Carl Scheele, švedski kemičar, i Daniel Rutherford, škotski botaničar, odvojeno su otkrili dušik 1772. Velečasni Cavendish i Lavoisier također su neovisno dobili dušik otprilike u isto vrijeme. Dušik je kao element prvi prepoznao Lavoisier, koji ga je nazvao "azo", što znači "neživ". Chaptal je 1790. element nazvao dušik. Ime je izvedeno iz grčke riječi "nitre" (nitrat koji sadrži dušik u nitratu)
Izvori dušika
Dušik je 30. najzastupljeniji element na Zemlji. S obzirom da dušik čini 4/5 atmosferskog volumena, odnosno više od 78%, imamo gotovo neograničene količine dušika na raspolaganju. Dušik također postoji u obliku nitrata u raznim mineralima, poput čileanske salitre (natrijev nitrat), salitre ili nitra (kalijev nitrat) i minerala koji sadrže amonijeve soli. Dušik je prisutan u mnogim složenim organskim molekulama, uključujući proteine i aminokiseline prisutne u svim živim organizmima
Fizička svojstva
Dušik N2 je plin bez boje, okusa i mirisa na sobnoj temperaturi i obično nije otrovan. Gustoća plina u standardnim uvjetima je 1,25g/L. Dušik čini 78,12% ukupne atmosfere (volumenski udio) i glavna je komponenta zraka. U atmosferi se nalazi oko 400 trilijuna tona plina.
Pod standardnim atmosferskim tlakom, kada se ohladi na -195,8 ℃, postaje bezbojna tekućina. Kada se ohladi na -209,86 ℃, tekući dušik postaje krutina poput snijega.
Dušik nije zapaljiv i smatra se plinom koji izaziva gušenje (tj. udisanje čistog dušika lišava ljudsko tijelo kisika). Dušik ima vrlo nisku topljivost u vodi. Na 283 K, jedan volumen vode može otopiti oko 0,02 volumena N2.
Kemijska svojstva
Dušik ima vrlo stabilna kemijska svojstva. Teško reagira s drugim tvarima na sobnoj temperaturi, ali može doživjeti kemijske promjene s određenim tvarima pod uvjetima visoke temperature i visoke energije te se može koristiti za proizvodnju novih tvari korisnih ljudima.
Molekulska orbitalna formula molekula dušika je KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Tri para elektrona doprinose vezivanju, odnosno nastaju dvije π veze i jedna σ veza. Nema doprinosa vezivanju, a energija vezivanja i antivezivanja približno su pomaknute i ekvivalentne su usamljenim elektronskim parovima. Budući da u molekuli N2 postoji trostruka veza N≡N, molekula N2 ima veliku stabilnost, a za njezino razlaganje na atome potrebno je 941,69 kJ/mol energije. Molekula N2 je najstabilnija od poznatih dvoatomnih molekula, a relativna molekularna masa dušika je 28. Štoviše, dušik nije lako sagorjeti i ne podržava gorenje.
Metoda ispitivanja
Stavite goruću Mg pločicu u bocu za skupljanje plina napunjenu dušikom i Mg pločica će nastaviti gorjeti. Ekstrahirajte preostali pepeo (blago žuti prah Mg3N2), dodajte malu količinu vode i proizvedite plin (amonijak) koji mokri crveni lakmus papir oboji u plavo. Jednadžba reakcije: 3Mg + N2 = paljenje = Mg3N2 (magnezijev nitrid); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Vezna svojstva i struktura valentne veze dušika
Budući da je jedina tvar N2 iznimno stabilna u normalnim uvjetima, ljudi često pogrešno vjeruju da je dušik kemijski neaktivan element. Zapravo, naprotiv, elementarni dušik ima visoku kemijsku aktivnost. Elektronegativnost N (3.04) je druga nakon F i O, što ukazuje da može formirati jake veze s drugim elementima. Osim toga, stabilnost pojedine molekule tvari N2 samo pokazuje aktivnost atoma N. Problem je što ljudi još nisu pronašli optimalne uvjete za aktiviranje molekula N2 na sobnoj temperaturi i tlaku. Ali u prirodi, neke bakterije na biljnim kvržicama mogu pretvoriti N2 iz zraka u dušikove spojeve pod niskoenergetskim uvjetima pri normalnoj temperaturi i tlaku i koristiti ih kao gnojivo za rast usjeva.
Stoga je proučavanje fiksacije dušika uvijek bilo važna tema znanstvenog istraživanja. Stoga nam je potrebno detaljno razumjeti karakteristike vezivanja i strukturu valentne veze dušika.
Vrsta obveznice
Struktura sloja valentnog elektrona atoma N je 2s2p3, to jest, postoje 3 pojedinačna elektrona i par usamljenih elektronskih parova. Na temelju toga, pri formiranju spojeva mogu se generirati sljedeća tri tipa veze:
1. Stvaranje ionskih veza 2. Stvaranje kovalentnih veza 3. Stvaranje koordinacijskih veza
1. Stvaranje ionskih veza
Atomi N imaju visoku elektronegativnost (3,04). Kada tvore binarne nitride s metalima s nižom elektronegativnošću, kao što su Li (elektronegativnost 0,98), Ca (elektronegativnost 1,00) i Mg (elektronegativnost 1,31), mogu dobiti 3 elektrona i formirati N3- ione. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =zapaliti= Mg3N2 N3- ioni imaju veći negativni naboj i veći polumjer (171pm). Oni će biti snažno hidrolizirani kada naiđu na molekule vode. Stoga ionski spojevi mogu postojati samo u suhom stanju i neće biti hidratiziranih iona N3-.
