Milyen anyag a nitrogén? A nitrogén fajtái és tulajdonságai. Nitrogén gáz
A cikk tartalma
NITROGÉN, N (nitrogén), kémiai elem (7. szám) Az elemek periódusos rendszerének VA alcsoportja. A Föld légköre 78 térfogatszázalék nitrogént tartalmaz. Hogy megmutassuk, milyen nagyok ezek a nitrogéntartalékok, megjegyezzük, hogy a földfelszín minden négyzetkilométere feletti légkörben annyi nitrogén található, hogy akár 50 millió tonna nátrium-nitrát vagy 10 millió tonna ammónia (a nitrogén vegyülete hidrogén) nyerhető belőle, de ez a földkéregben található nitrogén kis hányadát teszi ki. A szabad nitrogén jelenléte jelzi annak tehetetlenségét és azt, hogy nehéz kölcsönhatásba lépni más elemekkel normál hőmérsékleten. A rögzített nitrogén szerves és szervetlen anyagok része is. A növényi és állati élet szénhez kötött nitrogént és oxigént tartalmaz a fehérjékben. Ezen kívül ismertek és előállíthatók nitrogéntartalmú szervetlen vegyületek, mint a nitrátok (NO 3 –), nitritek (NO 2 –), cianidok (CN –), nitridek (N 3 –) és azidok (N 3 –). nagy mennyiségben).
Történelmi információk.
A. Lavoisier kísérletei, amelyek a légkör életfenntartó és égési folyamatok fenntartásában betöltött szerepének tanulmányozásával foglalkoztak, megerősítették egy viszonylag inert anyag létezését a légkörben. Anélkül, hogy megállapította volna az égés után visszamaradt gáz elemi természetét, Lavoisier azotának nevezte el, ami az ógörögül „élettelent” jelent. 1772-ben D. Rutherford Edinburghból megállapította, hogy ez a gáz egy elem, és „káros levegőnek” nevezte. A nitrogén latin neve a görög nitron és szavakból származik gen, ami "sópéterképzőt" jelent.
A nitrogén rögzítése és a nitrogén körforgása.
A "nitrogénkötés" kifejezés a légköri nitrogén N 2 megkötésének folyamatára vonatkozik. A természetben ez kétféleképpen történhet: vagy a hüvelyesek, például a borsó, a lóhere és a szójabab, csomókat halmoznak fel a gyökereiken, amelyekben a nitrogénmegkötő baktériumok nitráttá alakítják, vagy a légköri nitrogént villámlás közben oxigén oxidálja. S. Arrhenius megállapította, hogy évente akár 400 millió tonna nitrogént rögzítenek így. A légkörben a nitrogén-oxidok az esővízzel egyesülve salétromsav és salétromsav keletkezik. Emellett megállapították, hogy esővel és hóval kb. 6700 g nitrogén; a talajba érve nitritté és nitráttá alakulnak. A növények nitrátokat használnak növényi fehérjék képzésére. Az ezekkel a növényekkel táplálkozó állatok a növények fehérjeanyagait asszimilálják és állati fehérjékké alakítják át. Az állatok és növények elpusztulása után lebomlanak, és a nitrogénvegyületek ammóniává alakulnak. Az ammóniát kétféleképpen hasznosítják: a nitrátokat nem képző baktériumok elemivé bontják, nitrogént és hidrogént szabadítanak fel, más baktériumok pedig nitriteket képeznek belőle, amelyeket más baktériumok nitráttá oxidálnak. Így megy végbe a természetben a nitrogénkör, vagy a nitrogénkör.
Az atommag és az elektronhéj szerkezete.
A természetben a nitrogénnek két stabil izotópja létezik: 14 tömegszámú (7 protont és 7 neutront tartalmaz) és 15 tömegszámú (7 protont és 8 neutront tartalmaz). Arányuk 99,635:0,365, tehát a nitrogén atomtömege 14,008. Az instabil 12 N, 13 N, 16 N, 17 N nitrogén izotópokat mesterségesen kaptuk. Sematikusan a nitrogénatom elektronszerkezete a következő: 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1. Következésképpen a külső (második) elektronhéj 5 elektront tartalmaz, amelyek részt vehetnek a kémiai kötések kialakításában; a nitrogénpályák elektronokat is tudnak fogadni, pl. (–III)-tól (V)-ig oxidációs állapotú vegyületek képződése lehetséges, ezek ismertek.
Molekuláris nitrogén.
A gázsűrűség meghatározásából kiderült, hogy a nitrogénmolekula kétatomos, azaz. a nitrogén molekulaképlete Nє N (vagy N 2). Két nitrogénatom három külső 2-vel rendelkezik p-az egyes atomok elektronjai hármas kötést alkotnak:N:::N:, elektronpárokat alkotva. A mért N–N atomközi távolság 1,095 Å. Mint a hidrogén esetében ( cm. HIDROGÉN), léteznek nitrogénmolekulák különböző nukleáris spinekkel - szimmetrikus és antiszimmetrikus. Normál hőmérsékleten a szimmetrikus és antiszimmetrikus formák aránya 2:1. Szilárd állapotban a nitrogénnek két módosulása ismert: a– köbös és b– hatszögletű, átmeneti hőmérséklettel a ® b–237,39° C. Módosítás b-209,96 °C-on olvad, és -195,78 °C-on forr 1 atm nyomáson ( cm. táblázat 1).
Egy mól (28,016 g vagy 6,023 H 10 23 molekula) molekuláris nitrogén atomokra (N 2 2N) történő disszociációs energiája körülbelül –225 kcal. Ezért atomi nitrogén képződhet csendes elektromos kisülés során, és kémiailag aktívabb, mint a molekuláris nitrogén.
Átvétel és jelentkezés.
Az elemi nitrogén előállításának módja a kívánt tisztaságtól függ. A nitrogént hatalmas mennyiségben nyerik az ammónia szintéziséhez, míg a nemesgázok kis keverékei elfogadhatók.
Nitrogén a légkörből.
Gazdasági szempontból a nitrogén légkörből való felszabadulása a tisztított levegő cseppfolyósítási módszerének alacsony költségének köszönhető (eltávolítják a vízgőzt, a CO 2 -t, a port és egyéb szennyeződéseket). Az ilyen levegő egymást követő kompressziós, hűtési és expanziós ciklusai annak cseppfolyósodásához vezetnek. A folyékony levegőt frakcionált desztillációnak vetik alá, lassú hőmérséklet-emelkedéssel. Először a nemesgázok szabadulnak fel, majd a nitrogén, és folyékony oxigén marad. A tisztítást ismételt frakcionálási eljárásokkal érik el. Ezzel a módszerrel évente sok millió tonna nitrogént állítanak elő, főként az ammónia szintézisére, amely az ipar és a mezőgazdaság számára a különböző nitrogéntartalmú vegyületek előállítási technológiájának alapanyaga. Ezenkívül gyakran használnak tisztított nitrogénatmoszférát, ha az oxigén jelenléte elfogadhatatlan.
Laboratóriumi módszerek.
A nitrogént kis mennyiségben a laboratóriumban különféle módon lehet előállítani ammónia vagy ammóniumion oxidálásával, pl.
Az ammóniumion nitritionnal történő oxidációja nagyon kényelmes:
Más módszerek is ismertek - azidok bomlása hevítéskor, ammónia lebontása réz(II)-oxiddal, nitritek kölcsönhatása szulfaminsavval vagy karbamiddal:
Az ammónia katalitikus bomlása magas hőmérsékleten nitrogént is termelhet:
Fizikai tulajdonságok.
A nitrogén néhány fizikai tulajdonságát a táblázat tartalmazza. 1.
| 1. táblázat A NITROGÉN NÉHÁNY FIZIKAI TULAJDONSÁGA | |
| Sűrűség, g/cm3 | 0,808 (folyékony) |
| Olvadáspont, °C | –209,96 |
| Forráspont, °C | –195,8 |
| Kritikus hőmérséklet, °C | –147,1 |
| Kritikus nyomás, atm a | 33,5 |
| Kritikus sűrűség, g/cm 3 a | 0,311 |
| Fajlagos hőkapacitás, J/(molCH) | 14,56 (15°C) |
| Elektronegativitás Pauling szerint | 3 |
| kovalens sugár, | 0,74 |
| kristály sugár, | 1,4 (M 3–) |
| Ionizációs potenciál, V b | |
| első | 14,54 |
| második | 29,60 |
| a Hőmérséklet és nyomás, amelyen a folyékony és a gáznemű nitrogén sűrűsége azonos. b Az első külső és az azt követő elektronok eltávolításához szükséges energia mennyisége 1 mól atomi nitrogénre vonatkoztatva. |
|
Kémiai tulajdonságok.
