Carl Scheele, en svensk kemist, och Daniel Rutherford, en skotsk botaniker, upptäckte kväve var för sig 1772. Pastor Cavendish och Lavoisier erhöll också oberoende kväve vid ungefär samma tidpunkt. Kväve kändes först igen som ett grundämne av Lavoisier, som kallade det "azo", vilket betyder "livlös". Chaptal döpte grundämnet kväve 1790. Namnet kommer från det grekiska ordet "nitre" (nitrat som innehåller kväve i nitrat)
Nitrogen Production Manufacturers - Kina Nitrogen Production Factory & Suppliers (xinfatools.com)
Källor till kväve
Kväve är det 30:e vanligaste grundämnet på jorden. Med tanke på att kväve står för 4/5 av den atmosfäriska volymen, eller mer än 78 %, har vi nästan obegränsade mängder kväve tillgängliga för oss. Kväve finns också i form av nitrater i en mängd olika mineraler, såsom chilensk salpeter (natriumnitrat), salpeter eller nitre (kaliumnitrat) och mineraler som innehåller ammoniumsalter. Kväve finns i många komplexa organiska molekyler, inklusive proteiner och aminosyror som finns i alla levande organismer
Fysiska egenskaper
Kväve N2 är en färglös, smaklös och luktfri gas vid rumstemperatur och är vanligtvis icke-giftig. Gasdensiteten under standardförhållanden är 1,25 g/L. Kväve står för 78,12 % av den totala atmosfären (volymfraktion) och är luftens huvudkomponent. Det finns cirka 400 biljoner ton gas i atmosfären.
Under standardatmosfärstryck, när den kyls till -195,8 ℃, blir den en färglös vätska. När det kyls till -209,86 ℃ blir flytande kväve ett snöliknande fast ämne.
Kväve är icke brandfarligt och anses vara en kvävande gas (dvs. inandning av rent kväve berövar människokroppen syre). Kväve har en mycket låg löslighet i vatten. Vid 283K kan en volym vatten lösa upp cirka 0,02 volymer N2.
Kemiska egenskaper
Kväve har mycket stabila kemiska egenskaper. Det är svårt att reagera med andra ämnen i rumstemperatur, men det kan genomgå kemiska förändringar med vissa ämnen under höga temperaturer och höga energiförhållanden och kan användas för att producera nya ämnen användbara för människor.
Den molekylära orbitalformeln för kvävemolekyler är KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tre elektronpar bidrar till bindningen, det vill säga två π-bindningar och en σ-bindning bildas. Det finns inget bidrag till bindning, och bindnings- och antibindningsenergierna är ungefär förskjutna, och de är ekvivalenta med ensamma elektronpar. Eftersom det finns en trippelbindning N≡N i N2-molekylen har N2-molekylen stor stabilitet, och det krävs 941,69 kJ/mol energi för att bryta ner den till atomer. N2-molekylen är den mest stabila av de kända diatomiska molekylerna, och den relativa molekylmassan för kväve är 28. Dessutom är kväve inte lätt att bränna och stöder inte förbränning.
Testmetod
Sätt den brinnande Mg-staven i gasuppsamlingsflaskan fylld med kväve, och Mg-staven fortsätter att brinna. Extrahera den återstående askan (lätt gult pulver Mg3N2), tillsätt en liten mängd vatten och producera en gas (ammoniak) som gör det våta röda lackmuspappret blått. Reaktionsekvation: 3Mg + N2 = tändning = Mg3N2 (magnesiumnitrid); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH)2 + 2NH3↑
Bindningsegenskaper och valensbindningsstruktur av kväve
Eftersom det enskilda ämnet N2 är extremt stabilt under normala förhållanden tror folk ofta felaktigt att kväve är ett kemiskt inaktivt grundämne. I själva verket, tvärtom, har elementärt kväve hög kemisk aktivitet. Elektronegativiteten för N (3,04) är näst efter F och O, vilket indikerar att den kan bilda starka bindningar med andra element. Dessutom visar stabiliteten hos den enda substansen N2-molekylen bara aktiviteten hos N-atomen. Problemet är att människor ännu inte har hittat de optimala förutsättningarna för att aktivera N2-molekyler vid rumstemperatur och tryck. Men i naturen kan vissa bakterier på växtknölar omvandla N2 i luften till kväveföreningar under lågenergiförhållanden vid normal temperatur och tryck, och använda dem som gödningsmedel för växtodling.
Därför har studiet av kvävefixering alltid varit ett viktigt vetenskapligt forskningsämne. Därför är det nödvändigt för oss att förstå bindningsegenskaperna och valensbindningsstrukturen för kväve i detalj.
Bond typ
Valenselektronskiktstrukturen hos N-atomen är 2s2p3, det vill säga det finns 3 enstaka elektroner och ett par ensamma elektronpar. Baserat på detta, när man bildar föreningar, kan följande tre bindningstyper genereras:
1. Bildar jonbindningar 2. Bildar kovalenta bindningar 3. Bildar koordinationsbindningar
1. Bildar jonbindningar
N-atomer har hög elektronegativitet (3,04). När de bildar binära nitrider med metaller med lägre elektronegativitet, såsom Li (elektronegativitet 0,98), Ca (elektronegativitet 1,00) och Mg (elektronegativitet 1,31), kan de få 3 elektroner och bilda N3-joner. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =antändning= Mg3N2 N3- joner har en högre negativ laddning och en större radie (171pm). De kommer att hydrolyseras kraftigt när de möter vattenmolekyler. Därför kan joniska föreningar endast existera i torrt tillstånd, och det kommer inte att finnas några hydratiserade joner av N3-.
