكن أن تلبي الطلب العالمي على الأسمدة النيتروجينية.
"تجويع النيتروجين" للكوكب
يحتوي الغلاف الجوي للأرض على ما يقرب من 80% من النيتروجين، بينما تحتوي القشرة الأرضية على 0.04% فقط. مشكلة "كيفية إصلاح النيتروجين" قديمة، وهي في نفس عمر الكيمياء الزراعية. تم اكتشاف إمكانية ربط النيتروجين الموجود في الهواء بالأكسجين في تفريغ كهربائي لأول مرة من قبل الإنجليزي هنري كافنديش. كان هذا في القرن الثامن عشر. لكن عملية التوليف الخاضع للرقابة لأكاسيد النيتروجين لم تتم إلا في عام 1904. في عام 1913، اقترح الألمانيان فريتز هابر وكارل بوش طريقة الأمونيا لتثبيت النيتروجين. والآن، وباستخدام هذا المبدأ، تنتج مئات المصانع في جميع القارات أكثر من 20 مليون طن من النيتروجين الثابت سنويًا من الهواء. ويذهب ثلاثة أرباعها إلى إنتاج الأسمدة النيتروجينية. إلا أن نقص النيتروجين في المناطق المزروعة في العالم يزيد عن 80 مليون طن سنوياً. من الواضح أن الأرض لا تحتوي على ما يكفي من النيتروجين. يتم استخدام الجزء الأكبر من النيتروجين الحر الناتج في الإنتاج الصناعي للأمونيا، والتي تتم بعد ذلك معالجتها بكميات كبيرة إلى حمض النيتريك والأسمدة والمتفجرات وما إلى ذلك.
تطبيق النيتروجين
حر نتروجين يستخدم في العديد من الصناعات: كوسيط خامل في مختلف العمليات الكيميائية والمعدنية، ولملء المساحة الحرة في موازين الحرارة الزئبقية، عند ضخ السوائل القابلة للاشتعال، وما إلى ذلك.
نيتروجين سائليستخدم كمبرد وللعلاج بالتبريد. تعود التطبيقات الصناعية لغاز النيتروجين إلى خصائصه الخاملة. النيتروجين الغازي مقاوم للحريق والانفجار، ويمنع الأكسدة والتعفن.
في البتروكيماويات نتروجين يستخدم لتطهير الخزانات وخطوط الأنابيب، والتحقق من تشغيل خطوط الأنابيب تحت الضغط، وزيادة إنتاج الحقول. في التعدين نتروجين يمكن استخدامها لإنشاء بيئة مقاومة للانفجار في المناجم ولتوسيع طبقات الصخور.
في إنتاج الالكترونيات نتروجين يستخدم لتطهير المناطق التي لا تسمح بوجود الأكسجين المؤكسد. إذا كانت عملية تتم تقليديًا باستخدام الهواء، فإن الأكسدة أو التعفن تعتبر عوامل سلبية - نتروجين يمكن أن يحل محل الهواء بنجاح.
مجال مهم للتطبيق نتروجين هو له استخدامها لمزيد من التوليفمجموعة واسعة من المركبات التي تحتوي على نتروجين مثل الأمونيا والأسمدة النيتروجينية والمتفجرات والأصباغ وغيرها بكميات كبيرة نتروجين يُستخدم في إنتاج فحم الكوك ("التبريد الجاف لفحم الكوك") عند تفريغ فحم الكوك من بطاريات فحم الكوك، وكذلك "لضغط" الوقود في الصواريخ من الخزانات إلى المضخات أو المحركات.
المفاهيم الخاطئة: النيتروجين ليس بابا نويل
في الصناعات الغذائية نتروجين مسجل كمضاف غذائي E941، كوسيلة غازية للتغليف والتخزين، ومبرد. سائل نتروجين غالبًا ما يتم عرضه في الأفلام على أنه مادة يمكنها تجميد الأجسام الكبيرة إلى حد ما على الفور. هذا خطأ شائع. حتى تجميد الزهرة يتطلب وقتًا طويلاً، ويرجع ذلك جزئيًا إلى القدرة الحرارية المنخفضة جدًا نتروجين .
