Carl Scheele, švédský chemik, a Daniel Rutherford, skotský botanik, objevili dusík odděleně v roce 1772. Reverend Cavendish a Lavoisier také nezávisle získali dusík přibližně ve stejnou dobu. Dusík byl poprvé rozpoznán jako prvek Lavoisierem, který jej pojmenoval „azo“, což znamená „neživý“. Chaptal pojmenoval prvek dusík v roce 1790. Název je odvozen z řeckého slova „nitre“ (dusičnan obsahující dusík v dusičnanech)
Výrobci výroby dusíku – Čína a dodavatelé továrny na výrobu dusíku (xinfatools.com)
Zdroje dusíku
Dusík je 30. nejrozšířenějším prvkem na Zemi. Vzhledem k tomu, že dusík tvoří 4/5 atmosférického objemu, tedy více než 78 %, máme k dispozici téměř neomezené množství dusíku. Dusík také existuje ve formě dusičnanů v různých minerálech, jako je ledek chilský (dusičnan sodný), ledek nebo dusičnan (dusičnan draselný) a minerály obsahující amonné soli. Dusík je přítomen v mnoha složitých organických molekulách, včetně proteinů a aminokyselin přítomných ve všech živých organismech
Fyzikální vlastnosti
Dusík N2 je při pokojové teplotě bezbarvý plyn bez chuti a zápachu a je obvykle netoxický. Hustota plynu za standardních podmínek je 1,25 g/l. Dusík tvoří 78,12 % celkové atmosféry (objemový zlomek) a je hlavní složkou vzduchu. V atmosféře je asi 400 bilionů tun plynu.
Za standardního atmosférického tlaku se po ochlazení na -195,8 ℃ stává bezbarvou kapalinou. Po ochlazení na -209,86 ℃ se kapalný dusík stane pevnou látkou podobnou sněhu.
Dusík je nehořlavý a je považován za dusivý plyn (tj. dýchání čistého dusíku zbavuje lidské tělo kyslíku). Dusík má velmi nízkou rozpustnost ve vodě. Při 283 K může jeden objem vody rozpustit asi 0,02 objemu N2.
Chemické vlastnosti
Dusík má velmi stabilní chemické vlastnosti. Je obtížné reagovat s jinými látkami při pokojové teplotě, ale může podléhat chemickým změnám s určitými látkami za podmínek vysoké teploty a vysoké energie a může být použit k výrobě nových látek užitečných pro člověka.
Molekulární orbitální vzorec molekul dusíku je KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. K vazbě přispívají tři páry elektronů, to znamená, že se vytvoří dvě vazby π a jedna vazba σ. Neexistuje žádný příspěvek k vazbě a energie vázání a proti vazbě jsou přibližně posunuty a jsou ekvivalentní osamělým elektronovým párům. Vzhledem k tomu, že v molekule N2 je trojná vazba N≡N, má molekula N2 velkou stabilitu a k jejímu rozložení na atomy je zapotřebí energie 941,69 kJ/mol. Molekula N2 je nejstabilnější ze známých dvouatomových molekul a relativní molekulová hmotnost dusíku je 28. Kromě toho se dusík nespaluje snadno a nepodporuje hoření.
Testovací metoda
Hořící Mg tyčinku vložte do láhve na sběr plynu naplněné dusíkem a Mg tyčinka bude dále hořet. Extrahujte zbývající popel (lehce žlutý prášek Mg3N2), přidejte malé množství vody a vytvořte plyn (amoniak), který zbarví vlhký červený lakmusový papírek na modro. Reakční rovnice: 3Mg + N2 = zapálení = Mg3N2 (nitrid hořečnatý); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH)2 + 2NH3↑
Vazebné charakteristiky a struktura valenční vazby dusíku
Protože jediná látka N2 je za normálních podmínek extrémně stabilní, lidé se často mylně domnívají, že dusík je chemicky neaktivní prvek. Ve skutečnosti má elementární dusík naopak vysokou chemickou aktivitu. Elektronegativita N (3.04) je na druhém místě po F a O, což naznačuje, že může tvořit silné vazby s jinými prvky. Navíc stabilita jediné molekuly látky N2 právě ukazuje aktivitu atomu N. Problém je v tom, že lidé dosud nenašli optimální podmínky pro aktivaci molekul N2 při pokojové teplotě a tlaku. Ale v přírodě mohou některé bakterie na rostlinných uzlinách přeměnit N2 ve vzduchu za nízkoenergetických podmínek při normální teplotě a tlaku na sloučeniny dusíku a použít je jako hnojivo pro růst plodin.
Proto bylo studium fixace dusíku vždy důležitým vědeckým výzkumným tématem. Proto je nutné, abychom podrobně porozuměli vazebným charakteristikám a struktuře valenčních vazeb dusíku.
Typ dluhopisu
Struktura valenční elektronové vrstvy atomu N je 2s2p3, to znamená, že existují 3 jednotlivé elektrony a pár osamělých elektronových párů. Na základě toho lze při vytváření sloučenin generovat následující tři typy vazeb:
1. Tvorba iontových vazeb 2. Tvorba kovalentních vazeb 3. Tvorba koordinačních vazeb
1. Tvorba iontových vazeb
Atomy N mají vysokou elektronegativitu (3,04). Když tvoří binární nitridy s kovy s nižší elektronegativitou, jako je Li (elektronegativita 0,98), Ca (elektronegativita 1,00) a Mg (elektronegativita 1,31), mohou získat 3 elektrony a vytvořit N3- ionty. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =zapálit= Mg3N2 N3- ionty mají vyšší záporný náboj a větší poloměr (171pm). Při setkání s molekulami vody budou silně hydrolyzovány. Proto mohou iontové sloučeniny existovat pouze v suchém stavu a nebudou zde žádné hydratované ionty N3-.