2. Stvaranje kovalentnih veza
Kada atomi N tvore spojeve s nemetalima s većom elektronegativnošću, nastaju sljedeće kovalentne veze:
⑴Atomi N poprimaju sp3 hibridizacijsko stanje, tvore tri kovalentne veze, zadržavaju par slobodnih elektronskih parova, a konfiguracija molekule je trigonalno piramidalna, kao što su NH3, NF3, NCl3 itd. Ako se formiraju četiri kovalentne jednostruke veze, konfiguracija molekule je pravilni tetraedar, kao što su NH4+ ioni.
⑵N atomi zauzimaju sp2 hibridizacijsko stanje, tvore dvije kovalentne veze i jednu vezu i zadržavaju par usamljenih elektronskih parova, a molekularna konfiguracija je kutna, kao što je Cl—N=O. (Atom N tvori σ vezu i π vezu s atomom Cl, a par slobodnih elektronskih parova na atomu N čini molekulu trokutastom.) Ako ne postoji slobodni elektronski par, konfiguracija molekule je trokutasta, kao što je molekula HNO3 ili NO3- ion. U molekuli dušične kiseline, atom dušika formira tri σ veze s tri atoma O, redom, a par elektrona na njegovoj π orbitali i pojedinačni π elektroni dvaju atoma O tvore delokaliziranu π vezu s tri središta i četiri elektrona. U nitratnom ionu se između tri O atoma i središnjeg N atoma stvara delokalizirana velika π veza sa četiri centra i šest elektrona. Ova struktura čini prividni oksidacijski broj atoma N u dušičnoj kiselini +5. Zbog prisutnosti velikih π veza, nitrat je dovoljno stabilan u normalnim uvjetima. ⑶N atom usvaja sp hibridizaciju da formira kovalentnu trostruku vezu i zadržava par slobodnih elektronskih parova. Molekularna konfiguracija je linearna, kao što je struktura atoma N u molekuli N2 i CN-.
3. Stvaranje koordinacijskih veza
Kada atomi dušika tvore jednostavne tvari ili spojeve, oni često zadržavaju usamljene elektronske parove, tako da takve jednostavne tvari ili spojevi mogu djelovati kao donori elektronskih parova za koordinaciju s metalnim ionima. Na primjer, [Cu(NH3)4]2+ ili [Tu(NH2)5]7 itd.
Dijagram oksidacijsko stanje-Gibbsova slobodna energija
Iz dijagrama oksidacijsko stanje-Gibbsova slobodna energija dušika također je vidljivo da je, osim iona NH4, molekula N2 s oksidacijskim brojem 0 na najnižoj točki krivulje u dijagramu, što ukazuje da je N2 termodinamički stabilan u odnosu na dušikove spojeve s drugim oksidacijskim brojevima.
Vrijednosti raznih dušikovih spojeva s oksidacijskim brojevima između 0 i +5 sve su iznad crte koja spaja dvije točke HNO3 i N2 (isprekidana linija na dijagramu), pa su ti spojevi termodinamički nestabilni i skloni reakcijama disproporcioniranja. Jedini na dijagramu s nižom vrijednošću od molekule N2 je ion NH4+. [1] Iz dijagrama oksidacijsko stanje-Gibbsova slobodna energija dušika i strukture molekule N2 može se vidjeti da je elementarni N2 neaktivan. Samo pri visokoj temperaturi, visokom tlaku i prisutnosti katalizatora dušik može reagirati s vodikom u obliku amonijaka: U uvjetima pražnjenja, dušik se može spojiti s kisikom u dušikov oksid: N2+O2=pražnjenje=2NO Dušikov oksid brzo se spaja s kisikom u tvore dušikov dioksid 2NO+O2=2NO2 Dušikov dioksid se otapa u vodi pri čemu nastaje dušična kiselina, dušikov oksid 3NO2+H2O=2HNO3+NO U zemljama s razvijenom hidroenergijom ova se reakcija koristi za proizvodnju dušične kiseline. N2 reagira s vodikom i proizvodi amonijak: N2+3H2=== (reverzibilni predznak) 2NH3 N2 reagira s metalima s niskim ionizacijskim potencijalom i čiji nitridi imaju visoku energiju rešetke kako bi nastali ionski nitridi. Na primjer: N2 može reagirati izravno s metalnim litijem na sobnoj temperaturi: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagira sa zemnoalkalijskim metalima Mg, Ca, Sr, Ba na temperaturama žarne niti: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 može reagira samo s borom i aluminijem na temperaturama žarenja: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekulski spoj) N2 općenito reagira sa silicijem i drugim elementima skupine na temperaturi višoj od 1473 K.
Molekula dušika doprinosi vezivanju s tri para elektrona, odnosno formiranju dvije π veze i jedne σ veze. Ne doprinosi vezivanju, a energija vezivanja i antivezivanja približno su pomaknute i ekvivalentne su usamljenim elektronskim parovima. Budući da u molekuli N2 postoji trostruka veza N≡N, molekula N2 ima veliku stabilnost, a potrebno je 941,69kJ/mol energije da se razgradi na atome. Molekula N2 je najstabilnija od poznatih dvoatomnih molekula, a relativna molekularna masa dušika je 28. Štoviše, dušik nije lako sagorjeti i ne podržava gorenje.
Vrijeme objave: 23. srpnja 2024
