Atomnummer för kväve i det periodiska systemet. Vilken typ av ämne är kväve? Typer och egenskaper hos kväve. Nitrider med en mellanliggande typ av bindning

• Beteckning - N (kväve);
• Period - II;
• Grupp - 15 (Va);
• Atommassa - 14,00674;
• Atomnummer - 7;
• Atomradie = 92 pm;
• Kovalent radie = 75 pm;
• Elektronfördelning - 1s 2 2s 2 2p 3 ;
• smälttemperatur = -209,86°C;
• kokpunkt = -195,8°C;
• Elektronegativitet (enligt Pauling/enligt Alpred och Rokhov) = 3,04/3,07;
• Oxidationstillstånd: +5, +4, +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3;
• Densitet (antal) = 0,808 g/cm3 (-195,8°C);
• Molvolym = 17,3 cm 3 /mol.

Kväveföreningar:

• Ekvationer för oxidations-reduktionsreaktioner av kväve...

Det är inte möjligt att entydigt namnge den vetenskapsman som var den första att upptäcka kväve av den enkla anledningen att tre personer gjorde det nästan samtidigt 1772 – Henry Cavendish, Joseph Priestley och Daniel Rutherford (Carl Scheele kan också läggas till denna lista). Men ingen av forskarna vid en gång förstod fullt ut hans upptäckt. Många ger "handflatan" till skotten Daniel Rutherford, eftersom han var den första att publicera en masteruppsats där han beskrev de grundläggande egenskaperna hos "bortskämd luft".

Det faktiska namnet föreslogs 1787 av A. Lavoisier.

Kväve är det fjärde vanligaste kemiska elementet i solsystemet (efter väte, helium och syre). Kväve är ett av de vanligaste grundämnena på jorden:

• jordens atmosfär innehåller 3,87·10 18 kg kväve - 75,6% (i vikt) eller 78,08% (i volym);
• jordskorpan innehåller kväve (0,7-1,5) 10 18 kg;
• jordens mantel innehåller 1,3·10 19 kg kväve;
• hydrosfären innehåller 2·10 16 kg kväve (7·10 14 kg i form av föreningar).

Kväve spelar en viktig roll i organismers liv - det finns i proteiner, aminosyror, aminer och nukleinsyror.

Naturligt kväve består av två stabila isotoper 14 N - 99,635% och 15 N - 0,365%.

Kväveatomen innehåller 7 elektroner, som finns i två orbitaler (s och p) (se Elektronisk struktur av atomer). Den inre orbitalen innehåller 2 elektroner; på den yttre - 5 (ett fritt elektronpar + tre oparade elektroner, som kan bilda tre kovalenta bindningar; se Kovalent bindning).

När den reagerar med andra kemiska grundämnen kan kväveatomen uppvisa ett oxidationstillstånd från +5 till -3 (utöver tre valenselektroner kan en annan bindning bildas av donator-acceptormekanismen på grund av att ett fritt elektronpar med en atom har en fri omloppsbana).

Kväveoxidationstillstånd:

• +5 - HNO3;
• +4 - NO2;
• +3 - HNO2;
• +2 - NEJ;
• +1 - N2O;
• -1 -NH2OH;
• -2-N2H4;
• -3 (vanligast) - NH 3.

N 2

De tre oparade p-elektronerna i kväveatomen, som ligger på dess yttre energinivå, har formen av lika stora armar av en åttasiffra, placerade vinkelrätt mot varandra:

När en kvävemolekyl (N2) bildas överlappar p-orbitalen som ligger längs en atoms X-axel med en liknande p x -orbital för en annan atom - vid skärningspunkten mellan orbitalerna bildas en ökad elektrontäthet med bildandet av en kovalent bindning ( σ bindning).

Två andra orbitaler av en atom, belägna längs Y- och Z-axlarna, överlappar sina laterala ytor med sina "bröder" till en annan atom och bildar ytterligare två kovalenta bindningar ( π-bindningar).