Mint már említettük, a nitrogén domináns tulajdonsága normál hőmérsékleti és nyomási körülmények között a tehetetlensége vagy alacsony kémiai aktivitása. A nitrogén elektronszerkezete egy 2-es elektronpárt tartalmaz s-szint és három félig töltött 2 r-pályák, tehát egy nitrogénatom legfeljebb négy másik atomot tud megkötni, azaz. koordinációs száma négy. Egy atom kis mérete korlátozza a hozzá társítható atomok vagy atomcsoportok számát is. Ezért a VA alcsoport más tagjainak számos vegyülete vagy egyáltalán nem rendelkezik analógokkal a nitrogénvegyületek között, vagy a hasonló nitrogénvegyületek instabilnak bizonyulnak. Tehát a PCl 5 stabil vegyület, de az NCl 5 nem létezik. Egy nitrogénatom képes egy másik nitrogénatomhoz kapcsolódni, és több, meglehetősen stabil vegyületet képez, mint például a hidrazin N 2 H 4 és az MN 3 fémazidok. Ez a fajta kötés szokatlan a kémiai elemeknél (a szén és a szilícium kivételével). Magasabb hőmérsékleten a nitrogén sok fémmel reagál, részben ionos nitrideket képezve M. x N y. Ezekben a vegyületekben a nitrogén negatív töltésű. táblázatban A 2. táblázat az oxidációs állapotokat és a megfelelő vegyületek példáit mutatja be.
Nitridok.
A több elektropozitív elemet, fémeket és nemfémeket tartalmazó nitrogénvegyületek - nitridek - hasonlóak a karbidokhoz és hidridekhez. Az M–N kötés természetétől függően ionos, kovalens és köztes típusú kötésekre oszthatók. Általában ezek kristályos anyagok.
Ionos nitridek.
Ezekben a vegyületekben a kötés magában foglalja az elektronok átvitelét a fémből a nitrogénbe, és így N3-ion keletkezik. Ilyen nitridek a Li 3 N, Mg 3 N 2, Zn 3 N 2 és Cu 3 N 2. A lítiumon kívül más alkálifémek nem képezik a nitridek IA alcsoportját. Az ionos nitridek magas olvadáspontúak, és vízzel reagálva NH 3 -t és fémhidroxidot képeznek.
Kovalens nitridek.
Amikor a nitrogénelektronok egy másik elem elektronjaival együtt vesznek részt egy kötés kialakításában anélkül, hogy a nitrogénből egy másik atomba átkerülnének, kovalens kötéssel rendelkező nitridek képződnek. A hidrogén-nitridek (például az ammónia és a hidrazin) teljesen kovalensek, akárcsak a nitrogén-halogenidek (NF 3 és NCl 3). A kovalens nitridek közé tartoznak például a Si 3 N 4, P 3 N 5 és a BN - rendkívül stabil fehér anyagok, és a BN-nek két allotróp módosulata van: hatszögletű és gyémántszerű. Ez utóbbi nagy nyomáson és hőmérsékleten jön létre, és keménysége közel áll a gyémánt keménységéhez.
Köztes típusú kötésű nitridek.
Az átmeneti elemek magas hőmérsékleten reagálnak az NH 3-mal, és szokatlan vegyületcsoportot képeznek, amelyben a nitrogénatomok szabályosan elhelyezkedő fématomok között oszlanak meg. Ezekben a vegyületekben nincs egyértelmű elektroneltolódás. Ilyen nitridek például a Fe 4 N, W 2 N, Mo 2 N, Mn 3 N 2. Ezek a vegyületek általában teljesen inertek és jó elektromos vezetőképességgel rendelkeznek.
A nitrogén hidrogénvegyületei.
A nitrogén és a hidrogén reakcióba lépve olyan vegyületeket képeznek, amelyek homályosan hasonlítanak a szénhidrogénekre. A hidrogén-nitrátok stabilitása csökken a nitrogénatomok számának növekedésével a láncban, ellentétben a szénhidrogénekkel, amelyek hosszú láncokban stabilak. A legfontosabb hidrogén-nitridek az ammónia NH 3 és a hidrazin N 2 H 4. Ide tartozik a HNNN (HN 3) sósav is.
Ammónia NH3.
Az ammónia a modern gazdaság egyik legfontosabb ipari terméke. A 20. század végén. Az USA-ban kb. 13 millió tonna ammónia évente (vízmentes ammóniára vonatkoztatva).
Molekula szerkezete.
Az NH 3 molekula szinte piramis alakú. A H–N–H kötésszög 107°, ami közel áll a 109°-os tetraéderszöghez. A magányos elektronpár ekvivalens a kapcsolódó csoporttal, ami azt eredményezi, hogy a nitrogén koordinációs száma 4, és a nitrogén a tetraéder közepén helyezkedik el.
Az ammónia tulajdonságai.
Az ammónia néhány fizikai tulajdonságát a vízzel összehasonlítva a táblázat tartalmazza. 3.
Az ammónia forrás- és olvadáspontja sokkal alacsonyabb, mint a vízé, annak ellenére, hogy a molekulatömegek és a molekulaszerkezet hasonlóak. Ez azzal magyarázható, hogy a vízben az intermolekuláris kötések viszonylag erősebbek, mint az ammóniában (az ilyen intermolekuláris kötéseket hidrogénkötéseknek nevezzük).
Oldószerként ammónia.
A folyékony ammónia nagy dielektromos állandója és dipólusmomentuma lehetővé teszi, hogy poláris vagy ionos szervetlen anyagok oldószereként használják. Az ammónia oldószer köztes helyet foglal el a víz és a szerves oldószerek, például az etil-alkohol között. Az alkáli- és alkáliföldfémek ammóniában oldódnak, sötétkék oldatokat képezve. Feltételezhető, hogy a vegyértékelektronok szolvatációja és ionizációja oldatban történik a séma szerint
A kék szín a szolvatációval és az elektronok mozgásával vagy a folyadékban lévő „lyukak” mozgásával kapcsolatos. A folyékony ammóniában lévő nátrium magas koncentrációja esetén az oldat bronz színt vesz fel, és elektromosan erősen vezetőképes. A kötetlen alkálifém az ilyen oldatból ammónia lepárlásával vagy nátrium-klorid hozzáadásával választható el. A fémek ammóniában készült oldatai jó redukálószerek. Az autoionizáció folyékony ammóniában megy végbe
hasonló a vízben végbemenő folyamathoz:
Mindkét rendszer egyes kémiai tulajdonságait a táblázatban hasonlítjuk össze. 4.
A folyékony ammónia mint oldószer előnyt jelent bizonyos esetekben, amikor a komponensek vízzel való gyors kölcsönhatása miatt (például oxidáció és redukció) nem lehetséges vízben reakciókat végrehajtani. Például a folyékony ammóniában a kalcium reakcióba lép a KCl-dal, CaCl 2-t és K-t képezve, mivel a CaCl2 nem oldódik folyékony ammóniában, a K pedig oldódik, és a reakció teljesen lezajlik. Vízben egy ilyen reakció lehetetlen a Ca és a víz gyors kölcsönhatása miatt.
Ammónia előállítása.
Az ammóniumsókból erős bázis, például NaOH hatására gáznemű NH 3 szabadul fel:
A módszer laboratóriumi körülmények között alkalmazható. A kisüzemi ammóniatermelés is nitridek, például Mg 3 N 2 vízzel történő hidrolízisén alapul. A kalcium-cianamid CaCN 2 vízzel kölcsönhatásba lépve ammóniát is képez. Az ammónia előállításának fő ipari módszere a légköri nitrogénből és hidrogénből magas hőmérsékleten és nyomáson történő katalitikus szintézis:
Ehhez a szintézishez a hidrogént szénhidrogének termikus krakkolása, vízgőz szénre vagy vasra gyakorolt hatására, alkoholok vízgőzzel történő lebontásával vagy víz elektrolízisével nyerik. Számos szabadalom érkezett az ammónia szintézisére, amelyek az eljárás körülményei között (hőmérséklet, nyomás, katalizátor) különböznek. Létezik egy ipari termelési módszer a szén termikus desztillációjával. F. Haber és K. Bosch nevéhez fűződik az ammóniaszintézis technológiai fejlődése.
| 4. táblázat: A VÍZ- ÉS AMMÓNIÁS KÖRNYEZETBEN A REAKCIÓK ÖSSZEHASONLÍTÁSA | |
| Vízi környezet | Ammónia környezet |
| Semlegesítés | |
| OH – + H 3 O + ® 2H 2 O | NH 2 – + NH 4 + ® 2NH 3 |
| Hidrolízis (protolízis) | |
| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl – | PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl – |
| Helyettesítés | |
| Zn + 2H 3 O + ® Zn 2+ + 2H 2 O + H 2 | Zn + 2NH4 + ® Zn 2+ + 2NH3 + H2 |
| Megoldás (komplexitás) | |
| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3+ + 6Cl – | Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl – |
| Amfoteritás | |
| Zn 2+ + 2OH – Zn(OH) 2 | Zn 2+ + 2NH 2 – Zn(NH 2) 2 |
| Zn(OH)2 + 2H3O + Zn2+ + 4H2O | Zn(NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2+ + 4NH 3 |
| Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2– | Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2– |
Az ammónia kémiai tulajdonságai.
