Vad är kväve? Mängden kväve. Kvävemolekyl

Det icke-metalliska elementet i det periodiska bordets 15: e grupp [Va] är kväve, där 2 atomer bildar en molekyl, en färglös, luktfri och smaklös gas som utgör den största delen av jordens atmosfär och utgör en integrerad del av alla levande saker.

Upptäcktshistorik

Kvävegasen är cirka 4/5 av jordens atmosfär. Det isolerades under tidig luftforskning. År 1772 demonstrerade den svenska kemisten Karl-Wilhelm Scheele först vilket kväve är. Enligt hans åsikt är luften en blandning av två gaser, av vilka han kallade "eldig luft", sedan han fortsatte att brinna, och den andra "orena luften", eftersom han var kvar efter att den första hade spenderats. Det var syre och kväve. Omkring samma tid isolerades kvävet av den skotska botanisten Daniel Rutherford, som först publicerade hans fynd, liksom den brittiska kemisten Henry Cavendish och den brittiska prästman och forskaren Joseph Priestley, som delade med Sheele förekomsten av syreupptäckten. Ytterligare forskning har visat att den nya gasen är en del av nitrat- eller kaliumnitrat (KNO ₃ ) och kallas därför nitrogenen ("nitrat") av den franska kemisten Shaptal år 1790. Kväve förkroppsades först med de kemiska elementen Lavoisier, Vars förklaring av rollen av syre i förbränning nekade teorin om phlogiston - populär i det XVIII århundradet. Felaktig idé att bränna. Det här kemiska elementets oförmåga att upprätthålla livet (på grekisk sida) orsakade Lavoisier att kalla gas kvävet.

Förekomst och distribution

Vad är kväve? Genom förekomsten av kemiska element upptar den sjätte platsen. Jordens atmosfär är 75,51 viktprocent och 78,09 volymprocent består av detta element och är dess huvudkälla för industrin. Atmosfären innehåller också en liten mängd ammoniak- och ammoniumsalter, liksom kväveoxider och salpetersyra som produceras under åskväder, såväl som förbränningsmotorer. Fria kväve finns i många meteoriter, vulkaniska och gruvgaser och några mineralfjädrar, i solen, i stjärnor och nebulae.

Kväve finns också i mineraltillförsel av kaliumnitrat och natrium, men det räcker inte för att möta mänskliga behov. Ett annat material som är rikt på detta element är guanoen, som finns i grottor där det finns många fladdermöss eller på torra platser som besöks av fåglar. Även kväve finns i regn och jord i form av ammoniak- och ammoniumsalter och i havsvatten i form av ammoniumjoner (NH4 ⁺ ), nitrit (NO2-) och nitrater (NO3-). I genomsnitt är det cirka 16% av komplexa organiska föreningar, såsom proteiner, närvarande i alla levande organismer. Dess naturliga innehåll i jordskorpan är 0,3 delar per 1000. Utbredningen i rymden är 3 till 7 atomer per kiselatom.

De största länderna som producerar kväve (i form av ammoniak) i början av XXI-talet var Indien, Ryssland, USA, Trinidad och Tobago, Ukraina.

Kommersiell produktion och användning

Industriell produktion av kväve är baserad på fraktionerad destillation av flytande luft. Kokpunkten är -195,8 ° C, vilken är 13 ° C lägre än den för syre, som således separeras. Kväve kan också framställas i stor skala genom att bränna kol eller kolväten i luft och separera den resulterande koldioxiden och vatten från kvarvarande kväve. I liten skala produceras rent kväve genom uppvärmning av bariumaziden Ba (N3) ₂ . Laboratoriereaktioner innefattar upphettning av en lösning av ammoniumnitrit (NH4NO2), oxiderande ammoniak med en vattenhaltig lösning av brom eller uppvärmd kopparoxid :

• NH4 ⁺ + NO2 ^- → N2 + 2H20.
• 8NH3 + 3Br2 → N2 + 6NH4 ⁺ + 6Br ^- .
• 2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu.

