Nitrogen (engelsk nitrogen, fransk azote, tysk stickstoff) ble oppdaget nesten samtidig av flere forskere. Cavendish oppnådde nitrogen fra luften (1772) ved å føre det gjennom varmt kull og deretter gjennom en alkaliløsning for å absorbere karbondioksid. Cavendish ga ikke et spesielt navn til den nye gassen, og refererte til den som mefitisk luft (latinsk - mephitis - kvelning eller skadelig fordampning av jorden). Offisielt tilskrives oppdagelsen av nitrogen vanligvis Rutherford, som publiserte en avhandling i 1772, "On Fixed Air, Otherwise Called Asphyxiating Air", som var den første som beskrev noen av de kjemiske egenskapene til nitrogen. I løpet av de samme årene hentet Scheele nitrogen fra atmosfærisk luft på samme måte som Cavendish. Han kalte den nye gassen for ødelagt luft (Verdorbene Luft). Priestley (1775) kalte nitrogenflogistikert luft. Lavoisier i 1776-1777 studerte i detalj sammensetningen av atmosfærisk luft og fant at 4/5 av volumet består av kvelende gass (Air mofette).
Lavoisier foreslo å navngi elementet "nitrogen" fra det negative greske prefikset "a" og ordet for livet "zoe", og understreket dets manglende evne til å støtte respirasjon. I 1790 ble navnet "nitrogen" foreslått for nitrogen (nitrogen - "saltpeter-dannende"), som senere ble grunnlaget for det internasjonale navnet på elementet (nitrogen) og symbolet for nitrogen - N.
Å være i naturen, motta:
Nitrogen forekommer i naturen hovedsakelig i fri tilstand. I luft er volumfraksjonen 78,09%, og massefraksjonen er 75,6%. Nitrogenforbindelser finnes i små mengder i jord. Nitrogen er en del av proteiner og mange naturlige organiske forbindelser. Det totale nitrogeninnholdet i jordskorpen er 0,01 %.
Atmosfæren inneholder ca. 4 kvadrillioner (4 10 15) tonn nitrogen, og havene inneholder ca. 20 billioner (20 10 12) tonn. En liten del av denne mengden – rundt 100 milliarder tonn – bindes og innlemmes i levende organismer hvert år. Av disse 100 milliarder tonn fiksert nitrogen finnes bare 4 milliarder tonn i plante- og dyrevev – resten akkumuleres i nedbrytende mikroorganismer og går til slutt tilbake til atmosfæren.
I teknologi hentes nitrogen fra luften. For å oppnå nitrogen overføres luften til flytende tilstand, og deretter skilles nitrogen fra mindre flyktig oksygen ved fordampning (t balle N 2 = -195,8 ° C, t balle O 2 = -183 ° C)
Under laboratorieforhold kan rent nitrogen oppnås ved å spalte ammoniumnitritt eller ved å blande løsninger av ammoniumklorid og natriumnitritt ved oppvarming:
NH4NO2N2 + 2H20; NH 4 Cl + NaNO 2 NaCl + N 2 + 2H 2 O.
Fysiske egenskaper:
Naturlig nitrogen består av to isotoper: 14 N og 15 N. Under normale forhold er nitrogen en fargeløs, luktfri og smakløs gass, litt lettere enn luft, lite løselig i vann (15,4 ml nitrogen løses opp i 1 liter vann, 31 ml av oksygen). Ved en temperatur på -195,8°C blir nitrogen til en fargeløs væske, og ved en temperatur på -210,0°C til et hvitt fast stoff. I fast tilstand eksisterer det i form av to polymorfe modifikasjoner: under -237,54 °C er formen med et kubisk gitter stabil, over - med et sekskantet gitter.
Bindingsenergien til atomer i et nitrogenmolekyl er svært høy og utgjør 941,6 kJ/mol. Avstanden mellom sentrene til atomene i et molekyl er 0,110 nm. Molekyl N 2 er diamagnetisk. Dette indikerer at bindingen mellom nitrogenatomene er trippel.
Tetthet av nitrogengass ved 0°C 1,25046 g/dm 3
Kjemiske egenskaper:
Under normale forhold er nitrogen et kjemisk inaktivt stoff på grunn av dets sterke kovalente binding. Under normale forhold reagerer den bare med litium og danner nitrid: 6Li + N 2 = 2Li 3 N
Med økende temperatur øker aktiviteten til molekylært nitrogen, og det kan være både et oksidasjonsmiddel (med hydrogen, metaller) og et reduksjonsmiddel (med oksygen, fluor). Ved oppvarming, ved forhøyet trykk og i nærvær av en katalysator, reagerer nitrogen med hydrogen og danner ammoniakk: N 2 + 3H 2 = 2NH 3
Nitrogen kombineres med oksygen bare i en elektrisk lysbue for å danne nitrogenoksid(II): N 2 + O 2 = 2NO
I en elektrisk utladning er en reaksjon med fluor også mulig: N 2 + 3F 2 = 2NF 3
De viktigste forbindelsene:
Nitrogen er i stand til å danne kjemiske forbindelser, og er i alle oksidasjonstilstander fra +5 til -3. Nitrogen danner forbindelser i positive oksidasjonstilstander med fluor og oksygen, og i oksidasjonstilstander større enn +3 kan nitrogen bare finnes i forbindelser med oksygen.