لنفس السبب، من الصعب جدًا تبريد الأقفال، على سبيل المثال، إلى -180 درجة مئوية وتقسيمها بضربة واحدة. لتر من السائل نتروجين ، ويتبخر ويسخن حتى 20 درجة مئوية، ويشكل حوالي 700 لتر من الغاز. لهذا السبب لا يجب عليك تخزينه نتروجين في أوعية مغلقة غير مناسبة للضغوط العالية. ويستند مبدأ إطفاء الحرائق بالسائل إلى نفس الحقيقة. نتروجين . تبخر نتروجين يزيح الهواء اللازم للاحتراق ويتوقف الحريق.
لأن نتروجين على عكس الماء أو الرغوة أو المسحوق، فإنه يتبخر ويختفي ببساطة، ويعتبر إطفاء الحرائق بالنيتروجين أكثر آليات إطفاء الحرائق فعالية من حيث الحفاظ على الأشياء الثمينة. سائل متجمد نتروجين الكائنات الحية مع إمكانية إزالة الجليد لاحقًا تمثل مشكلة. تكمن المشكلة في عدم القدرة على تجميد (وفك تجميد) الكائن بالسرعة الكافية بحيث لا يؤثر عدم تجانس التجميد على وظائفه الحيوية. ابتكر ستانيسلاف ليم، الذي تخيل هذا الموضوع في كتاب "الفشل الذريع"، نظام تجميد الطوارئ نتروجين ، حيث تم إدخال خرطوم يحتوي على النيتروجين، مما أدى إلى تحطيم الأسنان، في فم رائد الفضاء وتم تزويده بتيار غزير بداخله نتروجين .
كما ذكر أعلاه، نتروجين يتم الحصول على السوائل والغازات من الهواء الجوي عن طريق التبريد العميق.
مؤشرات جودة النيتروجين الغازي GOST 9293-74
| اسم المؤشر | خاص | زيادة | زيادة |
|---|---|---|---|
| الصف الثاني | 1st الصف |
الصف الثاني |
|
| جزء حجمي من النيتروجين، وليس أقل | 99,996 |
99,99 |
99,95 |
| الأكسجين، لا أكثر | 0,001 |
0,001 |
0,05 |
| بخار الماء في غاز النيتروجين، لا أكثر | 0,0007 |
0,0015 |
0,004 |
| الهيدروجين، لا أكثر | 0,001 | غير موحدة |
غير موحدة |
| مجموع المركبات التي تحتوي على الكربون من حيث CH 4، لا أكثر | 0,001 | غير موحدة |
النيتروجين هو العنصر السابع في الجدول الدوري والعنصر الأول في مجموعة UA. اسم نتروجينتعني "هامدًا" (باليونانية "a" هي بادئة سلبية، و"zoe" تعني الحياة). يمكن اعتبار هذا التقييم للنيتروجين عادلاً فقط بالنسبة لمادة بسيطة، لكن النيتروجين كعنصر ضروري للحياة، لأنه مع الكربون والهيدروجين والأكسجين يشكل البروتينات والمواد الحيوية الأخرى. يحتوي جسم الإنسان في المتوسط على 1.8 كجم من النيتروجين. يعتبر النيتروجين عنصرًا واسع الانتشار إلى حد ما في المحيط الحيوي. وتوجد الكمية الأكبر منه في الغلاف الجوي على شكل مادة بسيطة N2. الكتلة الإجمالية للنيتروجين في الغلاف الجوي هي 4 10 18 كجم. لا توجد تقريبًا أي معادن صلبة تحتوي على النيتروجين. فقط في الظروف الجافة للغاية توجد في صحراء شمال تشيلي رواسب من نترات الصوديوم تسمى الملح الصخري التشيلي.