A táblázatban említett reakciókon kívül. 4, az ammónia vízzel reagálva NH 3 N H 2 O vegyületet képez, amelyet gyakran tévesen NH 4 OH ammónium-hidroxidnak tekintenek; valójában az NH 4 OH létezése oldatban nem bizonyított. Az ammónia vizes oldata ("ammónia") túlnyomórészt NH 3 -ból, H 2 O-ból és kis koncentrációjú NH 4 + és OH - ionokból áll, amelyek a disszociáció során keletkeznek.
Az ammónia alapvető természetét a nitrogén:NH 3 magányos elektronpár jelenléte magyarázza. Ezért az NH 3 egy Lewis-bázis, amely a legmagasabb nukleofil aktivitással rendelkezik, amely protonnal vagy hidrogénatom magjával való asszociáció formájában nyilvánul meg:
Bármely ion vagy molekula, amely képes elfogadni egy elektronpárt (elektrofil vegyület), reakcióba lép az NH 3-mal, és koordinációs vegyületet képez. Például:
M szimbólum n A + egy átmeneti fémiont jelöl (a periódusos rendszer B-alcsoportja, pl. Cu 2+, Mn 2+ stb.). Bármely protikus (azaz H-tartalmú) sav reagál ammóniával vizes oldatban, és ammóniumsókat képez, mint például ammónium-nitrát NH 4 NO 3, ammónium-klorid NH 4 Cl, ammónium-szulfát (NH 4) 2 SO 4, foszfát-ammónium 4) 3 PO 4. Ezeket a sókat széles körben használják a mezőgazdaságban műtrágyaként a nitrogén talajba juttatására. Az ammónium-nitrátot olcsó robbanóanyagként is használják; először kőolajjal (dízelolajjal) használták. Az ammónia vizes oldatát közvetlenül a talajba vagy öntözővízzel történő bejuttatásra használják. Az ammóniából és szén-dioxidból szintézissel nyert karbamid NH 2 CONH 2 szintén műtrágya. Az ammóniagáz reakcióba lép fémekkel, például nátriummal és káliummal amidokat képezve:
Az ammónia hidridekkel és nitridekkel is amidokat képez:
Az alkálifém-amidok (például NaNH 2) hevítés közben reagálnak N 2 O-val, és azidokat képeznek:
A gáznemű NH 3 magas hőmérsékleten fémekké redukálja a nehézfém-oxidokat, nyilvánvalóan az ammónia N 2 -vé és H 2 -vé történő bomlása során keletkező hidrogén miatt:
Az NH 3 molekulában a hidrogénatomok helyettesíthetők halogénnel. A jód tömény NH 3 oldattal reagál, NI 3 tartalmú anyagok keverékét képezve. Ez az anyag nagyon instabil, és a legkisebb mechanikai behatásra is felrobban. Amikor az NH 3 reagál Cl 2-vel, NCl 3, NHCl 2 és NH 2 Cl klóraminok keletkeznek. Ha az ammóniát nátrium-hipoklorit NaOCl hatásának teszik ki (NaOH-ból és Cl 2 -ből képződik), a végtermék hidrazin:
Hidrazin.
A fenti reakciók N 2 H 4 P H 2 O összetételű hidrazin-monohidrát előállításának módszerei. A vízmentes hidrazint a monohidrát speciális desztillációjával BaO-val vagy más vízeltávolító anyagokkal állítják elő. A hidrazin tulajdonságai kissé hasonlóak a H 2 O 2 hidrogén-peroxidéhoz. A tiszta vízmentes hidrazin színtelen, higroszkópos folyadék, forráspontja 113,5 °C; jól oldódik vízben, gyenge bázist képez
Savas környezetben (H +) a hidrazin + X – típusú oldható hidrazóniumsókat képez. A hidrazin és egyes származékai (például a metil-hidrazin) oxigénnel való reakciójának könnyedsége lehetővé teszi, hogy folyékony rakéta-üzemanyagként használják fel. A hidrazin és származékai erősen mérgezőek.
Nitrogén-oxidok.
Az oxigénnel rendelkező vegyületekben a nitrogén minden oxidációs állapotot mutat, és oxidokat képez: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. A nitrogén-peroxidok (NO 3, NO 4) képződéséről kevés információ áll rendelkezésre.
2HNO2. A tiszta N 2 O 3 kék folyadék formájában nyerhető alacsony hőmérsékleten (-20
Szobahőmérsékleten az NO 2 egy sötétbarna gáz, amelynek mágneses tulajdonságai vannak a párosítatlan elektron jelenléte miatt. 0°C alatti hőmérsékleten az NO 2 molekula dinitrogén-tetroxiddá dimerizálódik, és –9,3°C-on teljes a dimerizáció: 2NO 2 N 2 O 4. Folyékony állapotban csak 1% NO 2 dimerizálatlan, és 100 °C-on 10% N 2 O 4 marad dimer formájában.
A NO 2 (vagy N 2 O 4) meleg vízben reagál salétromsavat képezve: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. A NO 2 technológia ezért nagyon fontos egy iparilag fontos termék – a salétromsav – előállításának közbenső szakaszaként.
Nitrogén-monoxid (V) N2O5( elavult
2MX + H 2 N 2 O 2. Az oldat elpárologtatása után fehér robbanóanyag keletkezik, amelynek szerkezete H–O–N=N–O–H.Salétromsav
A HNO 2 tiszta formában nem létezik, azonban kis koncentrációjú vizes oldatok keletkeznek úgy, hogy a bárium-nitrithez kénsavat adnak:
Salétromsav keletkezik akkor is, ha NO és NO 2 (vagy N 2 O 3) ekvimoláris keverékét vízben oldjuk. A salétromsav valamivel erősebb, mint az ecetsav. A benne lévő nitrogén oxidációs állapota +3 (szerkezete H–O–N=O), i.e. lehet oxidálószer és redukálószer is. Redukálószerek hatására általában NO-vá redukálódik, oxidálószerekkel kölcsönhatásba lépve pedig salétromsavvá oxidálódik.
Egyes anyagok, például fémek vagy jodidionok salétromsavban való oldódási sebessége a szennyeződésként jelenlévő salétromsav koncentrációjától függ. A salétromsav sói - nitritek - jól oldódnak vízben, kivéve az ezüst-nitrit. A NaNO 2-t festékek előállításához használják.
Salétromsav
A HNO 3 a fő vegyipar egyik legfontosabb szervetlen terméke. Számos más szervetlen és szerves anyag technológiájában használják, mint például robbanóanyagok, műtrágyák, polimerek és szálak, színezékek, gyógyszerek stb.
Irodalom:
Nitrogenist's Directory. M., 1969
Nekrasov B.V. Az általános kémia alapjai. M., 1973
Nitrogén rögzítési problémák. Szervetlen és fizikai kémia. M., 1982
NITROGÉN, N (francia Az), kémiai elem (Nitrogén - nitrumból, salétrom, „salétromképző”; németül - Stickstoff „fulladó gáz”, franciául - Azote, görögül α - negáció, ξωη - élet , élettelen); atomtömege 14,009, rendszáma 7.
Fizikai tulajdonságok. D tiszta nitrogén (D levegőnél = 1) 0,9674; de általában a levegőből származó nitrogénnel van dolgunk, amely 1,12% argont tartalmaz, az ilyen nitrogén D értéke 0,9721; 1 liter tiszta nitrogén tömege 0°C-on és 760 mm-en 1,2507 g, 1 liter „atmoszférikus” nitrogén tömege 1,2567 g. A nitrogén oldhatósága vízben kisebb, mint az oxigén oldhatósága. 1 liter víz 760 mm-en és 0 °C-on 23,5 cm 3 nitrogént (O 2 oldhatósága - 48,9 cm 3 ), 20 °C-on 15,4 cm 3 nitrogént (O 2 - 31,0 cm 3 oldhatósága) old. A frissen kalcinált faszén Dewar szerint 1 cm 3 -ben csak 15 cm 3 nitrogént vesz fel 0 °C-on -185 °C-on 155 cm 3 nitrogént (a mennyiségek 0 °C-on és 760 mm-en vannak feltüntetve). A kritikus hőmérséklet 33 atm kritikus nyomáson -147°C, vagy 25 m higanym, a forráspont 760 mm-en -195°,67±0°,05, az olvadáspont 88 mm±4-nél mm értéke -210° ,52±0°,2. A nitrogén tágulási együtthatója 1 atm nyomáson 0,003667; a fajhő 20 °C-on 0,249, a hőmérséklet-tartományban (0-1400) °C átlagosan 0,262; arány р/с η = 1,40, mint az O 2 -nél. A folyékony nitrogén színtelen, mozgékony, mint a víz, bár az utóbbinál könnyebb. Fajsúly forrásponton és 760 mm-en - 0,7914, -184 ° C-on - 0,7576, -195,5 ° C-on - 0,8103 és -205 ° C-on - 0,8537; fagyáspont közelében - 0,8792 (a számok az Ar-tartalomtól függően ingadoznak). A folyékony nitrogén fajhője -196°C és -208°C között - 0,430; 1 kg folyékony nitrogén párolgáshője -195°-os forrásponton.55 47.65 Cal. 1 liter folyékony nitrogénből párolgáskor atmoszférikus nyomáson és 0°C-on 14°C és 27°C-on 640, 670 és 700 liter gáznemű nitrogén képződik. A folyékony nitrogén nem mágneses és nem vezet elektromosságot.
