Carl Scheele, švédsky chemik, a Daniel Rutherford, škótsky botanik, objavili dusík samostatne v roku 1772. Reverend Cavendish a Lavoisier tiež nezávisle získali dusík približne v rovnakom čase. Dusík prvýkrát rozpoznal ako prvok Lavoisier, ktorý ho pomenoval „azo“, čo znamená „neživý“. Chaptal pomenoval prvok dusík v roku 1790. Názov je odvodený z gréckeho slova „nitre“ (dusičnan obsahujúci dusík v dusičnane)
Výrobcovia výroby dusíka – Čínska továreň na výrobu dusíka a dodávatelia (xinfatools.com)
Zdroje dusíka
Dusík je 30. najrozšírenejší prvok na Zemi. Vzhľadom na to, že dusík tvorí 4/5 atmosférického objemu, teda viac ako 78 %, máme k dispozícii takmer neobmedzené množstvo dusíka. Dusík tiež existuje vo forme dusičnanov v rôznych mineráloch, ako je napríklad čílsky ľadok (dusičnan sodný), ledok alebo dusičnan (dusičnan draselný) a minerály obsahujúce amónne soli. Dusík je prítomný v mnohých zložitých organických molekulách, vrátane bielkovín a aminokyselín prítomných vo všetkých živých organizmoch
Fyzikálne vlastnosti
Dusík N2 je pri izbovej teplote bezfarebný plyn bez chuti a zápachu a zvyčajne je netoxický. Hustota plynu za štandardných podmienok je 1,25 g/l. Dusík tvorí 78,12 % celkovej atmosféry (objemový podiel) a je hlavnou zložkou vzduchu. V atmosfére je asi 400 biliónov ton plynu.
Pri štandardnom atmosférickom tlaku sa po ochladení na -195,8 ℃ stáva bezfarebnou kvapalinou. Po ochladení na -209,86 ℃ sa kvapalný dusík zmení na tuhú látku podobnú snehu.
Dusík je nehorľavý a považuje sa za dusivý plyn (tj dýchanie čistého dusíka zbavuje ľudské telo kyslíka). Dusík má veľmi nízku rozpustnosť vo vode. Pri 283 K môže jeden objem vody rozpustiť asi 0,02 objemu N2.
Chemické vlastnosti
Dusík má veľmi stabilné chemické vlastnosti. Je ťažké reagovať s inými látkami pri izbovej teplote, ale môže podliehať chemickým zmenám s určitými látkami za podmienok vysokej teploty a vysokej energie a môže sa použiť na výrobu nových látok užitočných pre ľudí.
Molekulový orbitálny vzorec molekúl dusíka je KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. K väzbe prispievajú tri páry elektrónov, to znamená, že sa vytvoria dve väzby π a jedna väzba σ. Neexistuje žiadny príspevok k väzbe a energie väzby a anti-väzby sú približne posunuté a sú ekvivalentné osamelým elektrónovým párom. Keďže v molekule N2 je trojitá väzba N≡N, molekula N2 má veľkú stabilitu a na jej rozklad na atómy je potrebných 941,69 kJ/mol energie. Molekula N2 je najstabilnejšia zo známych dvojatómových molekúl a relatívna molekulová hmotnosť dusíka je 28. Navyše dusík nie je ľahké spáliť a nepodporuje spaľovanie.