Som ett resultat bildas 3 kovalenta bindningar i kvävemolekylen (N 2) (två π-bindningar + en σ-bindning), d.v.s. en mycket stark trippelbindning uppstår (se Multipelbindningar).

Kvävemolekylen är mycket stark (dissociationsenergi 940 kJ/mol) och har låg reaktivitet.

Egenskaper hos molekylärt kväve

Under normala förhållanden är kväve ett lågaktivt ämne, vilket förklaras av ganska starka interatomära bindningar i dess molekyl, eftersom de bildas av så många som tre elektronpar. Av denna anledning reagerar kväve vanligtvis vid höga temperaturer.

• luktfri och färglös gas;
• dåligt löslig i vatten;
• löslig i organiska lösningsmedel;
• kan reagera med metaller och icke-metaller vid upphettning i närvaro av en katalysator (under påverkan av joniserande strålning);
• kväve reagerar som ett oxidationsmedel (med undantag för syre och fluor):
  • Under normala förhållanden reagerar kväve endast med litium:
    6Li + N2 = 2Li3N;
  • Vid upphettning reagerar kväve med metaller:
    2Al + N2 = 2AlN;
  • vid en temperatur på 500°C och vid högt tryck i närvaro av järn reagerar kväve med väte:
    N2 + 3H2 ↔ 2NH3;
  • vid en temperatur på 1000°C reagerar kväve med syre, bor, kisel:
    N2 + O2 ↔ 2NO.
• kväve interagerar som ett reduktionsmedel:
  • med syre:
    N 2 0 +O 2 0 ↔ 2N +2 O -2 (kväveoxid II)
  • med fluor:
    N20 +3F20 = 2N+3F3-1 (kvävefluorid III)

Erhålla och använda kväve

Kväveproduktion:

• industriellt erhålls kväve genom flytande av luft med efterföljande separation av kväve genom avdunstning;
• laboratoriemetoder för att erhålla kväve:
  • nedbrytning av ammoniumnitrit:
    NH4NO2 = N2 + 2H2O;
  • reduktion av salpetersyra med aktiva metaller:
    36HNO3 + 10Fe = 10Fe(NO3)3 + 3N2 + 18H2O;
  • nedbrytning av metallazider (rent kväve):
    2NaN3 -> (t) 2Na + 3N2;
  • Atmosfäriskt kväve produceras genom att reagera luft med varm koks:
    O2 + 4N2 + 2C → 2CO + 4N2;
  • genom att leda ammoniak över koppar(II)oxid vid t=700°C:
    2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu.

Applicering av kväve:

• skapande av inerta miljöer inom metallurgi;
• syntes av ammoniak och salpetersyra;
• produktion av sprängämnen;
• för att skapa låga temperaturer;
• produktion av mineralgödsel: kaliumnitrat (KNO 3); natriumnitrat (NaN03); ammoniumnitrat (NH4NO3); kalknitrat (Ca(NO 3) 2).

Kväve är en färglös gas, ett av de vanligaste kemiska grundämnena på vår planet, i det periodiska systemet betecknas det med symbolen N från lat. Nitrogenum, betyder livlös (azoo på grekiska). I skolan lär vi oss att kvävgas utgör 78 procent av jordens atmosfär. Om du lägger den på en panna av en tänkt våg, så måste du på den andra pannan stapla 4 x 10 15 ton vikter för balans.

Kväve i form av dess föreningar spelar en kolossal roll i mänsklighetens liv. Jordbrukare tillför årligen enorma mängder kvävegödsel till jorden. Kvävehaltiga föreningar efterfrågas alltmer inom industrin - det är färgämnen, olika typer av bränsle och polymerer. Det verkar som att behovet lätt kan tillgodoses på grund av atmosfärens stora hav. Men varje skolbarn är väl medveten om detta ämnes tröghet: de diatomiska molekylerna som utgör kvävgas reagerar inte med praktiskt taget några andra ämnen under normala förhållanden.