Ammoniakk, NH 3 er en fargeløs gass med en skarp lukt, løselig i vann ("ammoniakk"). Ammoniakk har grunnleggende egenskaper og interagerer med vann, hydrogenhalogenider og syrer:
NH3 + H2O NH3 *H2O NH4+ + OH-; NH3 + HCl = NH4Cl
En av de typiske ligander i komplekse forbindelser: Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 (viol., r-Rom)
Reduksjonsmiddel: 2NH 3 + 3CuO 3Cu + N 2 + 3H 2 O.
Hydrazin- N 2 H 4 (hydrogenpernitrid), ...
Hydroksylamin- NH 2 OH, ...
Nitrogenoksid(I), N 2 O (nitrogenoksid, lattergass). ...
Nitrogenoksid(II), NO er en fargeløs gass, luktfri, lett løselig i vann og ikke-saltdannende. I laboratoriet oppnås de ved å reagere kobber og fortynnet salpetersyre:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.
I industrien oppnås det ved katalytisk oksidasjon av ammoniakk for å produsere salpetersyre:
4NH 3 + 5O 2 4NO + 6 H 2 O
Lett oksidert til nitrogenoksid (IV): 2NO + O 2 = 2NO 2
Nitrogenoksid(III), ??? ...
...
Salpetersyre, ??? ...
...
Nitritter, ??? ...
...
Nitrogenoksid (IV), NO 2 er en giftig gass med brun farge, har en karakteristisk lukt, løses godt opp i vann og gir to syrer, salpeter og salpeter: H 2 O + NO 2 = HNO 2 + HNO 3
Når den er avkjølt, blir den til en fargeløs dimer: 2NO 2 N 2 O 4
Nitrogenoksid (V), ??? ...
...
Salpetersyre, HNO 3 er en fargeløs væske med en skarp lukt, kokepunkt = 83°C. Sterk syre, salter - nitrater. Et av de sterkeste oksidasjonsmidlene, som skyldes tilstedeværelsen av et nitrogenatom i syreresten i høyeste oksidasjonstilstand N +5. Når salpetersyre reagerer med metaller, er hovedproduktet ikke hydrogen, men ulike reduksjonsprodukter av nitrationet:
Cu + 4HNO3 (konsentrert) = Cu(NO3)2 + 2N02 + 2H20;
4Mg + 10HNO3 (sterkt fortynnet) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 5H2O.
Nitrater, ??? ...
...
Applikasjon:
Mye brukt for å skape et inert miljø - fylle elektriske glødelamper og ledig plass i kvikksølvtermometre, ved pumping av væsker, i næringsmiddelindustrien som emballasjegass. Det brukes til å nitrere overflaten av stålprodukter, det dannes jernnitrider i overflatelaget, som gir stålet større hardhet. Flytende nitrogen brukes ofte til dypkjøling av ulike stoffer.
Nitrogen er viktig for livet til planter og dyr, siden det er en del av proteinstoffer. Store mengder nitrogen brukes til å produsere ammoniakk. Nitrogenforbindelser brukes i produksjon av mineralgjødsel, eksplosiver og i mange industrier.
L.V. Cherkashina
HF Tyumen State University, gr. 542(I)
Kilder:
- G.P. Khomchenko. En håndbok om kjemi for søkere til universiteter. M., New Wave, 2002.
- SOM. Egorov, kjemi. Et veiledningshjelpemiddel for de som går inn på universiteter. Rostov ved Don, Phoenix, 2003.
- Oppdagelse av elementer og opprinnelsen til navnene deres/
Nitrogen Fargeløs og giftfri, luktfri og smakløs. Nitrogen finnes i naturen som en ikke-brennbar gass ved normale temperaturer og trykk. Denne gassen (nitrogen) er noe lettere enn luft, så konsentrasjonen øker med høyden. Når det avkjøles til kokepunktet, blir nitrogen til en fargeløs væske, som ved et visst trykk og temperatur blir et fargeløst krystallinsk fast stoff. Nitrogen er lett løselig i vann og de fleste andre væsker og er en dårlig leder av elektrisitet og varme.
De fleste bruken av nitrogen skyldes dets inerte egenskaper. Men ved høye trykk og temperaturer nitrogen Reagerer med enkelte aktive metaller, som litium og magnesium, for å danne nitrider, og også med visse gasser, som oksygen og hydrogen.
Grunnleggende fakta om nitrogen: oppdagelseshistorie og grunnleggende egenskaper
Nitrogen (N2)- et av de vanligste stoffene på jorden. Den utgjør 75 % av atmosfæren på planeten vår, mens andelen oksygen i den bare er 22 %.
