Carl Scheele, un chimico svedese, e Daniel Rutherford, un botanico scozzese, scoprirono l'azoto separatamente nel 1772. Anche il reverendo Cavendish e Lavoisier ottennero l'azoto indipendentemente più o meno nello stesso periodo. L'azoto fu riconosciuto per la prima volta come elemento da Lavoisier, che lo chiamò "azo", che significa "inanimato". Chaptal chiamò l'elemento azoto nel 1790. Il nome deriva dalla parola greca "nitre" (nitrato contenente azoto in nitrato).
Fonti di azoto
L’azoto è il trentesimo elemento più abbondante sulla Terra. Considerando che l'azoto rappresenta i 4/5 del volume atmosferico, ovvero più del 78%, abbiamo a disposizione quantità di azoto pressoché illimitate. L'azoto esiste anche sotto forma di nitrati in una varietà di minerali, come il salnitro cileno (nitrato di sodio), il salnitro o il nitro (nitrato di potassio) e i minerali contenenti sali di ammonio. L'azoto è presente in molte molecole organiche complesse, comprese le proteine e gli amminoacidi presenti in tutti gli organismi viventi
Proprietà fisiche
L'azoto N2 è un gas incolore, insapore e inodore a temperatura ambiente e solitamente non è tossico. La densità del gas in condizioni standard è 1,25 g/L. L'azoto costituisce il 78,12% dell'atmosfera totale (frazione volumetrica) ed è il componente principale dell'aria. Nell’atmosfera ci sono circa 400 trilioni di tonnellate di gas.
Sotto la pressione atmosferica standard, quando raffreddato a -195,8 ℃, diventa un liquido incolore. Quando raffreddato a -209,86 ℃, l'azoto liquido diventa un solido simile alla neve.
L'azoto non è infiammabile ed è considerato un gas asfissiante (ossia, respirare azoto puro priva il corpo umano dell'ossigeno). L'azoto ha una solubilità molto bassa in acqua. A 283K, un volume di acqua può sciogliere circa 0,02 volumi di N2.
Proprietà chimiche
L'azoto ha proprietà chimiche molto stabili. È difficile reagire con altre sostanze a temperatura ambiente, ma può subire cambiamenti chimici con alcune sostanze in condizioni di alta temperatura e alta energia e può essere utilizzato per produrre nuove sostanze utili all'uomo.
La formula orbitale molecolare delle molecole di azoto è KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tre coppie di elettroni contribuiscono al legame, cioè si formano due legami π e un legame σ. Non vi è alcun contributo al legame e le energie di legame e anti-legame sono approssimativamente compensate e sono equivalenti a coppie di elettroni solitari. Poiché nella molecola di N2 è presente un triplo legame N≡N, la molecola di N2 ha una grande stabilità e sono necessari 941,69 kJ/mol di energia per scomporla in atomi. La molecola N2 è la più stabile delle molecole biatomiche conosciute e la massa molecolare relativa dell'azoto è 28. Inoltre, l'azoto non è facile da bruciare e non supporta la combustione.
Metodo di prova
Metti la barra di Mg in fiamme nella bottiglia di raccolta del gas riempita di azoto e la barra di Mg continuerà a bruciare. Estrarre la cenere rimanente (polvere leggermente gialla Mg3N2), aggiungere una piccola quantità di acqua e produrre un gas (ammoniaca) che trasforma in blu la cartina di tornasole rossa bagnata. Equazione di reazione: 3Mg + N2 = accensione = Mg3N2 (nitruro di magnesio); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg(OH)2 + 2NH3↑
Caratteristiche di legame e struttura del legame di valenza dell'azoto
Poiché la singola sostanza N2 è estremamente stabile in condizioni normali, le persone spesso credono erroneamente che l'azoto sia un elemento chimicamente inattivo. Infatti, al contrario, l'azoto elementare ha un'elevata attività chimica. L'elettronegatività di N (3,04) è seconda solo a F e O, indicando che può formare forti legami con altri elementi. Inoltre, la stabilità della singola molecola di sostanza N2 mostra solo l'attività dell'atomo di N. Il problema è che le persone non hanno ancora trovato le condizioni ottimali per l’attivazione delle molecole di N2 a temperatura e pressione ambiente. Ma in natura, alcuni batteri presenti sui noduli vegetali possono convertire l’N2 presente nell’aria in composti di azoto in condizioni di basso consumo energetico a temperatura e pressione normali e utilizzarli come fertilizzante per la crescita delle colture.
Pertanto, lo studio della fissazione dell'azoto è sempre stato un importante argomento di ricerca scientifica. Pertanto, è necessario per noi comprendere in dettaglio le caratteristiche di legame e la struttura del legame di valenza dell'azoto.
Tipo di legame
La struttura dello strato di elettroni di valenza dell'atomo di N è 2s2p3, cioè ci sono 3 elettroni singoli e una coppia di coppie di elettroni solitari. In base a ciò, quando si formano composti, si possono generare i seguenti tre tipi di legame:
1. Formare legami ionici 2. Formare legami covalenti 3. Formare legami di coordinazione
1. Formazione di legami ionici
Gli atomi di N hanno un'elevata elettronegatività (3,04). Quando formano nitruri binari con metalli con elettronegatività inferiore, come Li (elettronegatività 0,98), Ca (elettronegatività 1,00) e Mg (elettronegatività 1,31), possono ottenere 3 elettroni e formare ioni N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =accendi= Mg3N2 Gli ioni N3- hanno una carica negativa più elevata e un raggio maggiore (171pm). Saranno fortemente idrolizzati quando incontreranno molecole d'acqua. Pertanto, i composti ionici possono esistere solo allo stato secco e non ci saranno ioni idrati di N3-.
