Carl Scheele, një kimist suedez dhe Daniel Rutherford, një botanist skocez, zbuluan azotin veçmas në 1772. Reverend Cavendish dhe Lavoisier gjithashtu morën azot në mënyrë të pavarur pothuajse në të njëjtën kohë. Azoti u njoh për herë të parë si një element nga Lavoisier, i cili e quajti atë "azo", që do të thotë "i pajetë". Chaptal e quajti elementin azot në 1790. Emri rrjedh nga fjala greke "nitre" (nitrat që përmban azot në nitrat)
Burimet e azotit
Azoti është elementi i 30-të më i bollshëm në Tokë. Duke marrë parasysh se azoti përbën 4/5 e vëllimit atmosferik, ose më shumë se 78%, ne kemi në dispozicion sasi pothuajse të pakufizuara të azotit. Azoti ekziston gjithashtu në formën e nitrateve në një sërë mineralesh, të tilla si kripori kilian (nitrat natriumi), kripori ose nitri (nitrat kaliumi) dhe mineralet që përmbajnë kripëra amoniumi. Azoti është i pranishëm në shumë molekula organike komplekse, duke përfshirë proteinat dhe aminoacidet e pranishme në të gjithë organizmat e gjallë.
Vetitë fizike
Azoti N2 është një gaz pa ngjyrë, pa shije dhe erë në temperaturën e dhomës dhe zakonisht nuk është toksik. Dendësia e gazit në kushte standarde është 1.25 g/L. Azoti përbën 78,12% të totalit të atmosferës (fraksioni vëllimor) dhe është përbërësi kryesor i ajrit. Në atmosferë ka rreth 400 trilion ton gaz.
Nën presionin standard atmosferik, kur ftohet në -195,8 ℃, bëhet një lëng pa ngjyrë. Kur ftohet në -209,86 ℃, azoti i lëngshëm bëhet një solid i ngjashëm me borën.
Azoti nuk është i ndezshëm dhe konsiderohet si një gaz asfiksues (dmth. frymëmarrja e azotit të pastër privon trupin e njeriut nga oksigjeni). Azoti ka një tretshmëri shumë të ulët në ujë. Në 283K, një vëllim uji mund të shpërndajë rreth 0.02 vëllime N2.
Vetitë kimike
Azoti ka veti kimike shumë të qëndrueshme. Është e vështirë të reagosh me substanca të tjera në temperaturën e dhomës, por mund të pësojë ndryshime kimike me substanca të caktuara në kushte të temperaturës së lartë dhe të energjisë së lartë dhe mund të përdoret për të prodhuar substanca të reja të dobishme për njerëzit.
Formula orbitale molekulare e molekulave të azotit është KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tre palë elektrone kontribuojnë në lidhjen, domethënë formohen dy lidhje π dhe një lidhje σ. Nuk ka asnjë kontribut në lidhje, dhe energjitë e lidhjes dhe anti-lidhjes janë afërsisht të kompensuara dhe ato janë ekuivalente me çiftet e vetme të elektroneve. Meqenëse ka një lidhje të trefishtë N≡N në molekulën N2, molekula N2 ka stabilitet të madh dhe nevojiten 941,69 kJ/mol energji për ta zbërthyer atë në atome. Molekula N2 është më e qëndrueshme nga molekulat diatomike të njohura, dhe masa molekulare relative e azotit është 28. Për më tepër, azoti nuk digjet lehtë dhe nuk mbështet djegien.
