Rootsi keemik Carl Scheele ja Šoti botaanik Daniel Rutherford avastasid lämmastiku eraldi 1772. aastal. Umbes samal ajal hankisid lämmastikku ka Reverend Cavendish ja Lavoisier. Lämmastiku tundis elemendina esmakordselt ära Lavoisier, kes andis sellele nimeks "azo", mis tähendab "elutu". Chaptal nimetas elemendi lämmastikuks aastal 1790. Nimi on tuletatud kreekakeelsest sõnast "nitre" (nitraat, mis sisaldab nitraadis lämmastikku)
Lämmastikutootmise tootjad – Hiina lämmastiku tootmistehas ja tarnijad (xinfatools.com)
Lämmastiku allikad
Lämmastik on 30. kohal kõige levinumalt element Maal. Arvestades, et lämmastik moodustab 4/5 atmosfääri mahust ehk rohkem kui 78%, on meil saadaval peaaegu piiramatus koguses lämmastikku. Lämmastikku leidub ka nitraatide kujul mitmesugustes mineraalides, nagu Tšiili soolpeetris (naatriumnitraat), salpeetris või nitris (kaaliumnitraat) ja ammooniumisooli sisaldavates mineraalides. Lämmastikku leidub paljudes keerulistes orgaanilistes molekulides, sealhulgas valkudes ja aminohapetes, mis esinevad kõigis elusorganismides
Füüsikalised omadused
Lämmastik N2 on toatemperatuuril värvitu, maitsetu ja lõhnatu gaas ning tavaliselt mittetoksiline. Gaasi tihedus standardtingimustes on 1,25 g/l. Lämmastik moodustab 78,12% kogu atmosfäärist (mahuosa) ja on õhu põhikomponent. Atmosfääris on umbes 400 triljonit tonni gaasi.
Normaalsel atmosfäärirõhul, jahutades temperatuurini -195,8 ℃, muutub see värvitu vedelikuks. Kui see jahutatakse temperatuurini -209,86 ℃, muutub vedel lämmastik lumetaoliseks tahkeks aineks.
Lämmastik on mittesüttiv ja seda peetakse lämmatavaks gaasiks (st puhta lämmastiku sissehingamine jätab inimkeha hapnikust ilma). Lämmastik lahustub vees väga halvasti. Temperatuuril 283 K võib üks kogus vett lahustada umbes 0,02 mahuosa N2.
Keemilised omadused
Lämmastikul on väga stabiilsed keemilised omadused. Toatemperatuuril on raske reageerida teiste ainetega, kuid see võib kõrgel temperatuuril ja kõrge energiaga tingimustes teatud ainetega keemiliselt muutuda ning seda saab kasutada uute inimesele kasulike ainete tootmiseks.
Lämmastikumolekulide molekulaarne orbitaalvalem on KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Sidumisele aitavad kaasa kolm paari elektrone, see tähendab, et moodustub kaks π sidet ja üks σ side. Sidumisele ei aita kaasa ning sidumis- ja sidumisvastane energia on ligikaudu nihutatud ning need on samaväärsed üksikute elektronpaaridega. Kuna N2 molekulis on kolmikside N≡N, on N2 molekulil suur stabiilsus ja selle aatomiteks lagundamiseks kulub 941,69 kJ/mol energiat. N2 molekul on teadaolevatest kaheaatomilistest molekulidest kõige stabiilsem ja lämmastiku suhteline molekulmass on 28. Pealegi ei ole lämmastikku lihtne põletada ja see ei toeta põlemist.