Elementärt kväve kan användas som en inert atmosfär för reaktioner som kräver uteslutning av syre och fukt. Flytande kväve används också. Väte, metan, kolmonoxid, fluor och syre är de enda ämnen som inte omvandlas till ett fast kristallint tillstånd vid kväveens kokpunkt.

I kemisk industri används detta kemiska element för att förhindra oxidation eller annan försämring av produkten, som ett inert utspädningsmedel av en reaktiv gas, för att avlägsna värme eller kemikalier, och även som brand- eller explosionshämmare. I livsmedelsindustrin används kvävegas för att förhindra förstöring av produkter och flytande - för frystorkning och kylsystem. I elindustrin förhindrar gas oxidation och andra kemiska reaktioner, skapar tryck i kabelmanteln och skyddar elmotorerna. Vid metallurgi används kväve vid svetsning och lödning, förhindrande av oxidation, karburisering och avkolning. Som en inaktiv gas används den för produktion av porösa gummi-, plast- och elastomerer, det fungerar som drivmedel i aerosolburkar och skapar också tryck av flytande bränsle i jetflygplan. I medicin används snabb frysning med flytande kväve för att bevara blod, benmärg, vävnader, bakterier och spermier. Han fann ansökan i kryogen forskning.

anslutningar

Det mesta av kvävet används vid framställning av kemiska föreningar. Den tredubbla bindningen mellan elementets atomer är så stark (226 kcal per mol, dubbelt så hög molekylvätska) att kvävemolekylen knappast kommer in i andra föreningar.

Den huvudsakliga industriella metoden för fixering av elementet är Haber-Bosch-processen för ammoniaksyntes, som utvecklades under första världskriget, för att minska Tysklands beroende av chilenskt nitrat. Den innehåller den direkta syntesen av NH ₃ - en färglös gas med en skarp, irriterande lukt - direkt från dess element.

De flesta ammoniak omvandlas till salpetersyra (HNO ₃ ) och nitrater - salter och estrar av salpetersyra, kalcinerad soda (Na ₂ CO ₃ ), hydrazin (N ₂ H ₄ ) - en färglös vätska som används som drivmedel och i många industriella processer.

Salpetersyra är en annan viktig kommersiell förening av detta kemiska element. Färglös, starkt frätande vätska används vid framställning av gödningsmedel, färgämnen, läkemedel och sprängämnen. Ammoniumnitrat (NH ₄ NO ₃ ) - ett salt av ammoniak och salpetersyra - är den vanligaste delen av kvävegödselmedel.

Kväve + syre

Med syre bildar kväve en serie oxider, inklusive kväveoxid (N ₂ O), där dess valens är +1, oxid (NO) (+2) och dioxid (NO ₂ ) (+4). Många kväveoxider är extremt flyktiga; De är de främsta källorna till förorening i atmosfären. Nitrogenoxid, även känd som gasningsgas, används ibland som en bedövningsmedel. Vid inandning orsakar det mild hysteri. Kväveoxid reagerar snabbt med syre för att bilda en brun dioxid, en mellanprodukt vid produktion av salpetersyra och en kraftfull oxidant i kemiska processer och raketbränsle.

Vissa nitrider bildade av kombinationen av metaller med kväve vid förhöjda temperaturer används också. Nitrider av bor, titan, zirkonium och tantal har speciella tillämpningar. En kristallin form av bornitrid (BN), till exempel, är inte sämre än diamant i hårdhet och är dåligt oxiderad, därför användes den som ett högtemperaturskurmedel.

Oorganiska cyanider innehåller gruppen CN ^- . Vätgascyanid eller hydrocyansyra HCN är en extremt instabil och extremt giftig gas som används för rökning, malmkoncentration, i andra industriella processer. Dicyan (CN) ₂ används som mellankemikalie och för rökning.