Kémiai tulajdonságok A nitrogén mennyiségét nagymértékben meghatározza rendkívüli tehetetlensége rendes hőmérsékleti és nyomási körülmények között, amit az N 2 -molekulák stabilitása magyaráz. Csak a fém lítium egyesül a nitrogénnel alacsony hőmérsékleten, 69 000 cal-t szabadítva fel, és lítium-nitrid NLi 3 keletkezik. A Ba-nitrid 560 °C-on keletkezik, képlete Ba 3 N 2; más nitridekről. A nitrogén oxigénnel és hidrogénnel is csak magas hőmérsékleten egyesül, és az oxigénnel endoterm, a hidrogénnel pedig exoterm a reakció. A nitrogén vegyértékét az atomjának szerkezete határozza meg Bohr szerint. Azáltal, hogy mind az öt elektront eltávolítjuk a külső gyűrűből, a nitrogén öttöltésű pozitív ionná válik; Ha a felső gyűrűt három elektronnal töltjük fel nyolc határig, a nitrogénatom három töltésű elektronegatív ionként jelenik meg. Az ammóniumvegyületekben a nitrogén állapota könnyen tisztázható a komplex vegyületek elméletével. A nitrogén oxigénnel és halogénekkel számos vegyületet hoz létre (ez utóbbi vegyületek képződésük erős endoterm jellege miatt rendkívül robbanásveszélyesek). Hidrogénnel a nitrogén vegyületeket ad: ammóniát és sósavat. Ezenkívül a következők ismertek: nitrogénvegyület hidrogénnel - hidrazinnal és hidrogénnel és oxigénnel - hidroxil-amin.
Nitrogén alkalmazása. A nitrogéngázt inert gázként használják a gyógyászatban a tuberkulózis által érintett tüdőterületek immobilizálására (Pneumothorax műtét), hogy megvédjék a fémeket az aktív gázok kémiai hatásától, és általában olyan esetekben, amikor meg kell akadályozni a nemkívánatos hatásokat. kémiai reakció (pl. izzólámpák töltésére, nagy nyomású levegő által károsított autógumi gumiabroncsok felfújására, nitrogénnel töltött zárt edényekben elhelyezett értékes festmények színének megőrzésére, tűzveszély megelőzésére benzin átadásakor, ill. egyéb gyúlékony folyadékok stb.). De a nitrogén legfontosabb technikai felhasználása a szintetikus ammónia előállítása az elemekből.
A nitrogén tulajdonságainak és a szerves természet általános gazdaságában és az emberi társadalmi életben betöltött kivételes jelentőségének értékelésekor élesen meg kell különböztetni a szabad nitrogént és a kötött nitrogént, vagyis azt, amely már valamilyen más elemmel kémiai kombinációba került, ch. arr. oxigénnel, hidrogénnel és szénnel. A szabad nitrogén a földgömb felszínén uralkodó hőmérsékleti és nyomásviszonyok között rendkívül inert elem. Lavoisier klasszikus kísérletében az egér oxigénmentes levegőben, azaz szinte tiszta nitrogénben halt meg. Eközben a kötött nitrogén mintegy élethordozó, hiszen kivétel nélkül minden élőlény, legyen az növény vagy állat, szükségszerűen az ún. olyan fehérjeanyagok, amelyek kémiai összetételükben elkerülhetetlenül nitrogént tartalmaznak (a fehérjék legfeljebb 16% nitrogént tartalmaznak). A szabad nitrogénről a kötött nitrogénre és vissza történő átmenet folyamata a legnagyobb jelentőségű folyamat a természetben, és óriási probléma a mezőgazdaságban, és újabban az iparban. A szabad nitrogén a légkörben más gázokkal keverékben hatalmas mennyiségben van jelen, a teljes légkör térfogatának körülbelül 4/5-ét (75,51 tömeg%) teszi ki, és a földgömböt fokozatosan egyre ritkább légtakaróval vonja be. több tíz kilométeres magasságot elérve . A földfelszín egy hektárja annyi nitrogént tartalmaz, hogy ha kötött állapotban lenne, akkor 20 évre elegendő lenne az összes élő természet és az emberiség szükségleteinek ellátására (A. E. Moser). De a szabad nitrogén csak hatalmas erőfeszítéssel lehetséges. kénytelen más elemekkel kombinálni, és nem csak azokban az esetekben, amikor ez a kapcsolat endotermikusan jön létre (például a nitrogén oxigénvegyületeinek képződése során), hanem azokban az esetekben is, amikor a nitrogén és más elem kombinációját a energia felszabadulása és exoterm reakció (nitrogén és hidrogén kombinációja).
Csak kivételes esetekben, például lítiummal, a nitrogén kombinációja könnyen megy végbe normál hőmérsékleti és nyomási körülmények között. Ezért a természetben a rögzített nitrogén általános egyensúlyában ciklust kell megállapítanunk. A növények a rögzített nitrogént oldható sók formájában szívják fel a talajból, és fehérjéket állítanak elő; Az állatok anyagcseréjük során a felszívódott növényi táplálékból kész nitrogéntartalmú vegyületeket használnak fel, amelyek kötött nitrogénvegyületeket szabadítanak fel emésztetlenül, valamint a szervezetükben - az ürülékben és a vizeletben - a fehérje lebomlása során keletkező vegyületeket, végül pedig , halálukkor egész testükben hozzájárulnak a természetben lévő rögzített nitrogén általános egyensúlyához a talajban előforduló fehérje és egyéb nitrogéntartalmú anyagok további mineralizációs folyamataihoz. Ez utóbbi folyamatokban továbbra is óriási szerepe van a talaj mikroorganizmusainak, amelyek létfontosságú tevékenysége során a komplex nitrogéntartalmú szerves vegyületek a salétromsav legegyszerűbb sóivá alakulnak át, amelyek viszont az ammóniavegyületek oxidációja következtében keletkeznek. a talajban, mint a fehérjeanyagok és élelmiszerek bomlásának korábbi szakasza. Figyelembe véve a szabad nitrogén rendkívüli tehetetlenségét, amely nem képes önállóan vegyületté képződni, másrészt a nitrogéntartalmú vegyület elvesztését vagy mély nitrogénné való bomlását (például életfontosságú tevékenység következtében). denitrifikáló talajbaktériumok, szén, tűzifa és tőzeg égetésekor, amikor a nitrogéntartalmú vegyületeket az eső kimossa a talajból a folyókba, tengerekbe, amikor a nagyvárosok hulladékai a folyókba kerülnek stb.) - mindezek elkerülhetetlen következményét tekinthetjük a természetben megkötött nitrogén fokozatos elszegényedése és ennek eredményeként a szerves élet elpusztulása a földön, ha egyes folyamatok nem áramlanak be a kötött nitrogén körfolyamatának általános csatornájába, pótolva a kötött nitrogén jelzett veszteségét a természetben. Ilyen természetes kötött nitrogénforrás a természetben a csapadék, amely az elektromos kisülések során a légkörben képződő nitrogén-oxidokat juttat a talajba, amelyek bizonyos mennyiségű légköri nitrogént kényszerítenek az oxigénnel való egyesülésre (az esővíz kb. 0,00001% kötött nitrogént tartalmaz). Kiszámítható, hogy évente akár 400 millió tonna rögzített nitrogént juttatnak a földgömb talajába ilyen módon. Ezenkívül Berthelot meg tudta állapítani, hogy a talajban anélkül, hogy új nitrogénvegyület-tartalékokat vitt volna be, a nitrogéntartalom idővel növekszik bizonyos típusú baktériumok aktivitása miatt. Ezt követően ezeket a baktériumokat tiszta kultúrákban izolálták, nevezetesen: vajsavas fermentációs anaerob baktériumot (Clostridium pasteurianum) és aerob baktériumot (Azotobakter Winogradsky, amely 1 ha-onként évi 48 kg-mal gazdagítja a talajt). Ezeken a talajban szabadon élő baktériumokon kívül a hüvelyesek (Leguminosae) családjába tartozó egyes növények göbös növekedésében szimbiotikusan asszociált baktériumok (Bacillus radicicola) jelenlétét fedezték fel, amelyek szintén képesek a szabad légköri nitrogén asszimilálására és átvitelére. ezt az általuk megkötött nitrogént „gazdanövényükhöz”. Mint ismeretes, a hüvelyesek (csillagfürt, bükköny, szeradella stb.) ezt a tulajdonságát széles körben alkalmazzák a talaj nitrogéntartalmú anyagokkal való dúsítására, egyfajta talajtrágyázási módszer a későbbi kalászos növények számára szántott és lebontott területen. a korábban rajta termesztett talaj, trágyázószerek. A megkötött nitrogén természetben történő pótlásának ezek a