توجد كمية كبيرة من النيتروجين في الكتلة الحيوية للنباتات والحيوانات وفي المخلفات العضوية (الفحم والجفت). في الظروف الطبيعية على سطح الأرض، يتحول معظم النيتروجين من النباتات الميتة تدريجياً إلى نيتروجين غازي ويمر إلى الغلاف الجوي. يتم غسل بعض مركبات النيتروجين الموجودة في التربة بواسطة الماء وينتهي بها الأمر في المسطحات المائية. ولذلك، غالبا ما تجد النباتات نفسها في ظروف نقص النيتروجين المتاح للاستيعاب البيولوجي. لا تستطيع معظم النباتات استخدام الاحتياطيات التي لا تنضب من النيتروجين N2 في الهواء المحيط. يمكنك مقارنة نسبة النباتات إلى النيتروجين والأكسجين في الغلاف الجوي. يتم استخدام هذا الأخير بنشاط من قبل النباتات والحيوانات في عمليات الأكسدة. يرجع هذا الاختلاف بين النيتروجين والأكسجين إلى القوة غير العادية لجزيئات N 2. من الصعب مشاركة النيتروجين في التفاعلات الكيميائية العادية. التفاعلات الكيميائية الحيوية للنيتروجين ممكنة فقط بمشاركة إنزيم النيتروجيناز، الموجود فقط في أنواع معينة من البكتيريا. كان الإنتاج الصناعي لمركبات النيتروجين مشكلة صعبة حتى في بداية القرن العشرين. وفي الوقت نفسه، فإن الحاجة إلى مركبات النيتروجين هائلة، لأنها ضرورية لإنتاج ليس فقط الأسمدة، ولكن أيضا المتفجرات. قدم الكيميائي الألماني ف. هابر (جائزة نوبل في الكيمياء 1918) مساهمة كبيرة في حل مشكلة تثبيت النيتروجين في الغلاف الجوي من خلال تطوير محفز لتخليق الأمونيا من النيتروجين والهيدروجين. كان لهذا الاختراع تأثير كبير على مواصلة تطوير الصناعة والزراعة. تم إطلاق أول مصنع لإنتاج الأمونيا عام 1913، ويتجاوز إنتاجه السنوي حالياً 100 مليون طن. وفقا للتركيب الذري، والنيتروجين هو عنصر ثلاثي التكافؤ. وفي المركبات المستقرة تشكل على الأقل ثلاث روابط كيميائية. لا يمكن للنيتروجين زيادة تكافؤه عن طريق الدخول في حالة مثارة. بالنسبة له، الإمكانية الوحيدة للانتقال إلى الحالة رباعية التكافؤ هي فقدان إلكترون واحد: في هذه الحالة، لا يمكن العثور على النيتروجين إلا في المركبات التي تحتوي على عناصر أكثر سالبية كهربية، أي. الأكسجين والفلور. في هذه المركبات، يكون للنيتروجين حالات أكسدة موجبة، وفي المركبات التي تحتوي على جميع العناصر الأخرى تكون حالات أكسدة سلبية. تحتوي ذرة النيتروجين على زوج إلكترونات تكافؤ عند المستوى الفرعي 2. وباعتباره مانحًا (قاعدة) فإنه غالبًا ما يشكل رابطة كيميائية إضافية وفقًا لآلية المانح والمتقبل. ومن أمثلة المركبات المناسبة أملاح الأمونيوم والمركبات المعقدة من أيونات المعادن ذات المركب MH 3 . مثال 20.1. ما حالات أكسدة النيتروجين في الهيدرازين K 2 H 4 والنيتروبنزين C 6 H 5 N0 2 والأمينو إيثان C 2 H 5 N H 2؟ حل.في الهيدرازين شركةالنيتروجين -2. يحتوي هذا الجزيء على رابطة بين ذرات النيتروجين ولا تؤثر على حالة الأكسدة. في النيتروبنزين، يرتبط النيتروجين في وقت واحد بأكسجين أكثر سالبية كهربية وكربون أقل سالبية كهربية. يتم إزاحة أربعة إلكترونات إلى ذرتي الأكسجين، وإلكترون واحد من الكربون. اتضح شركة+3. في الأمينوإيثان، يرتبط النيتروجين بالهيدروجين والكربون الأقل سالبية كهربية. حالة الأكسدة -3. يحتوي النيتروجين على مادة واحدة بسيطة معروفة، N9، تسمى، وفقًا للتسمية الكيميائية، ثنائي النيتروجين. هذا غاز يبدأ بالتحول إلى سائل عند -195.8 درجة مئوية عند الضغط الطبيعي. يتجمد النيتروجين السائل إلى بلورات عديمة اللون عند -210 درجة مئوية. في حالته الفردية، يتم تخزين النيتروجين ونقله في اسطوانات تحت ضغط مرتفع. تحتوي جزيئات K 2 على إلكترونين أقل من جزيئات الأكسجين 0 2: يقلل إلكترونين الأكسجين الإضافيين من قوة الرابطة. تصبح الرابطة بين ذرات النيتروجين بدون هذه الإلكترونات ثلاثية حقًا، ويتبين أن N 2 هو الأكثر استقرارًا والأقل تفاعلاً بين جميع الجزيئات. طاقة الربط في جزيء N 2 هي -946 كيلوجول/مول. يتم تحديد قوة جزيئات N2 ليس فقط من خلال خصائص هذه المادة، ولكن أيضًا من خلال سلوك مركبات النيتروجين. وهي، كقاعدة عامة، ليست مستقرة للغاية وتتحلل مع تسخين منخفض نسبيًا. كما يشكل النيتروجين مركبات غير مستقرة، وهي متفجرات. في جميع الحالات، يتم تسهيل تحلل مركبات النيتروجين من خلال تكوين جزيئات N 2 المستقرة. إحدى الطرق المعملية البسيطة للحصول على النيتروجين هي تحلل نتريت الأمونيوم عن طريق تسخين الملح بلطف، سواء على شكل مادة صلبة أو محلولها: لإجراء التفاعل في المحلول، يمكنك تناول أملاح شائعة الاستخدام بنفس الأيونات - كلوريد الأمونيوم ونتريت الصوديوم: عندما تحترق مركبات النتروجين العضوية تتشكل أيضاً مادة بسيطة وهي: وفي الصناعة، يتم الحصول على النيتروجين من الهواء عن طريق تصحيحه عند درجات حرارة منخفضة. ويستخدم النيتروجين من الهواء أيضًا بعد إزالة الأكسجين بالوسائل الكيميائية. في هذه الحالة، يحتوي النيتروجين على خليط من الغازات النبيلة. يستخدم النيتروجين بأكبر كمية لتخليق الأمونيا. يسمح خمول النيتروجين في الظروف العادية باستخدامه كوسيط غازي أثناء العمليات التكنولوجية وفي البحث العلمي. يحتوي النيتروجين على عدد قليل جدًا من التفاعلات التي يمكن أن تحدث في درجات الحرارة العادية. يتفاعل معدن الليثيوم في الهواء في وقت واحد مع الأكسجين وبخار الماء والنيتروجين. يتحول سطح الليثيوم إلى اللون الأسود بسبب تشكل نيتريد الليثيوم عليه:
ولم تكن هناك تفاعلات أخرى للنيتروجين في درجات الحرارة العادية معروفة حتى منتصف القرن الماضي. كان الإحساس الحقيقي في الكيمياء هو اكتشاف تفاعلات النيتروجين في وسط مائي مع هيدروكسيدات مترسبة من معدنين، أحدهما عامل اختزال والآخر له وظيفة تحفيزية. يتفاعل هيدروكسيد الفاناديوم (II) المترسب مع هيدروكسيد المغنسيوم كما يلي: ويسمى المركب الناتج من النيتروجين والهيدروجين الهيدرازين. تركيبه الجزيئي يشبه بيروكسيد الهيدروجين: ومن المعروف أيضًا مادة هيدروكسيلامين KH 2 OP ، التي تجمع جزيئاتها بين شظايا الهيدرازين وبيروكسيد الهيدروجين:
عند درجات الحرارة المرتفعة، يمكن للنيتروجين أن يتفاعل مع العديد من المواد البسيطة. يحدث التفاعل مع الأكسجين عند تسخينه إلى 2000 درجة مئوية: التفاعل ماص للحرارة وقابل للانعكاس، ويزداد إنتاج أكسيد النيتريك (N) مع زيادة درجة الحرارة. تتشكل كميات صغيرة من أكسيد النيتروجين في الغلاف الجوي أثناء تفريغ البرق وأثناء تشغيل محركات الاحتراق الداخلي. إن تفاعل النيتروجين مع الهيدروجين، والذي تمت مناقشته بالفعل في الفقرتين 67 و70، له أهمية عملية كبيرة. دعونا نتذكر أن هذا تفاعل طارد للحرارة، وينزاح توازنه إلى اليسار مع زيادة درجة الحرارة. وفقا لمعادلة التفاعل، يتم تشكيل جزيئين من الأمونيا من أربعة جزيئات من النيتروجين والهيدروجين. وبالتالي، مع زيادة الضغط، ينتقل التوازن إلى اليمين. يعتمد ناتج المنتج، الذي يحدده موضع توازن التفاعل، على كل من درجة الحرارة والضغط. يظهر هذا الاعتماد في الشكل. 20.1. لنأخذ نقطة ما في الشكل، على سبيل المثال، 450 درجة مئوية عند ضغط 600 ضغط جوي. في ظل هذه الظروف، يكون عائد الأمونيا 40٪، وهو أمر مقبول تماما لهذه العملية. ومع ذلك، يتم إنشاء التوازن ببطء شديد. ويمكن زيادة معدل التفاعل عن طريق زيادة درجة الحرارة، ولكن الناتج يتناقص بسرعة. ولزيادة الضغط بشكل أكبر، سيتطلب الأمر استخدام معدات أكثر تكلفة. ولذلك، يمكن أن يكون مزيج مقبول اقتصاديا من إنتاجية المنتج ومعدل تكوينه يتم تحقيق ذلك فقط باستخدام المحفز. يمكن عادة إنشاء المحفز نتيجة لبحث تجريبي طويل. في هذه العملية، تبين أن الحديد المعدني المنشط بواسطة أكاسيد البوتاسيوم والألومنيوم هو محفز جيد. الآن، في الإنتاج الصناعي للأمونيا، يتم استخدام ضغوط تتراوح بين 300-500 ضغط جوي (3 · 10 4 -5 -10 1 كيلو باسكال) ودرجات حرارة تبلغ حوالي 300 درجة مئوية. في هذه الحالة، يكون عائد الأمونيا 10-20%. ومع ذلك، يمكن إرسال خليط النيتروجين والهيدروجين، بعد فصل الأمونيا الناتجة، مرة أخرى إلى جهاز الاتصال مع المحفز، وبالتالي تزداد حصة استخدام المواد الخام.
أرز. 20.1. يظهر الرسم التخطيطي لتركيب مصنع لتخليق الأمونيا في الشكل. 20.2.