Azider är föreningar som innehåller en grupp av tre kväveatomer -N3. De flesta av dem är instabila och mycket känsliga för stötar. Vissa av dem, såsom blyazid Pb (N3) ₂ , används i detonatorer och kapslar. Azider, som halogener, växlar lätt med andra ämnen och bildar en mängd olika föreningar.

Kväve är en del av flera tusen organiska föreningar. De flesta av dem härrör från ammoniak, vätecyanid, cyanogen, kväveoxid eller salpetersyra. Aminer, aminosyror, amider är exempelvis härledda från eller nära besläktade med ammoniak. Nitroglycerin och nitrocellulosa är salpetersyraestrar. Nitrit framställs från salpetersyra (HNO2). Puriner och alkaloider är heterocykliska föreningar i vilka kväve ersätter en eller flera kolatomer.

Egenskaper och reaktioner

Vad är kväve? Det är en färglös, luktfri gas som kondenserar vid -195,8 ° C i en färglös viskositet med låg viskositet. Elementet existerar som N2-molekyler, representerade som: N ::: N: för vilken bindningsenergin, som är lika med 226 kcal per mol, är andra än kolmonoxid (256 kcal per mol). Av denna anledning är aktiveringsenergin av molekylärt kväve väldigt hög, så under normala förhållanden är elementet relativt inert. Dessutom bidrar en högstabil kvävemolekyl avsevärt till den termodynamiska instabiliteten hos många kvävehaltiga föreningar, i vilka bindningar, fastän de är tillräckligt starka, är sämre än molekylära kvävebindningar.

Relativt nyligen och oväntat upptäcktes kvävemolekylernas förmåga att fungera som ligander i komplexa föreningar. Iakttagande att vissa lösningar av rutheniumkomplex kan absorbera atmosfäriskt kväve har lett till det faktum att ett enklare och bättre sätt att fixa detta element snart kan hittas.

Aktivt kväve kan erhållas genom att passera en lågtrycksgas genom en elektrisk spänning med hög spänning. Produkten lyser gult och är mycket mer villig att reagera än den molekylära, med atomvätska, svavel, fosfor och olika metaller och kan även sönderdela NO to N2 och O2.

En tydligare uppfattning om vilken kväve är, kan erhållas från sin elektroniska struktur, som har formen 1s ² 2s ² 2p ³ . De yttre skalens fem elektroner skyddar svagt laddningen, vilket resulterar i att den effektiva nukleära laddningen känns på ett avstånd av den kovalenta radien. Kväveatomer är relativt små och har en hög elektronegativitet, som ligger mellan kol och syre. Den elektroniska konfigurationen innefattar tre halvfyllda externa orbitaler, vilket gör det möjligt att bilda tre kovalenta bindningar. Därför måste kväveatomen ha en extremt hög reaktivitet, som bildar stabila binära föreningar med de flesta andra element, speciellt när det andra elementet skiljer sig signifikant i elektronegativitet vilket ger en signifikant polaritet till bindningarna. När det andra elementets elektronegativitet är lägre, ger polariteten kväveatomen en partiell negativ laddning, som frigör sina odelade elektroner för att delta i koordinationsobligationer. När ett annat element är mer elektronegativ, begränsar en partiellt positiv laddning av kväve väsentligen molekylens givaregenskaper. Vid en låg polaritet av bindningen, på grund av det andra elementets lika elektronegativitet, råder flera anslutningar över enskilda bindningar. Om mismatchen av atomdimensioner förhindrar bildandet av flera bindningar är den bildade enkla bindningen sannolikt relativt svag och förbindelsen blir instabil.