Merkelig nok visste ikke forskerne om eksistensen av denne gassen på lenge. Det var ikke før i 1772 at den engelske kjemikeren Daniel Rutherford beskrev det som «bortskjemt luft», ute av stand til å støtte forbrenning, ikke reagerende på alkalier og uegnet for åndedrett. Selve ordet " nitrogen"(fra gresk - "livløs") ble foreslått 15 år senere av Antoine Lavoisier.
Under normale forhold er det en fargeløs, luktfri og smakløs gass, tyngre enn luft og praktisk talt inert. Ved en temperatur på -195,8 °C blir det flytende; ved -209,9 °C - krystalliserer, likner snø.
Bruk av nitrogen
For tiden, nitrogen har funnet bred anvendelse i alle sfærer av menneskelig aktivitet.
Dermed bruker olje- og gassindustrien det til å regulere nivået og trykket i oljebrønner, fortrenge oksygen fra naturgasslagringstanker, og rense og teste rørledninger. Kjemisk industri trenger det for produksjon av gjødsel og ammoniakksyntese, og metallurgi for en rekke teknologiske prosesser. Takk til nitrogen fortrenger oksygen, men støtter ikke forbrenning, den brukes i brannslukking. I næringsmiddelindustrien erstatter emballasjeprodukter i nitrogenatmosfære bruken av konserveringsmidler og hindrer oksidasjon av fett og utvikling av mikroorganismer. I tillegg brukes dette stoffet i legemidler for å skaffe ulike medisiner og i laboratoriediagnostikk - for å utføre en rekke tester.
Flytende nitrogen kan fryse hva som helst i løpet av sekunder, uten å danne iskrystaller. Derfor bruker leger det i kryoterapi for å fjerne døde celler, samt i kryokonservering av sæd, egg og vevsprøver.
Det er interessant at:
- Øyeblikkelig iskrem laget med flytende nitrogen ble oppfunnet i 1998 av biolog Curt Jones mens han tullet rundt med venner på kjøkkenet. Deretter grunnla han et selskap som produserer denne desserten, som er etterspurt blant amerikanske søtsukker.
- Verdensindustrien mottar 1 million tonn av denne gassen per år fra jordens atmosfære.
- En persons hånd, nedsenket i et glass flytende nitrogen i 1-2 sekunder, vil forbli uskadd takket være "hansken" av gassbobler som dannes når væsken koker ved kontaktpunktene med huden.
Nitrogen
Nitrogen- et element av hovedundergruppen av den femte gruppen av den andre perioden av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D.I. Mendeleev, med atomnummer 7. Angitt med symbolet N (lat. Nitrogenium). Enkel substans nitrogen - en diatomisk gass, ganske inert under normale forhold, uten farge, smak og lukt (formel N2), som tre fjerdedeler av jordens atmosfære består av.
Det ble "oppdaget" flere ganger av forskjellige mennesker. Det ble kalt annerledes, og tilskrev nesten mystiske egenskaper - "phlogisticated air", og "mephitic air", og "atmosfærisk mofett", og ganske enkelt "kvelende stoff". Til nå har det flere navn: engelsk nitrogen, fransk azote, tysk stickstoff, russisk "nitrogen"...
Historien om "bortskjemt luft"
Nitrogen(fra det greske ordet azoos - livløs, på latin Nitrogenium) - det fjerde vanligste grunnstoffet i solsystemet (etter hydrogen , helium Og oksygen ). Nitrogenforbindelser - salpeter, salpetersyre, ammoniakk - var kjent lenge før nitrogen ble oppnådd i fri tilstand.
I 1777 førte Henry Cavendish gjentatte ganger luft over varmt kull og behandlet det deretter med lut. Resultatet var en rest som Cavendish kalte kvelende (eller mefitisk) luft. Fra moderne kjemi er det klart at i reaksjonen med varmt kull ble atmosfærisk oksygen bundet til karbondioksid, som deretter reagerte med alkali. Resten av gassen var for det meste nitrogen. Dermed isolerte Cavendish nitrogen, men klarte ikke å forstå at det var et nytt enkelt stoff (kjemisk grunnstoff).
Samme år rapporterte Cavendish denne opplevelsen til Joseph Priestley. Priestley utførte på dette tidspunktet en serie eksperimenter der han også bandt atmosfærisk oksygen og fjernet det resulterende karbondioksidet, det vil si at han også mottok nitrogen, men som tilhenger av flogistonteorien som var dominerende på den tiden, tolket han fullstendig feil. de oppnådde resultatene (etter hans mening var prosessen motsatt - det var ikke oksygen som ble fjernet fra gassblandingen, men tvert imot, som et resultat av avfyring, ble luften mettet med flogiston; han kalte den gjenværende luften ( nitrogen) mettet flogiston, det vil si flogistikert).
Det er åpenbart at Priestley, selv om han var i stand til å isolere nitrogen, ikke klarte å forstå essensen av oppdagelsen hans, og derfor regnes ikke som oppdageren av nitrogen. Samtidig ble lignende forsøk med samme resultat utført av Karl Scheele.
