Carl Scheele, švedski kemik, in Daniel Rutherford, škotski botanik, sta ločeno odkrila dušik leta 1772. Prečastiti Cavendish in Lavoisier sta prav tako neodvisno pridobila dušik približno ob istem času. Dušik je prvi prepoznal kot element Lavoisier, ki ga je poimenoval "azo", kar pomeni "neživo". Chaptal je element poimenoval dušik leta 1790. Ime izhaja iz grške besede "nitre" (nitrat, ki vsebuje dušik v nitratu).
Viri dušika
Dušik je 30. najpogostejši element na Zemlji. Glede na to, da dušik predstavlja 4/5 prostornine atmosfere oziroma več kot 78 %, imamo na voljo skoraj neomejene količine dušika. Dušik obstaja tudi v obliki nitratov v različnih mineralih, kot so čilska solina (natrijev nitrat), solina ali nitr (kalijev nitrat) in minerali, ki vsebujejo amonijeve soli. Dušik je prisoten v številnih kompleksnih organskih molekulah, vključno z beljakovinami in aminokislinami, ki so prisotne v vseh živih organizmih.
Fizikalne lastnosti
Dušik N2 je plin brez barve, okusa in vonja pri sobni temperaturi in običajno ni strupen. Gostota plina pri standardnih pogojih je 1,25 g/l. Dušik predstavlja 78,12 % celotne atmosfere (volumenski delež) in je glavna sestavina zraka. V ozračju je približno 400 bilijonov ton plina.
Pri standardnem atmosferskem tlaku, ko se ohladi na -195,8 ℃, postane brezbarvna tekočina. Ko se ohladi na -209,86 ℃, tekoči dušik postane snegu podobna trdna snov.
Dušik ni vnetljiv in velja za zadušljiv plin (tj. dihanje čistega dušika prikrajša človeško telo za kisik). Dušik je zelo slabo topen v vodi. Pri 283 K lahko ena prostornina vode raztopi približno 0,02 prostornine N2.
Kemijske lastnosti
Dušik ima zelo stabilne kemijske lastnosti. Težko reagira z drugimi snovmi pri sobni temperaturi, lahko pa se kemično spremeni z nekaterimi snovmi pri visokih temperaturah in visokoenergijskih pogojih ter se lahko uporabi za proizvodnjo novih snovi, uporabnih za ljudi.
Formula molekulske orbite dušikovih molekul je KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. K vezavi prispevajo trije pari elektronov, to pomeni, da nastaneta dve π vezi in ena σ vez. Ni prispevka k vezavi, vezni in protivezni energiji pa sta približno zamaknjeni in sta enakovredni osamljenim elektronskim parom. Ker je v molekuli N2 trojna vez N≡N, ima molekula N2 veliko stabilnost in za razgradnjo na atome porabimo 941,69 kJ/mol energije. Molekula N2 je najstabilnejša od znanih dvoatomnih molekul, relativna molekulska masa dušika pa je 28. Poleg tega dušik ni lahko gorljiv in ne podpira gorenja.
Preskusna metoda
Gorečo Mg ploščico vstavite v steklenico za zbiranje plina, napolnjeno z dušikom, in Mg ploščica bo še naprej gorela. Ekstrahirajte preostali pepel (rahlo rumen prah Mg3N2), dodajte majhno količino vode in proizvedite plin (amoniak), ki obarva moker rdeč lakmusov papir modro. Reakcijska enačba: 3Mg + N2 = vžig = Mg3N2 (magnezijev nitrid); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Vezne lastnosti in struktura valenčne vezi dušika
Ker je ena sama snov N2 v normalnih pogojih izjemno stabilna, ljudje pogosto zmotno verjamejo, da je dušik kemično neaktiven element. Pravzaprav ima elementarni dušik visoko kemijsko aktivnost. Elektronegativnost N (3.04) je druga za F in O, kar kaže, da lahko tvori močne vezi z drugimi elementi. Poleg tega stabilnost posamezne molekule snovi N2 samo kaže aktivnost atoma N. Težava je v tem, da ljudje še niso našli optimalnih pogojev za aktivacijo molekul N2 pri sobni temperaturi in tlaku. Toda v naravi lahko nekatere bakterije na rastlinskih gomoljih pretvorijo N2 v zraku v dušikove spojine pod nizkoenergijskimi pogoji pri normalni temperaturi in tlaku ter jih uporabijo kot gnojilo za rast rastlin.
Zato je bila študija fiksacije dušika vedno pomembna znanstvenoraziskovalna tema. Zato je potrebno, da podrobno razumemo vezne značilnosti in strukturo valenčne vezi dušika.
Vrsta obveznice
Struktura plasti valenčnih elektronov atoma N je 2s2p3, kar pomeni, da obstajajo 3 posamezni elektroni in par osamljenih elektronskih parov. Na podlagi tega lahko pri tvorbi spojin nastanejo naslednje tri vrste vezi:
1. Tvorba ionskih vezi 2. Tvorba kovalentnih vezi 3. Tvorba koordinacijskih vezi
1. Tvorba ionskih vezi
Atomi N imajo visoko elektronegativnost (3,04). Ko tvorijo binarne nitride s kovinami z nižjo elektronegativnostjo, kot so Li (elektronegativnost 0,98), Ca (elektronegativnost 1,00) in Mg (elektronegativnost 1,31), lahko pridobijo 3 elektrone in tvorijo ione N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =ignite= Mg3N2 N3- ioni imajo večji negativni naboj in večji radij (171pm). Ko naletijo na molekule vode, bodo močno hidrolizirani. Zato lahko ionske spojine obstajajo samo v suhem stanju in ne bo hidratiranih ionov N3-.