2. Formazione di legami covalenti
Quando gli atomi di N formano composti con non metalli con elettronegatività maggiore, si formano i seguenti legami covalenti:
⑴Gli atomi N assumono lo stato di ibridazione sp3, formano tre legami covalenti, mantengono una coppia di coppie di elettroni solitari e la configurazione molecolare è piramidale trigonale, come NH3, NF3, NCl3, ecc. Se si formano quattro legami singoli covalenti, la configurazione molecolare è un tetraedro regolare, come gli ioni NH4+.
⑵N gli atomi assumono lo stato di ibridazione sp2, formano due legami covalenti e un legame e mantengono una coppia di coppie di elettroni solitari e la configurazione molecolare è angolare, come Cl—N=O. (L'atomo di N forma un legame σ e un legame π con l'atomo di CI, e una coppia di coppie di elettroni solitari sull'atomo di N rende la molecola triangolare.) Se non c'è una coppia di elettroni solitari, la configurazione molecolare è triangolare, come la molecola HNO3 o NO3-ione. Nella molecola di acido nitrico, l'atomo di N forma rispettivamente tre legami σ con tre atomi di O, e una coppia di elettroni sul suo orbitale π e i singoli elettroni π di due atomi di O formano un legame π delocalizzato a quattro elettroni a tre centri. Nello ione nitrato, si forma un grande legame π delocalizzato a quattro centri e sei elettroni tra tre atomi di O e l'atomo centrale di N. Questa struttura rende +5 il numero di ossidazione apparente dell'atomo di N nell'acido nitrico. A causa della presenza di grandi legami π, il nitrato è sufficientemente stabile in condizioni normali. ⑶L'atomo N adotta l'ibridazione sp per formare un triplo legame covalente e mantiene una coppia di coppie di elettroni solitari. La configurazione molecolare è lineare, come la struttura dell'atomo N nella molecola N2 e CN-.
3. Formazione di vincoli di coordinamento
Quando gli atomi di azoto formano sostanze o composti semplici, spesso trattengono coppie di elettroni solitari, quindi tali sostanze o composti semplici possono agire come donatori di coppie di elettroni per coordinarsi con gli ioni metallici. Ad esempio, [Cu(NH3)4]2+ o [Tu(NH2)5]7, ecc.
Diagramma stato di ossidazione-energia libera di Gibbs
Dal diagramma stato di ossidazione-energia libera di Gibbs dell'azoto si può anche vedere che, ad eccezione degli ioni NH4, la molecola di N2 con numero di ossidazione pari a 0 si trova nel punto più basso della curva nel diagramma, il che indica che N2 è termodinamicamente stabile rispetto ai composti azotati con altri numeri di ossidazione.
I valori di vari composti dell'azoto con numero di ossidazione compreso tra 0 e +5 sono tutti al di sopra della linea che collega i due punti HNO3 e N2 (la linea tratteggiata nel diagramma), quindi questi composti sono termodinamicamente instabili e soggetti a reazioni di sproporzione. L'unico nel diagramma con un valore inferiore alla molecola N2 è lo ione NH4+. [1] Dal diagramma stato di ossidazione-energia libera di Gibbs dell'azoto e dalla struttura della molecola di N2, si può vedere che l'N2 elementare è inattivo. Solo ad alta temperatura, alta pressione e in presenza di un catalizzatore l'azoto può reagire con l'idrogeno per formare ammoniaca: In condizioni di scarico, l'azoto può combinarsi con l'ossigeno per formare ossido nitrico: N2+O2=scarica=2NO L'ossido nitrico si combina rapidamente con l'ossigeno per forma biossido di azoto 2NO+O2=2NO2 Il biossido di azoto si dissolve in acqua per formare acido nitrico, ossido nitrico 3NO2+H2O=2HNO3+NO Nei paesi con energia idroelettrica sviluppata, questa reazione è stata utilizzata per produrre acido nitrico. N2 reagisce con l'idrogeno per produrre ammoniaca: N2+3H2=== (segno reversibile) 2NH3 N2 reagisce con metalli con basso potenziale di ionizzazione e i cui nitruri hanno un'elevata energia reticolare per formare nitruri ionici. Ad esempio: N2 può reagire direttamente con il litio metallico a temperatura ambiente: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagisce con i metalli alcalino terrosi Mg, Ca, Sr, Ba a temperature incandescenti: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 può reagiscono solo con boro e alluminio a temperature incandescenti: 2 B + N2=== 2 BN (composto macromolecolare) N2 reagisce generalmente con il silicio e altri elementi del gruppo a una temperatura superiore a 1473K.
La molecola di azoto contribuisce con tre coppie di elettroni al legame, cioè formando due legami π e un legame σ. Non contribuisce al legame e le energie di legame e anti-legame sono approssimativamente compensate e sono equivalenti a coppie di elettroni solitari. Poiché nella molecola di N2 è presente un triplo legame N≡N, la molecola di N2 ha una grande stabilità e sono necessari 941,69 kJ/mol di energia per scomporla in atomi. La molecola N2 è la più stabile delle molecole biatomiche conosciute e la massa molecolare relativa dell'azoto è 28. Inoltre, l'azoto non è facile da bruciare e non supporta la combustione.
Orario di pubblicazione: 23 luglio 2024