természetes forrásai azonban semmilyen módon nem tudják kompenzálni annak elvesztését, különös tekintettel a kötött nitrogén óriási pazarlására az üzemanyagban lévő nitrogénvegyületek megsemmisítésének minden folyamatában, valamint nitrogéntartalmú robbanóanyagok használatakor. Figyelembe véve a világ lakosságának 1,6 milliárd főre becsült nitrogéntartalmú élelmiszer-szükségletét, valamint a világ népességének éves növekedését a csak statisztikai adatokkal rendelkező országokban, 4 millió. emberek vagy 400 millió évszázadonként, a természetben a rögzített nitrogénnek ezt a veszteségét igen jelentősnek kell tekinteni. William Crookes még 1898-ban megkongatta a vészharangot, megjósolva az emberiség éhínség miatti halálát a közeljövőben, amikor számításai szerint a földkerekség egyetlen gazdag chilei nitrát lelőhelye lesz – ez a kötött nitrogénforrás, amelyet Ch. arr. a mezőgazdaság sürgős nitrogénműtrágya-szükségletét kellett volna kielégíteni, de ehelyett katonai célokra pazarolták, mivel a legtöbb robbanóanyag a chilei nitrátból nyert salétromsav hatására keletkezett. Valóban, bár Crookes némileg alábecsülte a chilei salétromkészleteket, a legújabb geológiai számítások szerint még ha csak a chilei salétrom háború előtti termelési arányát vesszük is (2 750 000 tonna salétrom, amely 400 000 tonna kötött nitrogént tartalmaz), a tartalékok (600 millió tonna salétrom, amely 30 millió tonna kötött nitrogént tartalmaz) nem tarthatnak fenn 150-200 évnél tovább (lásd Nitre). A chilei salétrom készletei azonban korántsem az egyetlen forrás, ahonnan az emberiség pótolja a táplálkozásához és az iparához szükséges rögzített nitrogént. A Római Nemzetközi Mezőgazdasági Intézet szerint a világ összes országának betakarítására vonatkozó információk alapján számítva a világ 1924. évi rögzített nitrogénfogyasztását körülbelül 7 000 000 tonna rögzített nitrogén mennyisége határozza meg; Ebből az ember a kötött nitrogénnek csak körülbelül 1/6-át, azaz körülbelül 1 200 000 tonna kötött nitrogént tudta előállítani és visszaadni a természetbe. A chilei salétrom részesedése ebben a mennyiségben 1924-ben mindössze 420 000 tonnát tett ki. A fennmaradó mennyiségű kötött nitrogén nagyrészt a természetben található rögzített nitrogén azonos természeti erőforrásainak köszönhetően került be a természet általános gazdaságába, mint a salétrom, amely azonban emberi szükségletet igényel. némi feldolgozás. A rögzített nitrogén ilyen természeti erőforrásai közé tartoznak a világ szén- és tőzegkészletei. A kőszén még gyenge minőségben is 0,5-2% kötött nitrogént tartalmaz. Ugyanazok a fajták, amelyeket koksz és gyújtógáz előállítására használnak, általában 1,2-1,9%, átlagosan 1,3% kötött nitrogént tartalmaznak. A modern geológiai adatok szerint a világ kőszénkészletét hozzávetőlegesen 8000 milliárd tonnára kell becsülni. Ha a szén kötött nitrogéntartalmát 1%-nak tekintjük, megkapjuk a kötött nitrogéntartalmat a világ készletében. 80 milliárd tonna kőszén, azaz 2000-szer több, mint a chilei salétromtartalékok rögzített nitrogéntartalma. Ezzel a mennyiséggel 6000 évre lehetne kielégíteni az emberiség kötött nitrogénszükségletét, ha szén felhasználásával a benne lévő összes fix nitrogént hasznosítani lehetne. A háború előtti kőszén éves termelése 1350 millió tonna volt, 17 millió tonnás fix nitrogéntartalommal (1,3%) (ez 85 millió tonna ammónium-nitrátnak felel meg, több mint 25 milliárd frank értékben). A megkötött nitrogén szinte teljes mennyisége azonban szabad nitrogénként szabad nitrogénként került a levegőbe a gyárak kemencéiben, gőzmozdonyokban, házikemencékben stb. a nitrogéniparban, és a szulfát-ammónium előállítását szolgálta, amely a nitrát mellett továbbra is a mesterséges nitrogénműtrágyák (Matignon) legjelentősebb erőforrása. Átlagosan 12 kg ammónium-szulfátot nyernek ki tonnánként a kokszosításnak vagy gázosításnak alávetett szénből A tőzegből származó kötött nitrogén hasznosítása még nem meghatározó tényező a kötött nitrogén gazdaságosságában. Hogy. a kőszénkátrány nitrogén használata csak részben mérsékli a mezőgazdasági és ipari célú rögzített nitrogénhiány súlyosságát, de egyáltalán nem jelent megoldást a nitrogénprobléma egészére. A probléma végső megoldását a tudomány és a technika hozta meg, ch. arr. század folyamán a légköri nitrogén technikai eszközökkel történő rögzítését végezve. Ezt a rögzítést főként három fő módszerrel hajtják végre: 1) nitrogén égetésével a levegőből feszültségív hatására, nitrogén-oxidokat és salétromsavat termelve; ez a módszer az N 2 + O 2 vegyület reakciójának endoterm jellege miatt jelentős hőmennyiséget, nagy feszültséget igényel, és csak akkor jövedelmező, ha olcsó vízi energia áll rendelkezésre; 2) elektromos kemencében magas hőmérsékleten nitrogént adva a kalcium-karbidhoz, kalcium-cianamidot képezve; ez utóbbit vagy közvetlenül műtrágyázási célokra használják fel, vagy víz hatására ammóniát képez, amelyet ammónium-szulfáttá vagy ammónium-nitráttá semlegesítenek; 3) a légköri nitrogén és a hidrogén közvetlen kombinálásával szintetikus ammóniát képezve; ez a módszer (Haber-Bosch) kétségtelenül a kémiai technológia legnagyobb vívmánya a XX. század elmúlt felében. és a tudomány és a technika egyik legnagyobb vívmánya az emberiség történetében.
Annak ellenére, hogy a terméshozam növeléséhez más műtrágyák - foszfor és kálium - hozzáadása is szükséges a talajhoz, mégis a nitrogén műtrágyák játsszák a meghatározó szerepet az agrárgazdaságban. Ha például a hús 0,4% foszforsav-anhidridet és kálium-oxidot tartalmaz, akkor ugyanabban a termékben a kötött nitrogén mennyisége eléri a 3%-ot, azaz a húsban lévő kötött nitrogén 30 órán át csak 4 óra 2 O 6 és K 2 O. Ugyanakkor e három műtrágya ára 1913-ban, normál, viszonylag, háború előtti körülmények között, a következő számadatokban volt kifejezve: 1 kg kötött nitrogénre - 1,5 frank, ill. 1 kg K 2 O vagy P 2 O 5 - egyenként 0,4 frank. mindegyikre. Hogy. Feltételezhetjük, hogy a nitrogén-műtrágyák 32-szer jelentősebb gazdasági hatást fejtenek ki a másik két műtrágya-osztály hatásához képest. Hogy mennyire jelentős a nitrogénműtrágyák szerepe, az jól látszik abból, hogy a mesterséges nitrogén műtrágyák talajba juttatása egyéb feltételek mellett 1 tonna kijuttatott fix nitrogénre vetítve termésnövekedést okoz: a gabonakenyérnél 20 tonna, a burgonyánál - 200 tonna és a céklánál - 300 tonna A mezőgazdaságba bevezetett nitrogéntartalmú műtrágyák szerepének számszerűsítéséhez legalább közelítőleg ki kell számítani a bolygónk szerves életében részt vevő fix nitrogén teljes globális tőkéjét. A földgömb 135 000 000 km 2 szárazföldi felületével és 0,4 m vastag szántóréteggel a Föld teljes termékeny talajának teljes tőkéjét 54 milliárd tonnára becsülhetjük (a talajsűrűséget egynek tekintve). a talaj rögzített nitrogéntartalma nem haladja meg a 0,1%-ot. A teljes számítást 3/4-re redukálva a sivatagok, gleccserek, sziklák és egyéb, nitrogént nem tartalmazó, terméketlen talajok figyelembevételével, az egész földgömb talajában lévő fix nitrogén össztonnáját megközelítőleg 40 milliárd tonnára becsülhetjük, azaz kb. az összes készlet fele a szénben fixált nitrogént tartalmaz, amelynek hasznosítása csak nagyon korlátozott mértékben lehetséges.
A világ mezőgazdaságának nitrogén-műtrágyák iránti igényét a következő számadatok jellemzik (Partington, The Nitrogen Industry):
A chilei salétrom fogyasztása a háború éveiben nem túl jelzésértékű, mert befolyásolták a blokád tényezői, a nehézkes szállítás stb.