Testovacia metóda
Horiacu Mg tyčinku vložte do plynovej zbernej fľaše naplnenej dusíkom a Mg tyčinka bude horieť ďalej. Extrahujte zvyšný popol (mierne žltý prášok Mg3N2), pridajte malé množstvo vody a vytvorte plyn (amoniak), ktorý zmení vlhký červený lakmusový papierik na modrý. Reakčná rovnica: 3Mg + N2 = vznietenie = Mg3N2 (nitrid horečnatý); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH)2 + 2NH3↑
Väzbové charakteristiky a štruktúra valenčných väzieb dusíka
Keďže jediná látka N2 je za normálnych podmienok extrémne stabilná, ľudia sa často mylne domnievajú, že dusík je chemicky neaktívny prvok. Naopak, elementárny dusík má vysokú chemickú aktivitu. Elektronegativita N (3,04) je na druhom mieste po F a O, čo naznačuje, že môže vytvárať silné väzby s inými prvkami. Okrem toho stabilita jedinej molekuly látky N2 práve ukazuje aktivitu atómu dusíka. Problémom je, že ľudia zatiaľ nenašli optimálne podmienky na aktiváciu molekúl N2 pri izbovej teplote a tlaku. Ale v prírode môžu niektoré baktérie na rastlinných uzlinách premeniť N2 vo vzduchu za nízkoenergetických podmienok pri normálnej teplote a tlaku na zlúčeniny dusíka a použiť ich ako hnojivo na rast plodín.
Preto bolo štúdium fixácie dusíka vždy dôležitou témou vedeckého výskumu. Preto je potrebné, aby sme podrobne porozumeli väzbovým charakteristikám a štruktúre valenčných väzieb dusíka.
Typ väzby
Štruktúra valenčnej elektrónovej vrstvy atómu N je 2s2p3, to znamená, že existujú 3 jednotlivé elektróny a pár osamelých elektrónových párov. Na základe toho možno pri vytváraní zlúčenín generovať nasledujúce tri typy väzieb:
1. Vytváranie iónových väzieb 2. Vytváranie kovalentných väzieb 3. Vytváranie koordinačných väzieb
1. Vytváranie iónových väzieb
Atómy N majú vysokú elektronegativitu (3,04). Keď tvoria binárne nitridy s kovmi s nižšou elektronegativitou, ako je Li (elektronegativita 0,98), Ca (elektronegativita 1,00) a Mg (elektronegativita 1,31), môžu získať 3 elektróny a vytvoriť ióny N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =vznietiť= Mg3N2 N3- ióny majú vyšší záporný náboj a väčší polomer (171 pm). Keď sa stretnú s molekulami vody, budú silne hydrolyzované. Preto môžu iónové zlúčeniny existovať iba v suchom stave a nebudú tam žiadne hydratované ióny N3-.
2. Vznik kovalentných väzieb
Keď atómy N tvoria zlúčeniny s nekovmi s vyššou elektronegativitou, vznikajú tieto kovalentné väzby:
⑴N atómov preberá sp3 hybridizačný stav, tvorí tri kovalentné väzby, zachováva si pár osamelých elektrónových párov a molekulárna konfigurácia je trigonálna pyramída, ako napríklad NH3, NF3, NCl3 atď. Ak sa vytvoria štyri kovalentné jednoduché väzby, molekulárna konfigurácia je pravidelný štvorsten, ako sú ióny NH4+.
Atómy ⑵N majú hybridizačný stav sp2, tvoria dve kovalentné väzby a jednu väzbu a zachovávajú si pár osamelých elektrónových párov a molekulárna konfigurácia je uhlová, ako napríklad Cl-N=O. (Atóm N tvorí väzbu σ a väzbu π s atómom Cl a pár osamelých elektrónových párov na atóme N robí molekulu trojuholníkovou.) Ak neexistuje žiadny osamelý elektrónový pár, molekulárna konfigurácia je trojuholníková, ako napríklad molekula HNO3 resp. NO3- ión. V molekule kyseliny dusičnej tvorí atóm N tri σ väzby s tromi atómami O a pár elektrónov na jeho orbitáli π a jednotlivé π elektróny dvoch atómov O tvoria trojcentrovú štvorelektrónovú delokalizovanú π väzbu. V dusičnanovom ióne sa medzi tromi atómami O a centrálnym atómom N vytvorí štvorcentrová šesťelektrónová delokalizovaná veľká π väzba. Táto štruktúra spôsobuje, že oxidačné číslo atómu N v kyseline dusičnej je +5. V dôsledku prítomnosti veľkých π väzieb je dusičnan za normálnych podmienok dostatočne stabilný. ⑶N atóm využíva sp hybridizáciu na vytvorenie kovalentnej trojitej väzby a zachováva si pár osamelých elektrónových párov. Molekulárna konfigurácia je lineárna, ako je štruktúra atómu N v molekule N2 a CN-.