Samtidigt har den omständigheten länge varit känd som tvingar kemister att ihärdigt söka efter nya vägar. Detta är den biologiska fixeringen av kväve av vissa mikroorganismer, såväl som alger, som först etablerades av den ryska vetenskapsmannen S. Vinogradsky redan på 90-talet av 1800-talet. Det visar sig att kemisk tröghet inte stör absorptionen av kväve av levande organismer? När allt kommer omkring kan de inte använda höga temperaturer och tryck. Det betyder att bland enzymerna - biologiska katalysatorer som finns i bakteriekroppen - finns de som gör det möjligt att omvandla kväve till proteiner vid vanliga temperaturer och tryck i närvaro av vatten och syre.

Det som var slående var att kväveaktiva system inte var unika. Kemister har arbetat med många av dem tidigare och till och med använt dem i industriella processer.

Efter detta gjordes ytterligare en upptäckt som bröt ner den psykologiska barriären gällande kväve. Som ett resultat fick forskare ett unikt komplex av rutenium och kväve: gasmolekylen i den var fast fäst vid metallatomen. Sådana komplex av andra molekyler med metallföreningar var tidigare kända och brett studerade. Men ingen förväntade sig att en molekyl av "inert" kväve skulle kunna binda så hårt till en metalljon.

Forskare kunde inte fastställa villkoren för bindning av fritt kväve. Det visade sig emellertid att fritt kväve också kan bilda komplex med ruteniumföreningar, ibland i närvaro av vatten och syre. Sedan började intensiva sökningar i olika länder i världen, och det visade sig att kväve binder till komplex med en rad olika metaller.

Här kunde vi återigen bara undra varför varken kvävekomplex eller dess reaktioner i lösningar hade upptäckts tidigare.

Samtidigt har forskarna kommit längre. För det första var det möjligt att visa att processen kan påskyndas genom att använda katalysatorer för att binda stora mängder molekylärt kväve. För det andra upptäcktes att fritt kväve under påverkan av föreningar av samma övergångsmetaller kan reagera med vissa organiska föreningar. Därmed fann man ett lovande sätt att få fram värdefulla kemikalier från molekylärt kväve.

Nu var det nödvändigt att koppla samman två framväxande riktningar - kemin av molekylära kvävekomplex och studiet av reaktionen för dess reduktion. Det var trots allt komplexbildning (som tidigare funnits för andra molekyler) som i princip borde ha "aktiverat" inerta gasmolekyler. I kända komplex förblev den emellertid inert. Långsiktigt teoretiskt och experimentellt arbete gav svar på frågan om hur komplex skulle vara för att kvävet i dem skulle vara kemiskt aktivt. Naturligtvis är det omöjligt att ge en detaljerad beskrivning av den utvecklade teorin här. Men i synnerhet av det följer att komplex som är aktiva i förhållande till ytterligare reaktioner inte kan observeras vid vanliga, utan vid lägre temperaturer. Forskare började från lösningar isolera en hel uppsättning komplex där kvävemolekylen aktiveras för ytterligare reaktioner.

Uppmuntrade av sin framgång försökte forskarna binda kväve direkt i en vattenlösning med hjälp av relativt svaga reduktionsmedel, precis som bakterier och alger gör. På jakt efter de saknade uppgifterna var vi tvungna att ta hjälp av vilda djur.

Det var redan känt att i bakteriers enzymatiska system aktiverar kvävemolekylen molybden och denna metall kan inte ersättas med någon annan metall förutom vanadin. Forskare fokuserade sin uppmärksamhet på föreningar av dessa speciella metaller, och trodde att det inte var av en slump som naturen valde dem.