Katsemeetod
Pange põlev Mg-varras lämmastikuga täidetud gaasikogumispudelisse ja Mg-varras põleb edasi. Ekstraheerige järelejäänud tuhk (kergelt kollane pulber Mg3N2), lisage väike kogus vett ja tekitage gaas (ammoniaak), mis muudab märja punase lakmuspaberi siniseks. Reaktsioonivõrrand: 3Mg + N2 = süttimine = Mg3N2 (magneesiumnitriid); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Lämmastiku sidumisomadused ja valentssideme struktuur
Kuna üksikaine N2 on tavatingimustes äärmiselt stabiilne, arvavad inimesed sageli ekslikult, et lämmastik on keemiliselt inaktiivne element. Tegelikult, vastupidi, elementaarsel lämmastikul on kõrge keemiline aktiivsus. N elektronegatiivsus (3.04) on F ja O järel teisel kohal, mis näitab, et see võib moodustada tugevaid sidemeid teiste elementidega. Lisaks näitab üksiku aine N2 molekuli stabiilsus lihtsalt N aatomi aktiivsust. Probleem on selles, et inimesed ei ole veel leidnud optimaalseid tingimusi N2 molekulide aktiveerimiseks toatemperatuuril ja rõhul. Kuid looduses võivad mõned taimesõlmedel olevad bakterid muuta õhus leiduvat N2 madala energiatarbega tingimustes normaalsel temperatuuril ja rõhul lämmastikuühenditeks ning kasutada neid põllukultuuride kasvatamiseks väetisena.
Seetõttu on lämmastiku sidumise uurimine alati olnud oluline teaduslik uurimisteema. Seetõttu on meil vaja üksikasjalikult mõista lämmastiku sidumisomadusi ja valentssideme struktuuri.
Võlakirja tüüp
N-aatomi valentselektronide kihi struktuur on 2s2p3, see tähendab, et seal on 3 üksikut elektroni ja paar üksikuid elektronpaare. Selle põhjal saab ühendite moodustamisel luua järgmised kolm sidemetüüpi:
1. Ioonsete sidemete moodustamine 2. Kovalentsete sidemete moodustamine 3. Koordinatsioonisidemete moodustamine
1. Ioonsete sidemete moodustamine
N aatomitel on kõrge elektronegatiivsus (3,04). Kui nad moodustavad binaarseid nitriide madalama elektronegatiivsusega metallidega, nagu Li (elektronegatiivsus 0,98), Ca (elektronegatiivsus 1,00) ja Mg (elektronegatiivsus 1,31), võivad nad saada 3 elektroni ja moodustada N3-ioone. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =süttima= Mg3N2 N3- ioonidel on suurem negatiivne laeng ja suurem raadius (171pm). Veemolekulidega kokku puutudes hüdrolüüsitakse need tugevalt. Seetõttu saavad ioonsed ühendid eksisteerida ainult kuivas olekus ja N3- hüdraatioone ei esine.
2. Kovalentsete sidemete teke
Kui N aatomid moodustavad suurema elektronegatiivsusega mittemetallidega ühendeid, tekivad järgmised kovalentsed sidemed:
⑴N aatomid omandavad sp3 hübridisatsiooni oleku, moodustavad kolm kovalentset sidet, säilitavad paari üksikuid elektronpaare ja molekulaarne konfiguratsioon on trigonaalne püramiidne, nagu NH3, NF3, NCl3 jne. Kui moodustub neli kovalentset üksiksidet, on molekulaarne konfiguratsioon korrapärane tetraeeder, näiteks NH4+ ioonid.
⑵N aatomid omandavad sp2 hübridisatsiooni oleku, moodustavad kaks kovalentset sidet ja ühe sideme ning säilitavad paari üksikuid elektronpaare ning molekulaarne konfiguratsioon on nurkne, näiteks Cl-N=O. (N-aatom moodustab σ-sideme ja π-sideme Cl-aatomiga ning üksikute elektronpaaride paar N-aatomil muudab molekuli kolmnurkseks.) Kui üksikut elektronpaari pole, on molekulaarne konfiguratsioon kolmnurkne, näiteks HNO3 molekul või NO3- ioon. Lämmastikhappemolekulis moodustab N-aatom kolm σ-sidet vastavalt kolme O-aatomiga ning selle π-orbitaalil olev elektronide paar ja kahe O-aatomi üksikud π-elektronid moodustavad kolmetsentrilise neljaelektronilise delokaliseeritud π-sideme. Nitraadiioonis moodustub kolme O-aatomi ja keskse N-aatomi vahele neljatsentriline kuueelektroniline delokaliseeritud suur π-side. See struktuur muudab lämmastikhappe N-aatomi näiliseks oksüdatsiooniarvuks +5. Suurte π-sidemete olemasolu tõttu on nitraat normaalsetes tingimustes piisavalt stabiilne. ⑶N-aatom võtab sp-hübridisatsiooni, moodustades kovalentse kolmiksideme ja säilitab üksikute elektronide paaride paari. Molekulaarne konfiguratsioon on lineaarne, näiteks N2-molekuli N-aatomi struktuur ja CN-.