Allerede før den tid, i 1772, så Daniel Rutherford, som brente fosfor og andre stoffer i en glassklokke, at gassen som ble igjen etter forbrenning, som han kalte «kvelende luft», ikke støttet respirasjon og forbrenning. Først i 1787 slo Antoine Lavoisier fast at de "vitale" og "kvelende" gassene som utgjør luften er enkle stoffer, og foreslo navnet "nitrogen".
Tidligere, i 1784, viste G. Cavendish at nitrogen er en del av nitrat; Det er her det latinske navnet på nitrogen kommer fra (fra senlatinsk nitrum - salpeter og gresk genna - jeg føder, jeg produserer). Ved begynnelsen av 1800-tallet. Den kjemiske tregheten til nitrogen i fri tilstand og dens eksklusive rolle i forbindelser med andre grunnstoffer som bundet nitrogen ble avklart.
«Ikke-livsopprettholdende» er livsviktig
Selv om tittelen " nitrogen " betyr "ikke-livsopprettholdende", faktisk er det et element som er nødvendig for livet. Animalsk og humant protein inneholder 16-17 % nitrogen. I organismene til kjøttetende dyr dannes protein på grunn av de konsumerte proteinstoffene som finnes i organismene til planteetende dyr og i planter. Planter syntetiserer protein ved å assimilere nitrogenholdige stoffer som finnes i jorda, hovedsakelig uorganiske. Betydelige mengder nitrogen kommer inn i jorda takket være nitrogenfikserende mikroorganismer som er i stand til å omdanne fritt nitrogen fra luften til nitrogenforbindelser. Som et resultat av uttak av enorme mengder fiksert nitrogen fra jorda av planter (spesielt under intensivt jordbruk), blir jorda utarmet.
Nitrogenmangel er typisk for landbruket i nesten alle land. Nitrogenmangel er også observert i husdyrhold («proteinsult»). På jord fattig på tilgjengelig nitrogen utvikler plantene seg dårlig. I forrige århundre ble det oppdaget en ganske rik kilde til fiksert nitrogen i naturen. Dette er chilensk nitrat, natriumsaltet av salpetersyre. Lenge var nitrat hovedleverandøren av nitrogen til industrien. Forekomsten i Sør-Amerika er unik, praktisk talt den eneste i verden. Og det er ikke overraskende at det i 1879 brøt ut en krig mellom Peru, Bolivia og Chile om besittelsen av den rike saltpeter-grenseprovinsen Tarapaca. Vinneren ble Chile. Imidlertid kunne den chilenske forekomsten selvfølgelig ikke tilfredsstille verdens etterspørsel etter nitrogengjødsel.
"Nitrogen sult" av planeten
Jordens atmosfære inneholder nesten 80 % nitrogen, mens jordskorpen inneholder bare 0,04 %. Problemet med "hvordan fikse nitrogen" er gammelt, det er på samme alder som agrokjemi. Muligheten for å binde nitrogen i luften med oksygen i en elektrisk utladning ble først sett av engelskmannen Henry Cavendish. Dette var tilbake på 1700-tallet. Men prosessen med kontrollert syntese av nitrogenoksider ble utført først i 1904. I 1913 foreslo tyskerne Fritz Haber og Carl Bosch ammoniakkmetoden for nitrogenfiksering. Nå, ved å bruke dette prinsippet, produserer hundrevis av fabrikker på alle kontinenter mer enn 20 millioner tonn fast nitrogen per år fra luften. Tre fjerdedeler av det går til produksjon av nitrogengjødsel. Imidlertid er nitrogenmangelen i de dyrkede områdene på kloden mer enn 80 millioner tonn per år. Jorden har tydeligvis ikke nok nitrogen. Hovedtyngden av det frie nitrogenet som produseres brukes til industriell produksjon av ammoniakk, som deretter bearbeides i betydelige mengder til salpetersyre, gjødsel, eksplosiver, etc.
Påføring av nitrogen
Gratis nitrogen brukes i mange bransjer: som et inert medium i ulike kjemiske og metallurgiske prosesser, for å fylle ledig plass i kvikksølvtermometre, ved pumping av brennbare væsker, etc.
Et flytende nitrogen brukes som kjølevæske og til kryoterapi. Industrielle anvendelser av nitrogengass skyldes dens inerte egenskaper. Gassformig nitrogen er brann- og eksplosjonssikkert, hindrer oksidasjon og råtne.
I petrokjemikalier nitrogen brukes til å rense tanker og rørledninger, kontrollere driften av rørledninger under trykk, øke produksjonen av felt. I gruvedrift nitrogen kan brukes til å skape et eksplosjonssikkert miljø i gruver og til å utvide steinlag.
I produksjon av elektronikk nitrogen brukes til å rense områder som ikke tillater tilstedeværelse av oksiderende oksygen. Hvis i en prosess som tradisjonelt utføres med luft, er oksidasjon eller forråtnelse negative faktorer - nitrogen kan erstatte luft med hell.