2. Bildning av kovalenta bindningar
När N-atomer bildar föreningar med icke-metaller med högre elektronegativitet, bildas följande kovalenta bindningar:
⑴N-atomer tar sp3-hybridiseringstillstånd, bildar tre kovalenta bindningar, behåller ett par ensamma elektronpar, och den molekylära konfigurationen är trigonal pyramidal, såsom NH3, NF3, NCl3, etc. Om fyra kovalenta enkelbindningar bildas, är den molekylära konfigurationen en vanlig tetraeder, såsom NH4+-joner.
⑵N-atomer tar sp2-hybridiseringstillstånd, bildar två kovalenta bindningar och en bindning och behåller ett par ensamma elektronpar, och den molekylära konfigurationen är kantig, såsom Cl—N=O. (N-atomen bildar en σ-bindning och en π-bindning med Cl-atomen, och ett par ensamma elektronpar på N-atomen gör molekylen triangulär.) Om det inte finns något ensamt elektronpar är den molekylära konfigurationen triangulär, såsom HNO3-molekyl eller NO3-jon. I salpetersyramolekylen bildar N-atomen tre σ-bindningar med tre O-atomer respektive, och ett elektronpar på dess π-orbital och de enkla π-elektronerna av två O-atomer bildar en tre-center fyra-elektron delokaliserad π-bindning. I nitratjon bildas en fyra-center sex-elektron delokaliserad stor π-bindning mellan tre O-atomer och den centrala N-atomen. Denna struktur gör det uppenbara oxidationstalet för N-atomen i salpetersyra +5. På grund av närvaron av stora π-bindningar är nitrat tillräckligt stabilt under normala förhållanden. ⑶N-atomen antar sp-hybridisering för att bilda en kovalent trippelbindning och behåller ett par ensamma elektronpar. Den molekylära konfigurationen är linjär, såsom strukturen av N-atomen i N2-molekylen och CN-.
3. Bildande av samordningsband
När kväveatomer bildar enkla ämnen eller föreningar, behåller de ofta ensamma elektronpar, så sådana enkla ämnen eller föreningar kan fungera som elektronpardonatorer för att koordinera till metalljoner. Till exempel, [Cu(NH3)4]2+ eller [Tu(NH2)5]7, etc.
Oxidationstillstånd-Gibbs fria energidiagram
Det kan också ses från oxidationstillståndet-Gibbs fria energidiagram för kväve att, förutom NH4-joner, är N2-molekylen med ett oxidationstal 0 vid den lägsta punkten på kurvan i diagrammet, vilket indikerar att N2 är termodynamiskt stabil i förhållande till kväveföreningar med andra oxidationstal.
Värdena för olika kväveföreningar med oxidationstal mellan 0 och +5 är alla ovanför linjen som förbinder de två punkterna HNO3 och N2 (den streckade linjen i diagrammet), så dessa föreningar är termodynamiskt instabila och benägna att få disproportioneringsreaktioner. Den enda i diagrammet med ett lägre värde än N2-molekylen är NH4+-jonen. [1] Från oxidationstillståndet-Gibbs fria energidiagram av kväve och strukturen av N2-molekylen, kan det ses att elementärt N2 är inaktivt. Endast under hög temperatur, högt tryck och närvaro av en katalysator kan kväve reagera med väte för att bilda ammoniak: Under utsläppsförhållanden kan kväve kombineras med syre för att bilda kväveoxid: N2+O2=utsläpp=2NO Kväveoxid kombineras snabbt med syre för att bildar kvävedioxid 2NO+O2=2NO2 Kvävedioxid löses i vatten och bildar salpetersyra, kväveoxid 3NO2+H2O=2HNO3+NO I länder med utvecklad vattenkraft har denna reaktion använts för att framställa salpetersyra. N2 reagerar med väte för att producera ammoniak: N2+3H2=== (reversibelt tecken) 2NH3 N2 reagerar med metaller med låg joniseringspotential och vars nitrider har hög gitterenergi för att bilda joniska nitrider. Till exempel: N2 kan reagera direkt med metalliskt litium vid rumstemperatur: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagerar med alkaliska jordartsmetaller Mg, Ca, Sr, Ba vid glödtemperaturer: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 kan reagerar endast med bor och aluminium vid glödande temperaturer: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekylförening) N2 reagerar i allmänhet med kisel och andra gruppelement vid en temperatur högre än 1473K.
Kvävemolekylen bidrar med tre elektronpar till bindning, det vill säga bildar två π-bindningar och en σ-bindning. Det bidrar inte till bindning, och bindnings- och antibindningsenergierna är ungefär förskjutna, och de är ekvivalenta med ensamma elektronpar. Eftersom det finns en trippelbindning N≡N i N2-molekylen har N2-molekylen stor stabilitet, och det krävs 941,69 kJ/mol energi för att bryta ner den till atomer. N2-molekylen är den mest stabila av de kända diatomiska molekylerna, och den relativa molekylmassan för kväve är 28. Dessutom är kväve inte lätt att bränna och stöder inte förbränning.
Posttid: 2024-jul-23