A világ fix nitrogén termelése elérte az évi 1 200 000 tonnát, ebből: körülbelül 30% - 360 000 tonna a kokszolás és szénből történő elgázosítás során szabadult fel, körülbelül 35% - 420 000 tonna chilei nitrát formájában, körülbelül 35% - 000 000 tonna. légköri nitrogén rögzítésével állították elő. Az utóbbi években ez az arány némileg módosult abban az értelemben, hogy a szénnitrogén hasznosításának csökkenése (kb. 30%) a nitráttermelés növekedése (akár 36,5%-ra) nőtt.
A légköri nitrogén rögzítésével előállított fix nitrogén 60%-ának viszont kell lennie. a szintetikus ammóniának, 30%-a a ciánamidnak és csak 10%-a a norvég szintetikus nitrátnak tulajdonítható. A nitrogénipar különösen gyors fejlődése Németországban figyelhető meg, amelyet a következő számok jellemeznek: Németországban összesen nitrogéntermékeket gyártottak: 1915-ben - 64 000 tonna kötött nitrogén, 1919-ben - 132 000 tonna, 1920-ban - 1900 t, , 1922-ben - 238 000 tonna (ezek a mennyiségek nem tartalmazzák az importált chilei salétromot). A következő diagram világosan bemutatja, hogy a bányászat és a nitrogénfeldolgozó ipar 1925-ben mennyire volt elégedett a fix nitrogén iránti világkereslettel.
A kitermelt fix nitrogén teljes mennyiségének 83%-át (kb. 1 000 000 tonna) műtrágyaként használták fel, aminek eredményeként a mezőgazdasági termékek 20 000 000 tonna (1,2 milliárd pud) búzával egyenértékű növekedést mutattak, vagyis majdnem kétszer annyit, mint az egész éves. Oroszország gabonaexportja a háború előtti években. A szintetikus nitrogénipar fejlődését a következő ábrák szemléltetik:
Az egyes országokban a rögzített nitrogénvegyületeket előállító üzemek világtermelő kapacitása 1925-ben a következőképpen oszlik meg (tonnában):
Hogy. A következő országok vesznek részt a légköri nitrogén ilyen vagy olyan módszerrel történő technikai rögzítésében: Németország - 60%, Franciaország - 14%, Anglia - 2,5%, Olaszország - 4,3%, Japán - 1,9% és az USA - 18%. De a szintetikus nitrogénipar rendkívül gyorsan növekszik. Az építkezések egy része már most befejeződik, egy részük pedig üzemel, új telepítések egész sora. Amikor ezek mind működni kezdenek, a szintetikus rögzített nitrogén össztermelése még nagyobb lesz.
A légköri nitrogén rögzítésére szolgáló valamennyi szintetikus módszer túlnyomó jelentőségét és legnagyobb kilátásait a szintetikus ammónia előállításának módszereiként kell elismerni. A légköri nitrogén rögzítésének ezen módszerének fő előnye a nagyon jelentéktelen energiafelhasználás az előállításához, mivel az energiát a folyamat exoterm jellege miatt fel kell venni. Magának a reakcióhőnek ésszerű felhasználásával kizárólag gázok 200 atm vagy annál nagyobb nyomásra történő sűrítésére fordítják. Parsons (Journal of Ind. a. Eng. Chem., v. 9, p. 839, 1917) érdekes számítást ad a rögzített nitrogén tonnájára eső energiáról, különböző módszerekkel:
A szintetikus ammóniaipar jelenlegi állapotát (1925-ben) a következő adatok jellemzik:
Hogy. Az összes szintetikus ammónia 93%-át Németországban állítják elő. Amikor az összes légköri nitrogénmegkötő berendezés elkészül, a szintetikus ammónia mennyisége megközelítőleg egyenlő lesz, egy tonna rögzített nitrogénre vonatkoztatva:
Általánosságban elmondható, hogy a légköri nitrogén mindenféle technikai rögzítése (ammónia, íveljárás és ciánamid módszer) a fent jelzettnél valószínűleg valamivel kisebb éves termelést eredményez, nevezetesen:
1924-ben a Szovjetunió körülbelül 7400 tonna tömény ammónia vizet állított elő, amely körülbelül 400 tonna kötött nitrogént tartalmazott, emellett jelentős mennyiségű chilei salétromot importáltak, amely 1700 tonna kötött nitrogént tartalmazott. A következő ábrákból képet kaphat a Szovjetunió igényeiről. A háború alatt Oroszország körülbelül 330 000 tonna salétromot és 48 000 tonna kötött nitrogént költött robbanóanyagok gyártására. A cukorrépa-növények, gyapot és egyéb ipari üzemek nitrogéntartalmú műtrágyaszükségletét több tízezer tonnára becsülik, a paraszti gazdálkodás műtrágyaszükségletét pedig sok százezer tonna kötött nitrogén. A műtrágya hiánya gyenge termést okoz a Szovjetunióban, átlagosan 6,5 centner kenyér és 98 centner cékla 1 hektáronként, szemben a nitrogént és más műtrágyát használó nyugat-európai országok 24,5 centner kenyérrel és 327,5 centner céklával. (Moser). Jelenleg a Szovjetunióban határozott intézkedéseket hoznak a nitrogénipar fejlesztésének biztosítására. Cm.
A NITROGEN, N (lat. Nitrogénium * a. nitrogén; n. Stickstoff; f. azote, nitrogén; i. nitrogén), a Mengyelejev-periódusos rendszer V. csoportjába tartozó kémiai elem, 7-es rendszám, 14,0067 atomtömeg. D. Rutherford angol felfedező fedezte fel 1772-ben.
A nitrogén tulajdonságai
Normál körülmények között a nitrogén színtelen és szagtalan gáz. A természetes nitrogén két stabil izotópból áll: 14 N (99,635%) és 15 N (0,365%). A nitrogénmolekula kétatomos; az atomokat kovalens hármas kötéssel NN köti össze. A nitrogénmolekula különböző módszerekkel meghatározott átmérője 3,15-3,53 A. A nitrogénmolekula nagyon stabil - a disszociációs energia 942,9 kJ/mol.
Molekuláris nitrogén
Molekuláris nitrogénállandók: f olvadáspont - 209,86 °C, f forráspont - 195,8 °C; A gáznemű nitrogén sűrűsége 1,25 kg/m3, a folyékony nitrogéné - 808 kg/m3.
A nitrogén jellemzői
Szilárd állapotban a nitrogén két változatban létezik: 1026,5 kg/m 3 sűrűségű köbös a-formában és 879,2 kg/m 3 sűrűségű hatszögletű b-formában. Olvadási hő 25,5 kJ/kg, párolgási hő 200 kJ/kg. A folyékony nitrogén felületi feszültsége levegővel érintkezve 8,5,10 -3 N/m; dielektromos állandó 1,000538. A nitrogén oldhatósága vízben (cm 3 100 ml vízben): 2,33 (0 °C), 1,42 (25 °C) és 1,32 (60 °C). A nitrogénatom külső elektronhéja 5 elektronból áll. A nitrogén oxidációs foka 5-től (N 2 O 5-ben) -3-ig (NH 3-ban) változik.
Nitrogén vegyület
Normál körülmények között a nitrogén reakcióba léphet átmenetifém-vegyületekkel (Ti, V, Mo stb.), komplexeket képezve vagy redukálva ammóniát és hidrazint. A nitrogén reakcióba lép az aktív fémekkel, például viszonylag alacsony hőmérsékletre hevítve. A nitrogén a legtöbb más elemmel reagál magas hőmérsékleten és katalizátorok jelenlétében. Az N 2 O, NO, N 2 O 5 tartalmú nitrogénvegyületeket jól tanulmányozták. A nitrogén csak magas hőmérsékleten és katalizátorok jelenlétében kapcsolódik C-hoz; így ammónia NH 3 keletkezik. A nitrogén nem lép közvetlenül kölcsönhatásba halogénekkel; ezért az összes nitrogén-halogenid csak közvetve nyerhető, például az NF 3 nitrogén-fluorid - ammóniával való kölcsönhatás révén. A nitrogén sem kapcsolódik közvetlenül a kénhez. Amikor a forró víz nitrogénnel reagál, cianogén (CN) 2 képződik. A közönséges nitrogén elektromos kisülések hatására, valamint a levegőben történő elektromos kisülések során aktív nitrogén képződhet, amely nitrogénmolekulák és atomok keveréke, megnövekedett energiatartalékkal. Az aktív nitrogén nagyon energikus kölcsönhatásba lép oxigénnel, hidrogénnel, gőzzel és néhány fémmel.