2. Tvorba kovalentnih vezi
Ko atomi N tvorijo spojine z nekovinami z večjo elektronegativnostjo, nastanejo naslednje kovalentne vezi:
⑴Atomi N prevzamejo hibridizacijsko stanje sp3, tvorijo tri kovalentne vezi, obdržijo par osamljenih elektronskih parov in molekularna konfiguracija je trigonalno piramidalna, kot so NH3, NF3, NCl3 itd. Če nastanejo štiri kovalentne enojne vezi, je molekulska konfiguracija pravilni tetraeder, kot so ioni NH4+.
Atomi ⑵N prevzamejo hibridizacijsko stanje sp2, tvorijo dve kovalentni vezi in eno vez ter obdržijo par osamljenih elektronskih parov, molekularna konfiguracija pa je kotna, na primer Cl—N=O. (Atom N tvori vez σ in vez π z atomom Cl, par osamljenih elektronskih parov na atomu N pa naredi molekulo trikotno.) Če ni samega elektronskega para, je konfiguracija molekule trikotna, na primer molekula HNO3 oz. NO3- ion. V molekuli dušikove kisline N-atom tvori tri σ-vezi s tremi O-atomi, par elektronov na njegovi π-orbitali in posamezni π-elektroni dveh O-atomov pa tvorijo tricentrično štirielektronsko delokalizirano π-vez. V nitratnem ionu se tvori štiricentrična šestelektronska delokalizirana velika π vez med tremi O atomi in osrednjim N atomom. Zaradi te strukture je navidezno oksidacijsko število atoma N v dušikovi kislini +5. Zaradi prisotnosti velikih π vezi je nitrat v normalnih pogojih dovolj stabilen. ⑶N atom sprejme sp hibridizacijo, da tvori kovalentno trojno vez in obdrži par osamljenih elektronskih parov. Molekulska konfiguracija je linearna, kot je struktura atoma N v molekuli N2 in CN-.
3. Tvorba koordinacijskih vezi
Ko atomi dušika tvorijo preproste snovi ali spojine, pogosto zadržijo osamljene elektronske pare, zato lahko takšne preproste snovi ali spojine delujejo kot darovalci elektronskih parov za koordinacijo s kovinskimi ioni. Na primer [Cu(NH3)4]2+ ali [Tu(NH2)5]7 itd.
Oksidacijsko stanje-Gibbsov diagram proste energije
Iz diagrama oksidacijsko stanje-Gibbsova prosta energija dušika je razvidno tudi, da je razen ionov NH4 molekula N2 z oksidacijskim številom 0 na najnižji točki krivulje v diagramu, kar kaže, da je N2 termodinamično stabilen glede na dušikove spojine z drugimi oksidacijskimi številkami.
Vrednosti različnih dušikovih spojin z oksidacijskimi števili med 0 in +5 so vse nad črto, ki povezuje obe točki HNO3 in N2 (črtkana črta na diagramu), zato so te spojine termodinamično nestabilne in nagnjene k reakcijam disproporcioniranja. Edini v diagramu z nižjo vrednostjo od molekule N2 je ion NH4+. [1] Iz diagrama oksidacijsko stanje-Gibbsova prosta energija dušika in strukture molekule N2 je razvidno, da je elementarni N2 neaktiven. Samo pri visoki temperaturi, visokem tlaku in prisotnosti katalizatorja lahko dušik reagira z vodikom, da nastane amoniak: V pogojih praznjenja se lahko dušik poveže s kisikom in tvori dušikov oksid: N2+O2=razelektritev=2NO Dušikov oksid se hitro poveže s kisikom v tvorijo dušikov dioksid 2NO+O2=2NO2 Dušikov dioksid se raztopi v vodi in tvori dušikovo kislino, dušikov oksid 3NO2+H2O=2HNO3+NO V državah z razvito hidroenergijo so to reakcijo uporabili za proizvodnjo dušikove kisline. N2 reagira z vodikom, da proizvede amoniak: N2+3H2=== (reverzibilen predznak) 2NH3 N2 reagira s kovinami z nizkim ionizacijskim potencialom in katerih nitridi imajo visoko energijo mreže, da tvorijo ionske nitride. Na primer: N2 lahko neposredno reagira s kovinskim litijem pri sobni temperaturi: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagira z zemeljskoalkalijskimi kovinami Mg, Ca, Sr, Ba pri žarilni temperaturi: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 lahko z borom in aluminijem reagira samo pri žarilni temperaturi: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekulska spojina) N2 na splošno reagira s silicijem in drugimi elementi skupine pri temperaturi, višji od 1473 K.
Molekula dušika k vezavi prispeva tri pare elektronov, to je, da tvori dve π vezi in eno σ vez. Ne prispeva k vezavi, vezni in protivezni energiji pa sta približno zamaknjeni in sta enakovredni osamljenim elektronskim parom. Ker je v molekuli N2 trojna vez N≡N, ima molekula N2 veliko stabilnost in za njeno razgradnjo na atome porabimo 941,69kJ/mol energije. Molekula N2 je najstabilnejša od znanih dvoatomnih molekul, relativna molekulska masa dušika pa je 28. Poleg tega dušik ni lahko gorljiv in ne podpira gorenja.
Čas objave: 23. julij 2024