1970 fick de äntligen det resultat som forskare strävat efter i många år. Det var möjligt att upptäcka system som fixerar kväve i närvaro av molybden- och vanadinföreningar i vattenhaltiga och vattenhaltiga-alkoholhaltiga medier. Den primära reaktionens slutpunkt verkade nästan uteslutande vara hydrazin. Under något förändrade förhållanden var det möjligt att observera den övervägande bildningen av ammoniak.

Så det finns en paradox mindre i kemi. Idén om kvävets tröghet har motbevisats, nya sätt har upptäckts för att omvandla enorma atmosfäriska "avlagringar" av denna gas till produkter som behövs av människor.

Kväve, i form av diatomiska N2-molekyler, utgör det mesta av atmosfären, där dess innehåll är 75,6% (i vikt) eller 78,084% (i volym), det vill säga cirka 3,87 10 15 ton.

Massan av kväve löst i hydrosfären, med beaktande av att processerna för upplösning av atmosfäriskt kväve i vatten och dess utsläpp till atmosfären samtidigt sker, är cirka 2 10 13 ton, dessutom finns cirka 7 10 11 ton kväve. i hydrosfären i form av föreningar.

Biologisk roll

Kväve är ett grundämne som är nödvändigt för förekomsten av djur och växter, det är en del av proteiner (16-18 viktprocent), aminosyror, nukleinsyror, nukleoproteiner, klorofyll, hemoglobin, etc. I sammansättningen av levande celler, antalet av kväveatomer är cirka 2%, i massfraktion - cirka 2,5% (fjärde plats efter väte, kol och syre). I detta avseende finns en betydande mängd fixerat kväve i levande organismer, "dött organiskt material" och dispergerat material i haven och oceanerna. Denna mängd uppskattas till cirka 1,9 10 11 ton. Som ett resultat av processerna med ruttnande och nedbrytning av kvävehaltigt organiskt material, med förbehåll för gynnsamma miljöfaktorer, kan naturliga avlagringar av mineraler som innehåller kväve bildas till exempel "chilensk salpeter" (natriumnitrat med föroreningar andra föreningar), norsk, indisk salpeter.

Kvävets kretslopp i naturen

Kvävets kretslopp i naturen

Fixering av atmosfäriskt kväve i naturen sker i två huvudriktningar - abiogen och biogen. Den första vägen involverar huvudsakligen reaktioner av kväve med syre. Eftersom kväve är kemiskt mycket inert krävs stora mängder energi (höga temperaturer) för oxidation. Dessa förhållanden uppnås under blixtnedslag när temperaturen når 25 000 °C eller mer. I detta fall uppstår bildningen av olika kväveoxider. Det finns också möjligheten att abiotisk fixering uppstår som ett resultat av fotokatalytiska reaktioner på ytan av halvledare eller bredbandsdielektrika (ökensand).

Huvuddelen av molekylärt kväve (ca 1,4·10 8 t/år) fixeras dock biotiskt. Under lång tid trodde man att endast ett litet antal arter av mikroorganismer (om än utbredda på jordens yta) kunde binda molekylärt kväve: bakterier Azotobacter Och Clostridium, knölbakterier från baljväxter Rhizobium cyanobakterier Anabaena, Nostoc etc. Det är nu känt att många andra organismer i vatten och mark har denna förmåga, till exempel aktinomyceter i knölar av al och andra träd (totalt 160 arter). Alla omvandlar molekylärt kväve till ammoniumföreningar (NH 4+). Denna process kräver betydande energiförbrukning (för att fixera 1 g atmosfäriskt kväve förbrukar bakterier i baljväxtknölar cirka 167,5 kJ, det vill säga de oxiderar cirka 10 g glukos). Således är den ömsesidiga fördelen av symbiosen mellan växter och kvävefixerande bakterier synlig - de förra ger de senare en "plats att leva" och förser "bränslet" som erhålls som ett resultat av fotosyntesen - glukos, de senare ger kvävet nödvändiga för växter i en form som de kan absorbera.