Analytisk kemi

Ofta kan kväveandelen i en gasblandning bestämmas genom mätning av dess volym efter absorption av andra komponenter med kemiska reagens. Nedbrytningen av nitrater med svavelsyra i närvaro av kvicksilver släpper kväveoxid, som kan mätas som en gas. Kväve frigörs från organiska föreningar när de brinner över kopparoxid, och fritt kväve kan mätas som en gas efter absorption av andra förbränningsprodukter. Kjeldahls välkända metod för att bestämma innehållet i det ämne vi överväger i organiska föreningar består i att sönderdela föreningen med koncentrerad svavelsyra (om så är nödvändigt innehållande kvicksilver eller dess oxid, liksom olika salter). Således omvandlas kvävet till ammoniumsulfat. Tillsats av natriumhydroxid frigör ammoniak, vilken uppsamlas med konventionell syra; Restmängden av oreagerad syra bestäms sedan genom titrering.

Biologisk och fysiologisk betydelse

Kvävens roll i levande ämnen bekräftar den fysiologiska aktiviteten hos dess organiska föreningar. De flesta levande organismer kan inte använda detta kemiska element direkt och måste ha tillgång till dess föreningar. Därför är fixering av kväve av stor betydelse. I naturen är detta resultatet av två huvudprocesser. En av dem är effekten av elektrisk energi i atmosfären, på grund av vilken kväve- och syremolekylen dissocierar, vilket medger att friatomer bildar NO och NO ₂ . Dioxiden reagerar sedan med vatten: 3NO2 + H20 → 2HNO3 + NO.

HNO ₃ löses upp och kommer till jorden med regn i form av en svag lösning. Med tiden blir syran en del av det kombinerade jordkvävet, där det neutraliseras, bildar nitrit och nitrater. N-innehållet i odlade jordar återställs som regel på grund av införandet av gödselmedel som innehåller nitrater och ammoniumsalter. Isolering av djur och växter och deras sönderdelning returnerar kväveföreningar till mark och luft.

En annan viktig process med naturlig fixering är livsaktiviteten hos baljväxter. Tack vare symbios med bakterier kan dessa kulturer konvertera atmosfäriskt kväve direkt till dess föreningar. Vissa mikroorganismer, såsom Azotobacter Chroococcum och Clostridium pasteurianum, kan fixa N oberoende.

Själva gasen, som är inert, är ofarlig, utom vid andning under tryck, och det löses upp i blod och andra kroppsvätskor vid högre koncentrationer. Detta medför en narkotisk effekt, och om trycket avtar för snabbt frigörs överskott av kväve i form av gasbubblor i olika delar av kroppen. Detta kan orsaka smärta i musklerna och lederna, svimning, partiell förlamning och till och med döden. Dessa symtom kallas dekompressionssjukdom. Därför bör de som tvingas andas luft under dessa förhållanden sakta sakta minska trycket i normala fall så att överskott av kväve kommer ut genom lungorna utan bildande av bubblor. Det bästa alternativet är att använda en blandning av syre och helium för andning. Helium är mycket mindre lösligt i kroppsvätskor, och faran minskar.

isotoper

Kväve existerar som två stabila isotoper ¹⁴ N (99,63%) och ¹⁵ N (0,37%). De kan separeras genom kemisk utbyte eller genom termisk diffusion. kvävemassan i form av artificiella radioaktiva isotopen är i intervallet 10-13 och 16-24. Den mest stabila halveringstid på 10 minuter. Första artificiellt inducerad transmutation gjordes 1919 av det brittiska fysikern Ernest Rutherford, som bombardera kväve-14 alfa-partiklar erhållna kärna-17 syre och protoner.

egenskaper

Slutligen lista de grundläggande egenskaperna av kväve:

• Atomnummer: 7.
• Atomvikten för kväve: 14,0067.
• Smältpunkt: -209,86 ° C.
• Kokpunkt: -195,8 ° C.
• Densitet (1 atm, 0 ° C): 1.2506 g kväve per liter.
• Konventionell oxidationstillstånd -3, 3, 5.
• Elektronkonfiguration: 1s 2s ^{2 2 3} 2p.