3. Koordineerimissidemete moodustamine
Kui lämmastikuaatomid moodustavad lihtsaid aineid või ühendeid, säilitavad nad sageli üksikuid elektronpaare, nii et sellised lihtsad ained või ühendid võivad toimida elektronpaaride doonoritena, et koordineerida metalliioonidega. Näiteks [Cu(NH3)4]2+ või [Tu(NH2)5]7 jne.
Oksüdatsiooniaste-Gibbsi vabaenergia diagramm
Lämmastiku oksüdatsiooniastme-Gibbsi vaba energia diagrammilt on ka näha, et peale NH4 ioonide on N2 molekul oksüdatsiooninumbriga 0 diagrammi kõvera madalaimas punktis, mis näitab, et N2 on termodünaamiliselt stabiilne võrreldes teiste oksüdatsiooninumbritega lämmastikuühenditega.
Erinevate lämmastikuühendite väärtused, mille oksüdatsiooniarv on vahemikus 0 kuni +5, on kahte punkti HNO3 ja N2 ühendava joone kohal (diagrammi punktiirjoon), seega on need ühendid termodünaamiliselt ebastabiilsed ja altid disproportsioonireaktsioonidele. Ainus diagrammil, mille väärtus on madalam kui N2 molekulil, on NH4+ ioon. [1] Lämmastiku oksüdatsiooniastme-Gibbsi vabaenergia diagrammilt ja N2 molekuli struktuurilt on näha, et elementaarne N2 on passiivne. Ainult kõrgel temperatuuril, kõrgel rõhul ja katalüsaatori juuresolekul võib lämmastik reageerida vesinikuga, moodustades ammoniaaki: Tühjendustingimustes võib lämmastik ühineda hapnikuga, moodustades lämmastikoksiidi: N2+O2=heide=2NO Lämmastikoksiid ühineb kiiresti hapnikuga. moodustub lämmastikdioksiid 2NO+O2=2NO2 Lämmastikdioksiid lahustub vees, moodustades lämmastikhappe, lämmastikoksiid 3NO2+H2O=2HNO3+NO Arenenud hüdroenergiaga riikides on seda reaktsiooni kasutatud lämmastikhappe tootmiseks. N2 reageerib vesinikuga, tekitades ammoniaaki: N2+3H2=== (pööratav märk) 2NH3 N2 reageerib madala ionisatsioonipotentsiaaliga metallidega, mille nitriididel on suur võreenergia, moodustades ioonseid nitriide. Näiteks: N2 võib toatemperatuuril reageerida otse metallilise liitiumiga: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reageerib leelismuldmetallidega Mg, Ca, Sr, Ba hõõglambi temperatuuril: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 võib reageerivad boori ja alumiiniumiga ainult hõõguvatel temperatuuridel: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekulaarne ühend) N2 reageerib üldiselt räni ja teiste rühma elementidega temperatuuril üle 1473K.
Lämmastikumolekul annab sidemele kolm paari elektrone, see tähendab, et moodustub kaks π sidet ja üks σ side. See ei aita kaasa sidumisele ning sidumis- ja sidumisvastane energia on ligikaudu nihkes ning need on samaväärsed üksikute elektronpaaridega. Kuna N2 molekulis on kolmikside N≡N, on N2 molekulil suur stabiilsus ja selle aatomiteks lagundamiseks kulub 941,69 kJ/mol energiat. N2 molekul on teadaolevatest kaheaatomilistest molekulidest kõige stabiilsem ja lämmastiku suhteline molekulmass on 28. Pealegi ei ole lämmastikku lihtne põletada ja see ei toeta põlemist.
Postitusaeg: 23. juuli 2024