Kväve i form av ammoniak och ammoniumföreningar, som härrör från biogena kvävefixeringsprocesser, oxideras snabbt till nitrater och nitriter (denna process kallas nitrifikation). De senare, som inte är sammankopplade av växtvävnader (och längre fram i näringskedjan av växtätare och rovdjur), förblir inte länge i jorden. De flesta nitrater och nitriter är mycket lösliga, så de tvättas bort av vatten och hamnar så småningom i världshaven (detta flöde uppskattas till 2,5-8·10 7 t/år).

Kväve som ingår i vävnader hos växter och djur, efter deras död, genomgår ammonifiering (sönderdelning av kvävehaltiga komplexa föreningar med frisättning av ammoniak och ammoniumjoner) och denitrifikation, det vill säga frisättning av atomärt kväve, såväl som dess oxider . Dessa processer sker helt och hållet på grund av aktiviteten hos mikroorganismer under aeroba och anaeroba förhållanden.

I frånvaro av mänsklig aktivitet är processerna för kvävefixering och nitrifikation nästan helt balanserade av motsatta reaktioner av denitrifikation. En del av kvävet kommer in i atmosfären från manteln med vulkanutbrott, en del är fast fixerad i jordar och lermineraler, dessutom läcker kväve ständigt från atmosfärens övre skikt in i det interplanetära rummet.

Toxikologi av kväve och dess föreningar

Atmosfäriskt kväve i sig är tillräckligt inert för att ha en direkt effekt på människokroppen och däggdjur. Men med högt blodtryck orsakar det narkos, berusning eller kvävning (på grund av syrebrist); När trycket minskar snabbt orsakar kväve tryckfallssjuka.

Många kväveföreningar är mycket aktiva och ofta giftiga.

Mottagande

I laboratorier kan det erhållas genom nedbrytningsreaktionen av ammoniumnitrit:

NH4NO2 → N2 + 2H2O

Reaktionen är exoterm och frigör 80 kcal (335 kJ), så kärlet måste kylas medan det sker (även om ammoniumnitrit måste värmas för att starta reaktionen).

I praktiken utförs denna reaktion genom att droppvis tillsätta en mättad lösning av natriumnitrit till en uppvärmd mättad lösning av ammoniumsulfat, och ammoniumnitriten som bildas som ett resultat av utbytesreaktionen sönderdelas omedelbart.

Gasen som frigörs i detta fall är förorenad med ammoniak, kväveoxid (I) och syre, från vilken den renas genom att successivt passera genom lösningar av svavelsyra, järn(II)sulfat och över varm koppar. Kvävet torkas sedan.

En annan laboratoriemetod för att producera kväve är att värma en blandning av kaliumdikromat och ammoniumsulfat (i viktförhållandet 2:1). Reaktionen fortskrider enligt ekvationerna:

K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 SO 4 = (NH 4) 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → (t) Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

Det renaste kvävet kan erhållas genom nedbrytning av metallazider:

2NaN3 →(t) 2Na + 3N2

Det så kallade "luft" eller "atmosfäriska" kvävet, det vill säga en blandning av kväve med ädelgaser, erhålls genom att reagera luft med varm koks:

O 2 + 4N 2 + 2C → 2CO + 4N 2

Detta producerar så kallad "generator" eller "luft" gas - råmaterial för kemisk syntes och bränsle. Vid behov kan kväve separeras från det genom att absorbera kolmonoxid.

Molekylärt kväve framställs industriellt genom fraktionerad destillation av flytande luft. Denna metod kan också användas för att erhålla "atmosfäriskt kväve". Kväveanläggningar som använder adsorptions- och membrangasseparationsmetoder används också i stor utsträckning.