A nitrogén az egyik leggyakoribb elem a Földön, és nagy része (kb. 4,10 15 tonna) szabad állapotban koncentrálódik. Évente a vulkáni tevékenység 2,10 6 tonna nitrogént bocsát ki a légkörbe. A nitrogén kis része koncentrálódik (átlagos tartalom a litoszférában 1,9,10 -3%). A természetes nitrogénvegyületek az ammónium-klorid és a különféle nitrátok (só. A nitrogén-nitridek csak magas hőmérsékleten és nyomáson képződhetnek, ami a jelek szerint a Föld fejlődésének legkorábbi szakaszában így volt. A salétrom nagy felhalmozódása csak száraz sivatagi éghajlaton található ( stb.). Kis mennyiségű rögzített nitrogén található (1-2,5%) és (0,02-1,5%), valamint a folyók, tengerek és óceánok vizeiben. A nitrogén a talajban (0,1%) és az élő szervezetekben (0,3%) halmozódik fel. A nitrogén a fehérjemolekulák és számos természetes szerves vegyület része.
Nitrogén körforgás a természetben
A természetben létezik egy nitrogénciklus, amely magában foglalja a molekuláris légköri nitrogén ciklusát a bioszférában, a kémiailag kötött nitrogén körforgását a légkörben, a felületi nitrogén körforgását a litoszférában szerves anyagokkal eltemetve, és visszakerül a légkörbe. . Az ipari nitrogént korábban teljes egészében természetes salétromlelőhelyekből vonták ki, amelyek száma nagyon korlátozott a világon. Chilében különösen nagy nitrogénlerakódások találhatók nátrium-nitrát formájában; a salétromtermelés egyes években több mint 3 millió tonnát tett ki.
Nitrogén (általános információ)
Nitrogén
Rövid információ
A nitrogén a Mengyelejev D. I. kémiai elemeinek periódusos rendszere második periódusának 15. csoportjának eleme, 7-es rendszámmal.
Általános információk a nitrogénről
A nitrogén a leggyakoribb gáz a Föld légkörében. Más szóval, a körülöttünk lévő levegő háromnegyede nitrogénből áll, nem oxigénből. Mengyelejev kémiai elemek periódusos rendszerében a nitrogént az N szimbólum jelöli (a latin Nitrogenium szóból), atomszáma 7, és a 15. csoportban található. Normál körülmények között a nitrogén kétatomos és nagyon inert gáz. Nincs színe, íze, szaga, ezért ember számára nem érzékelhető. Nitrogéngáz képlete N2; Ebben a molekuláris állapotban tölti ki bolygónk légkörének háromnegyedét.
A felfedezés története
A 18. század végén több tudós közel került egy új kémiai elem felfedezéséhez, amelynek tulajdonságait a tudomány még nem vizsgálta. Így Henry Cavendish 1772-ben a következő kísérletet hajtotta végre: ismételten levegőt engedett át forró szénen, lúgos oldattal kezelte a szenet, és végül megkapta az új anyag maradékát. A vegyész ezt a maradékot „fullasztó levegőnek” nevezte. Cavendish valóban kapott nitrogént, egy új kémiai elemet, de nem tudta kitalálni. Ugyanebben az évben Cavendish barátja, Priestley professzor folytatta a kísérleteket „fullasztó levegő” előállítására. Kísérletei során többször is nitrogénhez jutott, de tévesen azt feltételezte, hogy ez a gáz oxigén. Ezért a két tudós egyike sem tekinthető a nitrogén felfedezőjének.
Ezekkel a kísérletekkel párhuzamosan Daniel Rutherford saját kísérleteit is elvégezte ugyanabban az 1772-ben. Ő volt az, aki mesterdolgozatában helyesen írta le a nitrogén alapvető tulajdonságait. Különösen az a tény, hogy nem alkalmas légzésre, nem lép reakcióba lúgokkal és nem támogatja az égési folyamatot. Leggyakrabban Rutherfordot a nitrogén felfedezőjének nevezik.
A nitrogén tulajdonságai
A nitrogén fizikai tulajdonságai normál körülmények között színtelen, szagtalan, emberi érzékszervileg nem érzékelhető gázként jellemzik. A nitrogén vízben gyengén oldódik, sűrűsége 1,2506 kg/m3. Folyékony állapotban a nitrogén színtelen és mozgékony folyadék, vizuálisan hasonlít a vízhez. Forr –195,8 °C-on. A folyékony nitrogén sűrűsége 808 kg/m3-re csökken. –209,86 °C-on a nitrogén szilárd halmazállapotú aggregációvá alakul, nagy méretű fényes fehér kristályok formájában.
A nitrogén szabad állapota egy kétatomos N2-molekula, amelyben a molekulák között hármas kötés van. Ez a kötés rendkívül erőssé teszi a nitrogénmolekulát, és normál körülmények között gyakorlatilag nem megy végbe a molekulák disszociációja. Ennek eredményeként a nitrogén nagyon inert gáz: gyakorlatilag nem lép kémiai reakcióba más anyagokkal, és normál körülmények között szabad állapotban van. Az intermolekuláris kölcsönhatás erői rendkívül gyengék, ezért normál körülmények között a nitrogén gáz, és nem folyékony vagy szilárd.
Érdekes tények a nitrogénről
A nitrogén név, ami azt jelenti, hogy „élettől megfosztott”, Antoine Lavoisier könnyű kezével jelent meg a 18. század végén, amikor kísérletileg megállapították, hogy a nitrogén nem képes fenntartani a légzést és az égést. Ma már tudjuk, hogy bár név szerint "élettelen", a nitrogén rendkívül fontos minden élőlény életének fenntartásához. A nitrogén „nitrogénium” latin elnevezését „sópet-adó”-nak fordítják, és emlékeztet ennek az elemnek az iparban betöltött kritikus fontosságára.
Minden élő szervezet nem képes felvenni a nitrogént tiszta formájában. A szükséges mennyiséget fehérjetartalmú élelmiszerekkel szívjuk fel. Amikor az ember lélegzik, belélegzi a levegőben lévő nitrogént. A tüdő semmilyen módon nem szívja fel (ellentétben az oxigénnel), így kilégzésünk főleg nitrogént tartalmaz. Meglepő módon éppen a légkörben lévő nitrogénbőség az, ami segít abban, hogy ne fogyasszunk el olyan mennyiségben oxigént, amely végzetes az emberi szervezetre nézve.
A sci-fi egyik gyakori története az élőlények nitrogénnel való lefagyasztásáról szól, hogy megőrizzék őket a jövő generációi számára. A valóságban a modern tudósok ezt nem tudják megtenni, mivel a folyékony nitrogénnel való fagyasztás lassan megy végbe, és a test meghal, mielőtt ideje lenne „helyesen megfagyni”.
Nitrogén alkalmazása
A nitrogén ipari termelésben való felhasználását nagy inert tulajdonságai határozzák meg. A folyékony nitrogént ipari hűtőközegként használják. A gáz halmazállapotú nitrogént antioxidánsként használják. Mivel a tiszta gáz-halmazállapotú nitrogén helyettesítheti a levegőt (amely oxidálószerként oxigént tartalmaz), az üregeket nitrogénnel öblítik ki az elektromos iparban és a gépészetben. Tartályok és csővezetékek öblítésére, valamint a tartályon belüli nagy nyomású működésük szabályozására szolgál.
A nitrogén a fontos nitrogéntartalmú vegyületek szintézisének alapanyaga. Ide tartoznak a nitrogén-műtrágyák, amelyek a foszfor- és káliumműtrágyákkal együtt nélkülözhetetlenek a növénytermesztésben. A nitrogén az ammónia egyik összetevője, amelyet hűtőberendezésekben, ipari oldószerként, gyógyászatban használnak, és általában fontos vegyi alapanyag. A legtöbb robbanóanyag gyártása a bolygón az oxigén és a nitrogén kémiai tulajdonságain alapul.
A nitrogén az élelmiszeriparban is megtalálható élelmiszer-adalékanyagként E941. Nitrogéngáz szükséges a repülőgép futóművei gumiabroncsainak feltöltéséhez. Manapság divattá vált a gumiabroncsok nitrogénnel való feltöltése az autók szerelmesei körében, bár az ilyen használat hatékonyságáról még nem áll rendelkezésre tudományos bizonyíték. A nitrogén és más gázok széles körben alkalmazhatók az orvostudományban: mind új gyógyszerek és technikák létrehozásában, mind pedig a nagy pontosságú orvosi berendezések gyártásában.
Ukrajna vezető gázszállítója ma a DP Air Gas.
A nitrogén (lat. Nitrogenium) a Mengyelejev-féle periodikus rendszer 15. csoportjának (a régi számozásban V. csoport) kémiai eleme; atomszáma 7, atomtömege 14,0067.
Színtelen gáz, íztelen és szagtalan. Az egyik leggyakoribb elem, a Föld légkörének fő alkotóeleme (4 × 10 15 tonna).
Nitrogén körforgás a természetben.
Az NH 3 ammónia molekula szerkezete.
Az ammónia szintézise óriási szintézis oszlopokban történik, amelyekbe kompresszor segítségével hidrogén és nitrogén keverékét vezetik be. A reakció 300 atm nyomáson és körülbelül 500 °C hőmérsékleten megy végbe katalizátor jelenlétében. A keletkező ammónia NH3 folyadékká alakul (kondenzálódik) a hűtőszekrényben. A folyékony ammóniát eltávolítják a rendszerből, és az el nem reagált gázok a keringtető szivattyúba jutnak, amely visszavezeti őket a szintézisoszlopba.