Viktig bruksområde nitrogen er hans bruk for videre syntese et bredt utvalg av forbindelser som inneholder nitrogen , som ammoniakk, nitrogengjødsel, eksplosiver, fargestoffer osv. Store mengder nitrogen brukes i koksproduksjon («tørrslukking av koks») ved lossing av koks fra koksbatterier, samt til «pressing» av drivstoff i raketter fra tanker til pumper eller motorer.
Misoppfatninger: nitrogen er ikke julenissen
I Mat industri nitrogen registrert som et mattilsetningsstoff E941, som et gassformig medium for pakking og lagring, kjølemiddel. Væske nitrogen Det er ofte demonstrert i filmer som et stoff som øyeblikkelig kan fryse ganske store gjenstander. Dette er en vanlig feil. Selv frysing av en blomst krever ganske lang tid, noe som delvis skyldes den svært lave varmekapasiteten nitrogen .
Av samme grunn er det svært vanskelig å avkjøle for eksempel låser til -180 °C og dele dem med ett slag. Liter væske nitrogen , fordamper og varmes opp til 20 °C, danner ca. 700 liter gass. Av denne grunn bør du ikke lagre nitrogen i lukkede kar ikke egnet for høye trykk. Prinsippet om å slukke branner med væske er basert på samme faktum. nitrogen . Fordamper nitrogen fortrenger luften som trengs for forbrenning og brannen stopper.
Fordi nitrogen , i motsetning til vann, skum eller pulver, bare fordamper og forsvinner, nitrogenbrannslukking er den mest effektive brannslokkingsmekanismen med tanke på å bevare verdisaker. Frysende væske nitrogen levende skapninger med mulighet for påfølgende avriming er problematisk. Problemet er manglende evne til å fryse (og unfreeze) en skapning raskt nok slik at inhomogeniteten til frysing ikke påvirker dens vitale funksjoner. Stanislav Lem, fantaserte om dette emnet i boken "Fiasco", kom opp med et nødfrysingssystem nitrogen , der en slange med nitrogen, som slo ut tenner, ble stukket inn i astronautens munn og en rik strøm ble tilført inni ham nitrogen .
Som nevnt ovenfor, nitrogen væske og gass oppnås fra atmosfærisk luft ved dyp avkjøling.
Kvalitetsindikatorer for gassformig nitrogen GOST 9293-74
| Indikatornavn | Spesiell | Økt | Økt |
|---|---|---|---|
| 2. klasse | 1. klasse |
2. klasse |
|
| Volumfraksjon av nitrogen, ikke mindre | 99,996 |
99,99 |
99,95 |
| Oksygen, ikke mer | 0,001 |
0,001 |
0,05 |
| Vanndamp i nitrogengass, ikke mer | 0,0007 |
0,0015 |
0,004 |
| Hydrogen, ikke mer | 0,001 | Ikke standardisert |
Ikke standardisert |
| Summen av karbonholdige forbindelser i form av CH 4, ikke mer | 0,001 | Ikke standardisert |
Nitrogen er det syvende elementet i det periodiske systemet og det første elementet i UA-gruppen. Navn nitrogen betyr "livløs" (gresk "a" er et negativt prefiks, "zoe" er liv). Denne vurderingen av nitrogen kan kun anses som rettferdig for et enkelt stoff, men nitrogen som grunnstoff er nødvendig for liv, siden det sammen med karbon, hydrogen og oksygen danner proteiner og andre livsviktige stoffer. Menneskekroppen inneholder i gjennomsnitt 1,8 kg nitrogen. Nitrogen er et ganske utbredt element i biosfæren. Den største mengden av det finnes i atmosfæren i form av et enkelt stoff N 2. Den totale massen av nitrogen i atmosfæren er 4 10 18 kg. Det er nesten ingen faste mineraler som inneholder nitrogen. Kun under ekstremt tørre forhold ørkenen i det nordlige Chile er det forekomster av natriumnitrat, kalt chilensk salpeter. En betydelig mengde nitrogen finnes i biomassen til planter og dyr og i organiske rester (kull, torv). Under normale forhold på jordoverflaten blir det meste av nitrogenet fra døde planter gradvis til gassformig nitrogen og går over i atmosfæren. Noen av nitrogenforbindelsene som finnes i jorda blir vasket bort av vann og havner i vannmasser. Derfor befinner planter seg ofte i forhold med mangel på nitrogen tilgjengelig for biologisk assimilering. De fleste planter kan ikke bruke de uuttømmelige reservene av nitrogen N2 i omgivelsesluften. Du kan sammenligne forholdet mellom planter og atmosfærisk nitrogen og oksygen. Sistnevnte brukes aktivt av planter og dyr i oksidasjonsprosesser. Denne forskjellen mellom nitrogen og oksygen skyldes den ekstraordinære styrken til N 2 molekyler. Nitrogen er vanskelig å delta i vanlige kjemiske reaksjoner. Biokjemiske reaksjoner av nitrogen er bare mulig med deltakelse av enzymet nitrogenase, som bare finnes i visse typer bakterier. Industriell produksjon av nitrogenforbindelser