3. Vznik koordinačných väzieb
Keď atómy dusíka tvoria jednoduché látky alebo zlúčeniny, často si zachovávajú osamelé elektrónové páry, takže takéto jednoduché látky alebo zlúčeniny môžu pôsobiť ako donory elektrónových párov na koordináciu s kovovými iónmi. Napríklad [Cu(NH3)4]2+ alebo [Tu(NH2)5]7 atď.
Oxidačný stav-Gibbsov diagram voľnej energie
Z diagramu oxidačný stav - Gibbsova voľná energia dusíka je tiež zrejmé, že okrem iónov NH4 je molekula N2 s oxidačným číslom 0 v najnižšom bode krivky v diagrame, čo naznačuje, že N2 je termodynamicky stabilný vzhľadom na zlúčeniny dusíka s inými oxidačnými číslami.
Hodnoty rôznych zlúčenín dusíka s oxidačnými číslami medzi 0 a +5 sú všetky nad čiarou spájajúcou dva body HNO3 a N2 (bodkovaná čiara v diagrame), takže tieto zlúčeniny sú termodynamicky nestabilné a náchylné na disproporcionačné reakcie. Jediný v diagrame s nižšou hodnotou ako molekula N2 je ión NH4+. [1] Z diagramu oxidačného stavu - Gibbsovho diagramu voľnej energie dusíka a štruktúry molekuly N2 je zrejmé, že elementárny N2 je neaktívny. Iba pri vysokej teplote, vysokom tlaku a prítomnosti katalyzátora môže dusík reagovať s vodíkom za vzniku amoniaku: V podmienkach výboja sa môže dusík spájať s kyslíkom za vzniku oxidu dusnatého: N2+O2=výboj=2NO Oxid dusnatý sa rýchlo spája s kyslíkom, aby tvorí oxid dusičitý 2NO+O2=2NO2 Oxid dusičitý sa rozpúšťa vo vode za vzniku kyseliny dusičnej, oxidu dusnatého 3NO2+H2O=2HNO3+NO V krajinách s rozvinutou vodnou energiou sa táto reakcia využívala na výrobu kyseliny dusičnej. N2 reaguje s vodíkom za vzniku amoniaku: N2+3H2=== (reverzibilné znamienko) 2NH3 N2 reaguje s kovmi s nízkym ionizačným potenciálom a ktorých nitridy majú vysokú mriežkovú energiu za vzniku iónových nitridov. Napríklad: N2 môže reagovať priamo s kovovým lítiom pri izbovej teplote: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reaguje s kovmi alkalických zemín Mg, Ca, Sr, Ba pri teplotách žiaru: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 môže reagujú iba s bórom a hliníkom pri teplotách žhavenia: 2 B + N2=== 2 BN (zlúčenina makromolekúl) N2 vo všeobecnosti reaguje s kremíkom a inými prvkami skupiny pri teplote vyššej ako 1473 K.
Molekula dusíka prispieva k väzbe tromi pármi elektrónov, to znamená, že vytvára dve väzby π a jednu väzbu σ. Neprispieva k väzbe a väzbové a protiväzbové energie sú približne posunuté a sú ekvivalentné osamelým elektrónovým párom. Pretože v molekule N2 je trojitá väzba N≡N, molekula N2 má veľkú stabilitu a na jej rozklad na atómy je potrebných 941,69 kJ/mol energie. Molekula N2 je najstabilnejšia zo známych dvojatómových molekúl a relatívna molekulová hmotnosť dusíka je 28. Navyše dusík nie je ľahké spáliť a nepodporuje spaľovanie.
Čas odoslania: 23. júla 2024