A „nitrogén” szó, amelyet A. Lavoisier francia kémikus javasolt a 18. század végén, görög eredetű. A „nitrogén” jelentése „élettelen” (az „a” előtag tagadás, a „zoe” az „élet”). Lavoisier pontosan ezt gondolta. Pontosan ezt hitték kortársai, köztük a skót kémikus és orvos, D. Rutherford, aki valamivel korábban izolálta a nitrogént a levegőből, mint híres kollégái - a svéd K. Sheeleu, a brit D. Priestley és G. Cavendig. Rutherford 1772-ben disszertációt adott ki az úgynevezett „mefitikus”, azaz alsóbbrendű levegőről, amely nem támogatja az égést és a légzést.
Az új gáz "nitrogén" elnevezése elég pontosnak tűnt. De ez igaz?
A nitrogén az oxigénnel ellentétben nem támogatja a légzést és az égést. Az ember azonban nem tud állandóan tiszta oxigént lélegezni. Még a betegek is csak rövid ideig kapnak tiszta oxigént. Nyilvánvaló, hogy ez nem csak egy semleges oxigén hígító. Ez a nitrogén és oxigén keveréke, amely a leginkább elfogadható a légzéshez bolygónk legtöbb lakója számára.
Igazságos-e ezt az elemet élettelennek nevezni? Mivel táplálkoznak a növények ásványi műtrágyák hozzáadásakor? Mindenekelőtt a nitrogén-, kálium- és foszforvegyületek. A nitrogén számtalan szerves vegyület része, köztük olyan létfontosságúak, mint a fehérjék és az aminosavak.
Ennek a gáznak a viszonylagos tehetetlensége rendkívül hasznos az emberiség számára. Ha hajlamosabb lenne a kémiai reakciókra, a Föld légköre nem létezhetne abban a formában, ahogyan létezik. Egy erős oxidálószer, az oxigén reakcióba lép a nitrogénnel, és mérgező nitrogén-oxidokat képez. De ha a nitrogén valóban inert gáz lenne, mint például a hélium, akkor sem a kémiai termelés, sem a mindenható mikroorganizmusok nem lennének képesek megkötni a légköri nitrogént és kielégíteni minden élőlény kötött nitrogén iránti igényét. Nem lenne sok anyag előállításához szükséges ammónia, salétromsav, és nem lennének fontos műtrágyák. Nem lenne élet a Földön, mert a nitrogén minden élőlény része. A nitrogén az emberi test tömegének körülbelül 3% -át teszi ki.
Az elemi, nem rögzített nitrogént meglehetősen széles körben használják. Ez a gázok közül a legolcsóbb, közönséges körülmények között kémiailag semleges, ezért a kohászat és a nagykémia azon folyamataiban, ahol meg kell védeni a hatóanyagot vagy az olvadt fémet a légköri oxigénnel való kölcsönhatástól, tisztán nitrogénvédő atmoszféra jön létre. A könnyen oxidáló anyagokat laboratóriumokban nitrogénvédelem alatt tárolják. A kohászatban egyes fémek és ötvözetek felületét nitrogénnel telítik, hogy nagyobb keménységet és kopásállóságot biztosítsanak. Például az acél és titánötvözetek nitridálása széles körben ismert.
A hűtőberendezésekben folyékony nitrogént (a nitrogén olvadáspontja és forráspontja: –210 °C és –196 °C) használnak.
A nitrogén alacsony kémiai aktivitását elsősorban molekulájának szerkezete magyarázza. Mint a legtöbb gáz (az inert gázok kivételével), a nitrogénmolekula két atomból áll. Az egyes atomok külső héjából három vegyértékelektron vesz részt a köztük lévő kötés kialakításában. A nitrogénmolekula elpusztításához nagyon nagy energiát kell elkölteni - 954,6 kJ/mol. A molekula megsemmisülése nélkül a nitrogén nem lép kémiai kötésbe. Normál körülmények között csak a lítium képes reagálni vele, így Li 3 N nitrid keletkezik.
Az atomi nitrogén sokkal aktívabb. Normál hőmérsékleten kénnel, foszforral, arzénnel és néhány fémmel, például higannyal reagál. De nehéz nitrogént egyedi atomok formájában előállítani. Még 3000 °C-on sem észlelhető a nitrogénmolekulák atomokra bomlása.
A nitrogénvegyületek nagy jelentőséggel bírnak mind a tudomány, mind számos iparág számára. A rögzített nitrogén megszerzéséhez az emberiség hatalmas energiaköltségeket áldoz.
A nitrogénkötés fő módszere ipari körülmények között továbbra is az ammónia NH 3 szintézise (lásd Kémiai szintézis). Az ammónia a vegyipar egyik legnépszerűbb terméke, globális termelése több mint 70 millió tonna évente. A folyamat 400–600 °C hőmérsékleten és több millió pascal (több száz atm) nyomáson megy végbe katalizátorok, például szivacsvas jelenlétében, kálium-oxid és alumínium-oxid hozzáadásával. Magát az ammóniát korlátozott mértékben és általában vizes oldatok formájában használják (ammóniás víz - folyékony műtrágyaként, ammónia - a gyógyászatban). De az ammónia, ellentétben a légköri nitrogénnel, meglehetősen könnyen belép az addíciós és helyettesítési reakciókba. És könnyebben oxidálódik, mint a nitrogén. Ezért a legtöbb nitrogéntartalmú anyag előállításához az ammónia lett a kiindulási termék.
A nitrogén oxigénnel történő közvetlen oxidációja nagyon magas hőmérsékletet (4000 °C) vagy más nagyon aktív módszert igényel az erős nitrogénmolekulák befolyásolására - elektromos kisülés, ionizáló sugárzás. Öt nitrogén-oxid ismert: N 2 O - nitrogén-oxid (I), NO - nitrogén-oxid (II), N 2 O 3 - nitrogén-oxid (III), NO 2 - nitrogén-oxid (IV), N 2 O 5 - nitrogén-monoxid oxid (V).
A HNO 3 salétromsavat széles körben használják az iparban, amely egyszerre erős sav és aktív oxidálószer. Az arany és a platina kivételével minden fémet képes feloldani. A kémikusok legalább a 13. század óta ismerik a salétromsavat, az ókori alkimisták is használták. A salétromsavat rendkívül széles körben használják nitrovegyületek előállítására. Ez a fő nitrálószer, amelynek segítségével a NO 2 nitrocsoportok bekerülnek a szerves vegyületek összetételébe. És amikor három ilyen csoport jelenik meg, például egy C 6 H 5 CH 3 toluol molekulában, akkor egy közönséges szerves oldószer robbanóanyaggá válik - trinitrotoluol, más néven TNT vagy tol. A glicerin a nitrálás után veszélyes robbanóanyaggá - nitroglicerinné - válik.
A salétromsav nem kevésbé fontos az ásványi műtrágyák gyártásában. A salétromsav sókat - nitrátokat, elsősorban nátrium-, kálium- és ammónium-nitrátokat, főként nitrogénműtrágyákként használják. De amint azt D. N. Pryanishnikov akadémikus megállapította, egy növény, ha lehetőséget kap a választásra, az ammónia-nitrogént részesíti előnyben, mint a nitrát-nitrogént.
Egy másik nitrogénsav - a gyenge nitrogéntartalmú HNO 2 - sóit nitriteknek nevezik, és meglehetősen széles körben használják a vegyiparban és más iparágakban is.
A tudósok régóta törekednek arra, hogy alacsony hőmérsékleten és nyomáson minimális energiaköltséggel állítsanak elő nitrogénvegyületeket. Azt az elképzelést, hogy egyes mikroorganizmusok képesek megkötni a levegő nitrogénjét, először P. Kossovich orosz fizikus fogalmazta meg a 19. század végén, és az első nitrogénmegkötő baktériumot egy másik honfitársunk, S. N. Vinogradszkij biokémikus izolálta ben a talajból. az 1890-es évek. De csak a közelmúltban vált többé-kevésbé világossá a baktériumok nitrogénmegkötésének mechanizmusa. A baktériumok a nitrogént metabolizálják, ammóniává alakítják, ami aztán nagyon gyorsan aminosavakká és fehérjékké alakul. A folyamat enzimek részvételével megy végbe.
Több ország laboratóriumában (a Szovjetunióban a 60-as évek elején) olyan komplex vegyületeket kaptak, amelyek képesek voltak a légköri nitrogén megkötésére. Ebben az esetben a fő szerepet a molibdént, vasat és magnéziumot tartalmazó komplexek kapják. Alapvetően ennek a folyamatnak a mechanizmusát már tanulmányozták és fejlesztették.
Előző cikk: Mekkora a fénysebesség Következő cikk: Harmonikus rezgések Az oszcillációs frekvencia fizikai képlete