Metoda e testimit
Vendoseni shiritin Mg të djegur në shishen e grumbullimit të gazit të mbushur me azot dhe shiriti Mg do të vazhdojë të digjet. Nxirrni hirin e mbetur (pluhur pak të verdhë Mg3N2), shtoni një sasi të vogël uji dhe prodhoni një gaz (amoniak) që e kthen letrën e lagur të lakmusit të kuq në blu. Ekuacioni i reaksionit: 3Mg + N2 = ndezja = Mg3N2 (nitridi i magnezit); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Karakteristikat e lidhjes dhe struktura e lidhjes valente të azotit
Për shkak se substanca e vetme N2 është jashtëzakonisht e qëndrueshme në kushte normale, njerëzit shpesh gabimisht besojnë se azoti është një element kimikisht joaktiv. Në fakt, përkundrazi, azoti elementar ka aktivitet të lartë kimik. Elektronegativiteti i N (3.04) është i dyti vetëm pas F dhe O, duke treguar se mund të krijojë lidhje të forta me elementë të tjerë. Për më tepër, qëndrueshmëria e molekulës së vetme të substancës N2 tregon vetëm aktivitetin e atomit N. Problemi është se njerëzit nuk kanë gjetur ende kushtet optimale për aktivizimin e molekulave N2 në temperaturën dhe presionin e dhomës. Por në natyrë, disa baktere në nyjet e bimëve mund të shndërrojnë N2 në ajër në komponime të azotit në kushte me energji të ulët në temperaturë dhe presion normal, dhe t'i përdorin ato si pleh për rritjen e të korrave.
Prandaj, studimi i fiksimit të azotit ka qenë gjithmonë një temë e rëndësishme kërkimore shkencore. Prandaj, është e nevojshme që ne të kuptojmë në detaje karakteristikat e lidhjes dhe strukturën e lidhjes valore të azotit.
Lloji i lidhjes
Struktura e shtresës së elektroneve të valencës së atomit N është 2s2p3, domethënë ka 3 elektrone të vetme dhe një palë çifte elektronesh të vetme. Bazuar në këtë, kur formohen komponime, mund të gjenerohen tre llojet e mëposhtme të lidhjeve:
1. Formimi i lidhjeve jonike 2. Formimi i lidhjeve kovalente 3. Formimi i lidhjeve koordinuese
1. Formimi i lidhjeve jonike
Atomet N kanë elektronegativitet të lartë (3.04). Kur formojnë nitride binare me metale me elektronegativitet më të ulët, si Li (elektronegativiteti 0,98), Ca (elektronegativiteti 1,00) dhe Mg (elektronegativiteti 1,31), ata mund të marrin 3 elektrone dhe të formojnë jone N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =ndezja= Mg3N2 Jonet N3- kanë ngarkesë negative më të madhe dhe rreze më të madhe (171pm). Ata do të hidrolizohen fuqishëm kur të ndeshen me molekulat e ujit. Prandaj, komponimet jonike mund të ekzistojnë vetëm në një gjendje të thatë dhe nuk do të ketë jone të hidratuar të N3-.
2. Formimi i lidhjeve kovalente
Kur atomet N formojnë komponime me jometale me elektronegativitet më të lartë, formohen lidhjet kovalente të mëposhtme:
⑴N atomet marrin gjendjen e hibridizimit sp3, formojnë tre lidhje kovalente, mbajnë një palë çifte elektronesh të vetme dhe konfigurimi molekular është piramidal trigonal, si NH3, NF3, NCl3, etj. Nëse formohen katër lidhje kovalente njëfishe, konfigurimi molekular është një tetraedron i rregullt, siç janë jonet NH4+.
⑵N atomet marrin gjendjen e hibridizimit sp2, formojnë dy lidhje kovalente dhe një lidhje dhe mbajnë një palë çifte elektronesh të vetme, dhe konfigurimi molekular është këndor, si për shembull Cl—N=O. (Atomi N formon një lidhje σ dhe një lidhje π me atomin Cl, dhe një çift çiftesh elektronesh të vetme në atomin N e bëjnë molekulën trekëndore.) Nëse nuk ka çift elektronik të vetëm, konfigurimi molekular është trekëndor, si molekula HNO3 ose joni NO3-. Në molekulën e acidit nitrik, atomi N formon tre lidhje σ me tre atome O përkatësisht, dhe një palë elektronesh në orbitalin e tij π dhe elektronet e vetme π të dy atomeve O formojnë një lidhje π të delokalizuar me katër elektrone me tre qendra. Në jonin e nitratit, një lidhje e madhe π e delokalizuar me gjashtë elektrone me katër qendra formohet midis tre atomeve O dhe atomit qendror N. Kjo strukturë e bën numrin e dukshëm të oksidimit të atomit N në acidin nitrik +5. Për shkak të pranisë së lidhjeve të mëdha π, nitrat është mjaft i qëndrueshëm në kushte normale. ⑶ Atomi N miraton hibridizimin sp për të formuar një lidhje trefishe kovalente dhe ruan një palë çifte elektronesh të vetme. Konfigurimi molekular është linear, siç është struktura e atomit N në molekulën N2 dhe CN-.