2. Vznik kovalentních vazeb
Když atomy N tvoří sloučeniny s nekovy s vyšší elektronegativitou, vznikají následující kovalentní vazby:
⑴N atomů nabývá hybridizačního stavu sp3, tvoří tři kovalentní vazby, zachovávají si pár osamělých elektronových párů a molekulární konfigurace je trigonální pyramidální, jako je NH3, NF3, NCl3 atd. Pokud se vytvoří čtyři kovalentní jednoduché vazby, molekulární konfigurace je pravidelný čtyřstěn, jako jsou ionty NH4+.
⑵N atomů nabývá hybridizačního stavu sp2, tvoří dvě kovalentní vazby a jednu vazbu a uchovávají si pár osamělých elektronových párů a molekulární konfigurace je úhlová, jako je Cl—N=O. (Atom N tvoří vazbu σ a vazbu π s atomem Cl a pár osamělých elektronových párů na atomu N tvoří molekulu trojúhelníkovou.) Pokud neexistuje žádný osamocený elektronový pár, je molekulární konfigurace trojúhelníková, např. molekula HNO3 popř. NO3- iont. V molekule kyseliny dusičné tvoří atom N tři vazby σ se třemi atomy O a pár elektronů na jeho orbitalu π a jednotlivé π elektrony dvou atomů O tvoří třícentrovou čtyřelektronovou delokalizovanou π vazbu. V nitrátovém iontu se mezi třemi atomy O a centrálním atomem N vytvoří čtyřcentrová šestielektronová delokalizovaná velká π vazba. Tato struktura činí zjevné oxidační číslo atomu N v kyselině dusičné +5. Díky přítomnosti velkých π vazeb je dusičnan za normálních podmínek dostatečně stabilní. ⑶N atom přijímá sp hybridizaci za vzniku kovalentní trojné vazby a zachovává si pár osamělých elektronových párů. Molekulární konfigurace je lineární, jako je struktura atomu N v molekule N2 a CN-.
3. Vznik koordinačních vazeb
Když atomy dusíku tvoří jednoduché látky nebo sloučeniny, často si zachovávají osamocené elektronové páry, takže takové jednoduché látky nebo sloučeniny mohou působit jako donory elektronových párů pro koordinaci s kovovými ionty. Například [Cu(NH3)4]2+ nebo [Tu(NH2)5]7 atd.
Oxidační stav-Gibbsův diagram volné energie
Z diagramu oxidační stav-Gibbs volná energie dusíku lze také vidět, že kromě iontů NH4 je molekula N2 s oxidačním číslem 0 v nejnižším bodě křivky v diagramu, což ukazuje, že N2 je termodynamicky stabilní vůči sloučeninám dusíku s jinými oxidačními čísly.
Hodnoty různých sloučenin dusíku s oxidačním číslem mezi 0 a +5 jsou všechny nad čárou spojující dva body HNO3 a N2 (tečkovaná čára v diagramu), takže tyto sloučeniny jsou termodynamicky nestabilní a náchylné k disproporcionačním reakcím. Jediný v diagramu s nižší hodnotou než molekula N2 je iont NH4+. [1] Z diagramu oxidační stav-Gibbsova volná energie dusíku a struktury molekuly N2 je vidět, že elementární N2 je neaktivní. Pouze za vysoké teploty, vysokého tlaku a přítomnosti katalyzátoru může dusík reagovat s vodíkem za vzniku amoniaku: Za podmínek výboje se dusík může slučovat s kyslíkem za vzniku oxidu dusnatého: N2+O2=výboj=2NO Oxid dusnatý se rychle spojuje s kyslíkem a vzniká tvoří oxid dusičitý 2NO+O2=2NO2 Oxid dusičitý se rozpouští ve vodě za vzniku kyseliny dusičné, oxidu dusnatého 3NO2+H2O=2HNO3+NO V zemích s rozvinutou vodní energetikou se tato reakce používala k výrobě kyseliny dusičné. N2 reaguje s vodíkem za vzniku amoniaku: N2+3H2=== (vratné znaménko) 2NH3 N2 reaguje s kovy s nízkým ionizačním potenciálem a jejichž nitridy mají vysokou mřížkovou energii za vzniku iontových nitridů. Například: N2 může reagovat přímo s kovovým lithiem při pokojové teplotě: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reaguje s kovy alkalických zemin Mg, Ca, Sr, Ba při teplotách žhavení: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 může reagují pouze s borem a hliníkem při teplotách žhavení: 2 B + N2=== 2 BN (sloučenina makromolekul) N2 obecně reaguje s křemíkem a dalšími prvky skupiny při teplotě vyšší než 1473 K.
Molekula dusíku přispívá třemi páry elektronů k vazbě, to znamená, že tvoří dvě vazby π a jednu vazbu σ. Nepřispívá k vazbě a vazebné a antivazebné energie jsou přibližně posunuty a jsou ekvivalentní osamělým elektronovým párům. Protože v molekule N2 je trojná vazba N≡N, má molekula N2 velkou stabilitu a k jejímu rozložení na atomy je potřeba energie 941,69 kJ/mol. Molekula N2 je nejstabilnější ze známých dvouatomových molekul a relativní molekulová hmotnost dusíku je 28. Kromě toho se dusík nespaluje snadno a nepodporuje hoření.
Čas odeslání: 23. července 2024