أرز. 20.2. 1 - ضاغط؛ 2 - عمود التوليف؛ 3 - ثلاجة؛ 3 - فاصل؛ 5 - جمع الأمونيا السائلة. الخامس -مضخة الدورة الدموية يتم ضغط خليط غاز منقى من الشوائب يتكون من حجم واحد من النيتروجين وثلاثة أحجام من الهيدروجين بواسطة ضاغط 1 يصل إلى 300 ضغط جوي ويدخل في عمود التركيب 2 المملوء بمحفز، حيث يحدث تفاعل تكوين الأمونيا. قبل البدء في العملية، يتم تسخين العمود الذي يحتوي على المحفز بواسطة سخانات كهربائية إلى 500 درجة مئوية. ثم يتم الحفاظ على درجة الحرارة عن طريق الحرارة المنبعثة أثناء التفاعل. بعد المرور عبر العمود، تدخل الغازات التي تحتوي على ما يصل إلى 20% أمونيا إلى الثلاجة، حيث يتم تكثيف الأمونيا السائلة من خليط الغازات تحت ضغط مرتفع. يتم فصل السائل عن خليط الغاز في فاصل 4. ومن هنا يتم ضخ الأمونيا إلى مجمع الضغط المنخفض 5 ومن ثم إرسالها إلى المستودع. يتم ضخ الغازات غير المتفاعلة الخامسللخلط مع خليط النيتروجين والهيدروجين الطازج. يستمر الخليط في التدفق بشكل مستمر إلى العمود 2، حيث يتم تصنيع الأمونيا باستمرار. في الكيمياء، تمت دراسة إمكانية إنتاج مركبات النيتروجين في درجات الحرارة والضغوط العادية لفترة طويلة، لأن استخدام أجهزة الضغط العالي باهظ الثمن وخطير: يمكن أن تنفجر. الأمل في النجاح مدعوم بحقيقة أن الكائنات الحية الدقيقة معروفة - النيتروبكتيريا- وجود إنزيم نيتروجينازحيث يتم تقليل النيتروجين في الخلية البكتيرية ويتحول إلى المركبات العضوية اللازمة. ليس من الممكن حتى الآن إعادة إنتاج عمل هذه الإنزيمات شديدة التعقيد أو المواد المشابهة لها بشكل مصطنع. لا يمكن أيضًا إجراء اختزال النيتروجين إلى الهيدرازين عن طريق التفاعل مع هيدروكسيدات الفلز كعملية مستمرة. ولذلك فإن تخليق الأمونيا، والذي من عيوبه الكبيرة الحاجة إلى استخدام الضغط العالي، يعد حتى الآن أفضل مصدر لإنتاج مركبات النيتروجين. يتفاعل النيتروجين مع الكربون أثناء احتراق القوس الفلطائي لتكوين مواد غازية d وcyan:
قبل التطور الصناعي لتخليق الأمونيا، كان تفاعل النيتروجين مع كربيد الكالسيوم، الذي يكون ناتجه هو سياناميد الكالسيوم Ca=N-C=N (CaCI 2)، ذا أهمية عملية: ولتنفيذ التفاعل، يتم تمرير النيتروجين عبر طبقة من كربيد الكالسيوم شديدة التسخين في مكان واحد. عند هذه النقطة يحدث رد فعل مصحوبًا بإطلاق الحرارة. تسخن كتلة المادة المحيطة، وتحدث فيها أيضًا عملية امتصاص النيتروجين. ونتيجة لذلك، يتفاعل كل كربيد الكالسيوم الموجود في الجهاز. يتم تحلل سياناميد الكالسيوم الذي تم الحصول عليه بهذه الطريقة بواسطة بخار شديد الحرارة: تم الآن استبدال طريقة إنتاج الأمونيا هذه بتخليقها من الهيدروجين والنيتروجين. عند درجات الحرارة المرتفعة، يتفاعل النيتروجين مع العديد من المعادن والسبائك لتكوين نيتريدات المعادن. في بعض الأحيان، يؤدي تكوين النتريد في الطبقة السطحية إلى زيادة صلابة السبيكة. وفي بعض الحالات يجب عزل المعدن عن تأثيرات النيتروجين. على سبيل المثال، يتم لحام صفائح التيتانيوم في جو الأرجون لتجنب تكوين نيتريد التيتانيوم. النيتروجين عنصر كيميائي ذو العدد الذري 7. وهو غاز عديم الرائحة، ولا طعم له، وعديم اللون. النيتروجين في الطبيعةيوجد النيتروجين في الغلاف الجوي على شكل جزيئات تتكون من ذرتين. بالإضافة إلى الغلاف الجوي، يوجد