3. Formimi i lidhjeve koordinuese
Kur atomet e azotit formojnë substanca ose komponime të thjeshta, ato shpesh mbajnë çifte të vetme elektronike, kështu që substanca ose komponime të tilla të thjeshta mund të veprojnë si dhurues të çifteve elektronike për t'u koordinuar me jonet metalike. Për shembull, [Cu(NH3)4]2+ ose [Tu(NH2)5]7, etj.
Gjendja e oksidimit-Diagrami i energjisë së lirë Gibbs
Mund të shihet gjithashtu nga diagrami i gjendjes së oksidimit-energjisë së lirë Gibbs të azotit që, përveç joneve NH4, molekula N2 me numër oksidimi 0 është në pikën më të ulët të lakores në diagram, gjë që tregon se N2 është termodinamikisht. të qëndrueshme në raport me përbërjet e azotit me numra të tjerë oksidimi.
Vlerat e përbërjeve të ndryshme të azotit me numra oksidimi midis 0 dhe +5 janë të gjitha mbi vijën që lidh dy pikat HNO3 dhe N2 (vija me pika në diagram), kështu që këto përbërje janë termodinamikisht të paqëndrueshme dhe të prirur ndaj reaksioneve të disproporcionit. I vetmi në diagram me vlerë më të ulët se molekula N2 është joni NH4+. [1] Nga diagrami i gjendjes së oksidimit-energjia e lirë Gibbs i azotit dhe struktura e molekulës N2, mund të shihet se elementi N2 është joaktiv. Vetëm në temperaturë të lartë, presion të lartë dhe prani të një katalizatori azoti mund të reagojë me hidrogjenin për të formuar amoniak: Në kushtet e shkarkimit, azoti mund të kombinohet me oksigjenin për të formuar oksid nitrik: N2+O2=shkarkim=2NO Oksidi nitrik kombinohet shpejt me oksigjenin në formojnë dioksid azoti 2NO+O2=2NO2 Dioksidi i azotit tretet në ujë për të formuar acid nitrik, oksid nitrik 3NO2+H2O=2HNO3+NO Në vendet me hidrocentrale të zhvilluar, ky reaksion është përdorur për prodhimin e acidit nitrik. N2 reagon me hidrogjenin për të prodhuar amoniak: N2+3H2=== (shenja e kthyeshme) 2NH3 N2 reagon me metale me potencial të ulët jonizimi dhe nitridet e të cilëve kanë energji të lartë rrjetë për të formuar nitride jonike. Për shembull: N2 mund të reagojë drejtpërdrejt me litiumin metalik në temperaturën e dhomës: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagon me metalet alkaline tokësore Mg, Ca, Sr, Ba në temperatura inkandeshente: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 mund të reagojnë vetëm me borin dhe aluminin në temperatura inkandeshente: 2 B + N2=== 2 BN (përbërja makromolekulare) N2 në përgjithësi reagon me silikon dhe elementë të tjerë të grupit në një temperaturë më të lartë se 1473K.
Molekula e azotit kontribuon në lidhjen me tre palë elektrone, domethënë duke formuar dy lidhje π dhe një lidhje σ. Ai nuk kontribuon në lidhjen, dhe energjitë e lidhjes dhe anti-lidhjes janë afërsisht të kompensuara dhe ato janë ekuivalente me çiftet e vetme të elektroneve. Për shkak se ka një lidhje të trefishtë N≡N në molekulën N2, molekula N2 ka stabilitet të madh dhe nevojiten 941,69 kJ/mol energji për ta zbërthyer atë në atome. Molekula N2 është më e qëndrueshme nga molekulat diatomike të njohura, dhe masa molekulare relative e azotit është 28. Për më tepër, azoti nuk digjet lehtë dhe nuk mbështet djegien.
Koha e postimit: 23 korrik 2024