var et vanskelig problem selv på begynnelsen av 1900-tallet. Samtidig er behovet for nitrogenforbindelser enormt, siden de er nødvendige for produksjon av ikke bare gjødsel, men også eksplosiver. Den tyske kjemikeren F. Haber (Nobelprisen i kjemi 1918) ga et stort bidrag til å løse problemet med å fikse atmosfærisk nitrogen ved å utvikle en katalysator for syntese av ammoniakk fra nitrogen og hydrogen. Denne oppfinnelsen hadde en enorm innvirkning på den videre utviklingen av industri og landbruk. Det første produksjonsanlegget for ammoniakk ble lansert i 1913, og for tiden overstiger den årlige produksjonen 100 millioner tonn. I følge atomstrukturen er nitrogen et treverdig grunnstoff. I stabile forbindelser danner det minst tre kjemiske bindinger. Nitrogen kan ikke øke sin valens ved å gå inn i en opphisset tilstand. For ham er den eneste muligheten for overgang til den tetravalente tilstanden tapet av ett elektron: I denne tilstanden kan nitrogen bare finnes i forbindelser med mer elektronegative elementer, dvs. oksygen og fluor. I disse forbindelsene har nitrogen positive oksidasjonstilstander, og i forbindelser med alle andre grunnstoffer har det negative oksidasjonstilstander. Nitrogenatomet har et valenselektronpar på undernivå 2.? og som donor (base) danner den ofte en ekstra kjemisk binding i henhold til donor-akseptor-mekanismen. Eksempler på egnede forbindelser er ammoniumsalter og komplekse forbindelser av metallioner med liganden MH3. Eksempel 20.1. Hva er oksidasjonstilstandene til nitrogen i hydrazin K 2 H 4, nitrobenzen C 6 H 5 N0 2 og aminoetan C 2 H 5 N H 2? Løsning. I hydrazin CO nitrogen -2. Dette molekylet har en binding mellom nitrogenatomer som ikke påvirker oksidasjonstilstanden. I nitrobenzen er nitrogen bundet samtidig til mer elektronegativt oksygen og mindre elektronegativt karbon. Fire elektroner er fortrengt til de to oksygenatomene, og ett fra karbonet. Det viser seg CO+3. I aminoetan er nitrogen bundet til mindre elektronegativt hydrogen og karbon. Oksidasjonstilstand -3. Nitrogen har bare ett enkelt stoff kjent, N9, kalt, ifølge kjemisk nomenklatur, dinitrogen. Dette er en gass som begynner å bli til væske ved -195,8°C ved normalt trykk. Flytende nitrogen fryser til fargeløse krystaller ved -210°C. I sin individuelle tilstand lagres og transporteres nitrogen i sylindere under høyt trykk. K 2-molekyler har to elektroner mindre enn oksygenmolekyler 0 2: Oksygens to ekstra elektroner reduserer bindingsstyrken. Bindingen mellom nitrogenatomer uten disse elektronene blir virkelig trippel, og N 2 viser seg å være den mest stabile og minst reaktive av alle molekyler. Bindingsenergien i N 2 -molekylet er -946 kJ/mol. Styrken til N2-molekyler bestemmes ikke bare av egenskapene til dette stoffet, men også av oppførselen til nitrogenforbindelser. De er som regel lite stabile og brytes ned ved relativt lav oppvarming. Nitrogen danner også ustabile forbindelser, som er eksplosiver. I alle tilfeller forenkles nedbrytningen av nitrogenforbindelser ved dannelse av stabile N 2 -molekyler. En enkel laboratoriemetode for å oppnå nitrogen er dekomponering av ammoniumnitritt ved forsiktig oppvarming av saltet, både i form av et fast stoff og dets løsning: For å utføre reaksjonen i løsning, kan du ta vanlig brukte salter med de samme ionene - ammoniumklorid og natriumnitritt: Når organiske nitrogenforbindelser brenner, dannes det også et enkelt stoff: I industrien hentes nitrogen fra luft ved rektifisering ved lave temperaturer. Nitrogen fra luften brukes også etter at oksygen er fjernet med kjemiske midler. I dette tilfellet inneholder nitrogen en blanding av edelgasser. Nitrogen brukes i størst mengde for syntese av ammoniakk. Inertiteten til nitrogen under normale forhold gjør at det kan brukes som et gassformig medium under teknologiske prosesser og i vitenskapelig forskning. Nitrogen har svært få reaksjoner som kan oppstå ved vanlige temperaturer. Litiummetall reagerer i luft samtidig med oksygen, vanndamp og nitrogen. Litiumoverflaten blir svart fordi litiumnitrid dannes på den:
Ingen andre reaksjoner av nitrogen ved vanlige temperaturer var kjent før midten av forrige århundre. En virkelig sensasjon i kjemi var oppdagelsen av reaksjonene av nitrogen i et vandig medium med ko-utfelte hydroksyder av to metaller, hvorav det ene er et reduksjonsmiddel og det andre har en katalytisk funksjon. Vanadium(II)hydroksid utfelt med magnesiumhydroksid reagerer som følger: Den resulterende forbindelsen av nitrogen og hydrogen kalles hydrazin. Dens molekylære struktur ligner på hydrogenperoksid: Stoffet hydroksylamin KH 2 OP er også kjent, hvis molekyler kombinerer fragmenter av hydrazin og hydrogenperoksid:
Ved høye temperaturer kan nitrogen reagere med mange enkle stoffer. Reaksjonen med oksygen skjer ved oppvarming til 2000°C: Reaksjonen er endoterm og reversibel, utbyttet av nitrogenoksid (N) øker med økende temperatur. Små mengder NO dannes i atmosfæren under lynutladninger og under drift av forbrenningsmotorer. Reaksjonen av nitrogen med hydrogen, som allerede er diskutert i avsnitt 67 og 70, er av størst praktisk betydning La oss huske at dette er en eksoterm reaksjon, og dens likevekt skifter til venstre med økende temperatur. I følge reaksjonsligningen dannes to molekyler ammoniakk fra fire molekyler nitrogen og hydrogen. Følgelig, når trykket øker, skifter likevekten til høyre. Utbyttet av produktet, bestemt av reaksjonens likevektsposisjon, avhenger av både temperatur og trykk. Denne avhengigheten er vist i fig. 20.1. La oss ta et punkt i figuren, for eksempel 450°C ved et trykk på 600 atm. Under disse forholdene er ammoniakkutbyttet 40%, noe som er ganske akseptabelt for denne prosessen. Likevekt etableres imidlertid ekstremt sakte. Reaksjonshastigheten kan økes ved å øke temperaturen, men utbyttet avtar raskt. For å øke trykket ytterligere vil det kreve bruk av dyrere utstyr. Derfor kan en økonomisk akseptabel kombinasjon av produktutbytte og dannelseshastighet være oppnås kun ved bruk av en katalysator. En katalysator kan vanligvis opprettes som et resultat av et langt eksperimentelt søk. I denne prosessen viste metallisk jern aktivert av kalium- og aluminiumoksider seg å være en god katalysator. Nå, i industriell produksjon av ammoniakk, brukes trykk på 300-500 atm (3 10 4 -5 -10 1 kPa) og temperaturer på omtrent 300 ° C. I dette tilfellet er ammoniakkutbyttet 10-20%. Imidlertid kan blandingen av nitrogen og hydrogen, etter separering av den resulterende ammoniakk, igjen sendes til kontaktapparatet med katalysatoren, og dermed øker andelen av råstoffutnyttelsen.
Ris. 20.1. Et skjematisk diagram av en fabrikkinstallasjon for ammoniakksyntese er vist i fig. 20.2.
Ris. 20.2. 1 - kompressor; 2 - syntese kolonne; 3 - kjøleskap; 3 - separator; 5 - innsamling av flytende ammoniakk; V - sirkulasjonspumpe En gassblanding renset fra urenheter, bestående av ett volum nitrogen og tre volum hydrogen, komprimeres av en kompressor 1 opp til 300 atm og går inn i syntesekolonne 2 fylt med en katalysator, hvor reaksjonen av ammoniakkdannelse skjer. Før prosessen startes oppvarmes kolonnen med katalysatoren med elektriske varmeovner til 500°C. Temperaturen opprettholdes deretter av varmen som frigjøres under reaksjonen. Etter å ha passert gjennom kolonnen kommer gasser som inneholder opptil 20 % ammoniakk inn i kjøleskapet, hvor flytende ammoniakk kondenseres fra en blanding av gasser under høyt trykk. Væsken skilles fra gassblandingen i en separator 4. Herfra pumpes ammoniakk inn i en lavtrykksoppsamler 5 og sendes deretter til lageret. Ureagerte gasser pumpes V for blanding med fersk nitrogen-hydrogenblanding. Blandingen fortsetter å strømme kontinuerlig inn i kolonne 2, hvor ammoniakk syntetiseres konstant. I kjemi har muligheten for å produsere nitrogenforbindelser ved vanlige temperaturer og trykk blitt studert i lang tid, siden bruk av høytrykksapparater er dyrt og farlig: de kan eksplodere. Håpet om suksess støttes av det faktum at mikroorganismer er kjent - nitrobakterier, - som har et enzym nitrogenase, med deltakelse som nitrogen reduseres i bakteriecellen, og blir til de nødvendige organiske forbindelsene. Det er ennå ikke mulig å kunstig reprodusere arbeidet til disse ekstremt komplekse enzymene eller stoffer som ligner på dem. Reduksjonen av nitrogen til hydrazin ved reaksjon med metallhydroksider kan heller ikke utføres som en kontinuerlig prosess. Derfor er syntesen av ammoniakk, hvor en betydelig ulempe er behovet for å bruke høyt trykk, så langt den beste kilden for å produsere nitrogenforbindelser. Nitrogen reagerer med karbon under forbrenning av en voltaisk lysbue for å danne gassformige stoffer d og cyan:
Før den industrielle utviklingen av ammoniakksyntese, var reaksjonen av nitrogen med kalsiumkarbid, hvis produkt er kalsiumcyanamid Ca=N-C=N (CaCN 2), av praktisk betydning: For å utføre reaksjonen føres nitrogen gjennom et lag med kalsiumkarbid som er veldig oppvarmet på ett sted. På dette tidspunktet oppstår en reaksjon, ledsaget av frigjøring av varme. Massen av omgivende stoff varmes opp, og prosessen med nitrogenabsorpsjon skjer også i den. Som et resultat reagerer alt kalsiumkarbid som er plassert i apparatet. Kalsiumcyanamidet som oppnås på denne måten hydrolyseres med overopphetet damp: Denne metoden for å produsere ammoniakk er nå erstattet av dens syntese fra hydrogen og nitrogen. Ved høye temperaturer reagerer nitrogen med mange metaller og legeringer for å danne metallnitrider. Noen ganger gir dannelsen av nitrid i overflatelaget legeringen ekstra hardhet. I noen tilfeller må metallet isoleres fra virkningen av nitrogen. For eksempel er titanplater sveiset i en argonatmosfære for å unngå dannelse av titannitrid. Nitrogen er et kjemisk grunnstoff med atomnummer 7. Det er en luktfri, smakløs og fargeløs gass. Nitrogen i naturenNitrogen finnes i atmosfæren i form av molekyler som består av to atomer. I tillegg til atmosfæren, finnes nitrogen i jordkappen og i humuslaget i jorda. Hovedkilden til nitrogen for industriell produksjon er mineraler. Men de siste tiårene, da mineralreservene begynte å tømmes, oppsto det et presserende behov for å skille nitrogen fra luften i industriell skala. Dette problemet er nå løst, og enorme mengder nitrogen til industrielle behov hentes ut av atmosfæren. Nitrogens rolle i biologien, nitrogensyklusenPå jorden gjennomgår nitrogen en rekke transformasjoner der både biotiske (livsrelaterte) og abiotiske faktorer er involvert. Nitrogen kommer inn i planter fra atmosfæren og jorda, ikke direkte, men gjennom mikroorganismer. Nitrogenfikserende bakterier beholder og bearbeider nitrogen, og omdanner det til en form som lett kan absorberes av planter. I plantekroppen omdannes nitrogen til komplekse forbindelser, spesielt proteiner. Gjennom næringskjeden kommer disse stoffene inn i kroppen til planteetere og deretter rovdyr. Etter døden av alle levende ting går nitrogen tilbake til jorda, hvor det gjennomgår nedbrytning (ammonifisering og denitrifikasjon). Nitrogen festes i jorda, mineraler, vann, kommer inn i atmosfæren, og sirkelen gjentas. Påføring av nitrogenEtter oppdagelsen av nitrogen (dette skjedde på 1700-tallet), ble egenskapene til selve stoffet, dets forbindelser og muligheten for å bruke det på gården godt studert. Siden reservene av nitrogen på planeten vår er enorme, har dette elementet blitt ekstremt aktivt brukt. — i medisin. Flytende nitrogen er et kjølemiddel i kryoterapiprosedyrer, det vil si kaldbehandling. Flash-frysing brukes til å fjerne ulike svulster. Vevsprøver og levende celler (spesielt sæd og egg) lagres i flytende nitrogen. Lav temperatur gjør at biomaterialet kan bevares i lang tid, og deretter tines og brukes. Muligheten for å lagre hele levende organismer i flytende nitrogen, og om nødvendig tine dem uten skade, ble uttrykt av science fiction-forfattere. Men i realiteten har det ennå ikke vært mulig å mestre denne teknologien; — i næringsmiddelindustrien Flytende nitrogen brukes ved tapping av væsker for å skape et inert miljø i beholderen. Generelt brukes nitrogen i områder hvor det kreves et gassholdig miljø uten oksygen, f.eks. — i brannslukking. Nitrogen fortrenger oksygen, uten hvilket forbrenningsprosesser ikke støttes og brannen slukkes. Nitrogengass har funnet anvendelse i følgende bransjer: — matproduksjon. Nitrogen brukes som et inert gassmedium for å opprettholde ferskheten til emballerte produkter; — innen oljeindustrien og gruvedrift. Rørledninger og tanker renses med nitrogen, det injiseres i gruver for å danne et eksplosjonssikkert gassmiljø; — innen flyproduksjon Chassisdekkene er oppblåst med nitrogen. Alt det ovennevnte gjelder bruken av rent nitrogen, men ikke glem at dette elementet er utgangsmaterialet for produksjon av en masse forskjellige forbindelser: - ammoniakk. Et ekstremt ettertraktet stoff som inneholder nitrogen. Ammoniakk brukes til produksjon av gjødsel, polymerer, brus og salpetersyre. Det brukes i seg selv i medisin, i produksjon av kjøleutstyr; — nitrogengjødsel; - eksplosiver; - fargestoffer osv. |