النيتروجين في وشاح الأرض وفي طبقة الدبال من التربة. المصدر الرئيسي للنيتروجين للإنتاج الصناعي هو المعادن. ومع ذلك، في العقود الأخيرة، عندما بدأت الاحتياطيات المعدنية في النضوب، نشأت حاجة ملحة لفصل النيتروجين عن الهواء على نطاق صناعي. وقد تم الآن حل هذه المشكلة، وتم استخراج كميات هائلة من النيتروجين من الغلاف الجوي لتلبية الاحتياجات الصناعية. دور النيتروجين في علم الأحياء، دورة النيتروجينعلى الأرض، يخضع النيتروجين لعدد من التحولات التي تشارك فيها العوامل الحيوية (المتعلقة بالحياة) والعوامل اللاأحيائية. ويدخل النيتروجين إلى النباتات من الغلاف الجوي والتربة، ليس بشكل مباشر، ولكن من خلال الكائنات الحية الدقيقة. تحتفظ البكتيريا المثبتة للنيتروجين بالنيتروجين وتعالجه، وتحوله إلى شكل يمكن للنباتات امتصاصه بسهولة. وفي جسم النبات، يتحول النيتروجين إلى مركبات معقدة، وخاصة البروتينات. ومن خلال السلسلة الغذائية، تدخل هذه المواد إلى أجسام الحيوانات العاشبة ومن ثم الحيوانات المفترسة. بعد موت جميع الكائنات الحية، يعود النيتروجين إلى التربة، حيث يخضع للتحلل (الأمونيا ونزع النتروجين). ويثبت النيتروجين في التربة والمعادن والماء ويدخل إلى الغلاف الجوي، وتتكرر الدائرة. تطبيق النيتروجينوبعد اكتشاف النيتروجين (حدث هذا في القرن الثامن عشر) تمت دراسة خصائص المادة نفسها ومركباتها وإمكانية استخدامها في المزرعة بشكل جيد. نظرا لأن احتياطيات النيتروجين على كوكبنا ضخمة، فقد أصبح هذا العنصر يستخدم بنشاط للغاية. — في الطب.النيتروجين السائل هو مادة مبردة في إجراءات العلاج بالتبريد، أي العلاج البارد. يستخدم التجميد السريع لإزالة الأورام المختلفة. يتم تخزين عينات الأنسجة والخلايا الحية (وخاصة الحيوانات المنوية والبويضات) في النيتروجين السائل. تسمح درجة الحرارة المنخفضة بالحفاظ على المادة الحيوية لفترة طويلة، ثم إذابتها واستخدامها. إمكانية تخزين الكائنات الحية بأكملها في النيتروجين السائل، وإذا لزم الأمر، إذابة الجليد منها دون أي ضرر، عبر عنها كتاب الخيال العلمي. ومع ذلك، في الواقع لم يكن من الممكن بعد إتقان هذه التكنولوجيا؛ — في صناعة المواد الغذائيةيستخدم النيتروجين السائل عند تعبئة السوائل لخلق بيئة خاملة في الحاوية. بشكل عام، يستخدم النيتروجين في المناطق التي تتطلب بيئة غازية خالية من الأكسجين، على سبيل المثال. — في مكافحة الحرائق. يحل النيتروجين محل الأكسجين، والذي بدونه لا يتم دعم عمليات الاحتراق وتنطفئ النار. وقد وجد غاز النيتروجين التطبيق في الصناعات التالية: — إنتاج الغذاء. يستخدم النيتروجين كوسيلة غاز خامل للحفاظ على نضارة المنتجات المعبأة؛ — في صناعة النفط والتعدين. يتم تطهير خطوط الأنابيب والخزانات بالنيتروجين، ثم يتم حقنه في المناجم لتشكيل بيئة غازية مقاومة للانفجار. — في صناعة الطائراتيتم نفخ إطارات الهيكل بالنيتروجين. كل ما سبق ينطبق على استخدام النيتروجين النقي، ولكن لا ننسى أن هذا العنصر هو المادة الأولية لإنتاج كتلة من المركبات المختلفة: - الأمونيا. مادة مطلوبة للغاية تحتوي على النيتروجين. تستخدم الأمونيا في إنتاج الأسمدة والبوليمرات والصودا وحمض النيتريك. يتم استخدامه في الطب، وفي صناعة معدات التبريد. — الأسمدة النيتروجينية. - المتفجرات؛ - الأصباغ وغيرها. |