En av laboratoriemetoderna är att föra ammoniak över koppar(II)oxid vid en temperatur på ~700°C:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu

Ammoniak tas från dess mättade lösning genom uppvärmning. Mängden CuO är 2 gånger större än beräknat. Omedelbart före användning renas kväve från syre och ammoniak genom att passera över koppar och dess oxid (II) (även ~700°C), sedan torkas med koncentrerad svavelsyra och torr alkali. Processen är ganska långsam, men det är värt det: gasen som erhålls är mycket ren.

Egenskaper

Fysikaliska egenskaper

Optisk linjeemissionsspektrum av kväve

Under normala förhållanden är kväve en färglös gas, luktfri och lätt löslig i vatten (2,3 ml/100 g vid 0 °C, 0,8 ml/100 g vid 80 °C).

I flytande tillstånd (kokpunkt -195,8 °C) är det en färglös, rörlig vätska som vatten. När den kommer i kontakt med luft absorberar den syre från den.

Vid -209,86 °C förvandlas kväve till ett fast tillstånd i form av en snöliknande massa eller stora snövita kristaller. Vid kontakt med luft absorberar den syre från den och smälter och bildar en lösning av syre i kväve.

Tre kristallina modifikationer av fast kväve är kända. I intervallet 36,61 - 63,29 K finns en β-N2-fas med hexagonal tät packning, rymdgrupp P6 3/mmc, gitterparametrarna a=3,93 Å och c=6,50 Å. Vid temperaturer under 36,61 K är α-N 2-fasen med ett kubiskt gitter stabil, med rymdgrupp Pa3 eller P2 1 3 och period a = 5,660 Å. Under ett tryck på mer än 3500 atmosfärer och en temperatur under 83 K bildas den hexagonala γ-N2-fasen.

Kemiska egenskaper, molekylstruktur

Kväve i det fria tillståndet finns i form av diatomiska N 2-molekyler, vars elektroniska konfiguration beskrivs av formeln σ s ²σ s *2 π x, y 4 σ z ², vilket motsvarar trippelbindningen mellan kvävemolekylerna N ≡N (bindningslängd d N≡N = 0,1095 nm). Som ett resultat är kvävemolekylen extremt stark för dissociationsreaktionen N 2 ↔ 2N specifik bildningsentalpi ΔH° 298 =945 kJ, reaktionshastighetskonstant K 298 =10 -120, det vill säga dissociation av kvävemolekyler sker praktiskt taget inte under normala förhållanden (jämvikten är nästan helt förskjuten åt vänster). Kvävemolekylen är opolär och svagt polariserad, interaktionskrafterna mellan molekyler är mycket svaga, därför är kväve under normala förhållanden gasformigt.

Även vid 3000 °C är graden av termisk dissociation av N 2 endast 0,1 %, och endast vid en temperatur på cirka 5000 °C når flera procent (vid normalt tryck). I höga skikt av atmosfären sker fotokemisk dissociation av N 2 -molekyler. Under laboratorieförhållanden är det möjligt att erhålla atomärt kväve genom att leda gasformig N 2 under stark urladdning genom fältet för en högfrekvent elektrisk urladdning. Atomiskt kväve är mycket mer aktivt än molekylärt kväve: i synnerhet vid vanliga temperaturer reagerar det med svavel, fosfor, arsenik och ett antal metaller, till exempel co.

På grund av den stora styrkan hos kvävemolekylen är många av dess föreningar endotermiska, entalpin för deras bildning är negativ och kväveföreningar är termiskt instabila och sönderdelas ganska lätt när de värms upp. Det är därför kväve på jorden för det mesta är i ett fritt tillstånd.

På grund av dess betydande tröghet reagerar kväve endast med litium under normala förhållanden:

6Li + N2 → 2Li3N,

vid upphettning reagerar den med vissa andra metaller och icke-metaller och bildar även nitrider:

3Mg + N2 → Mg3N2,

Vätenitrid (ammoniak) är av största praktiska betydelse:

Industriell fixering av atmosfäriskt kväve

Kväveföreningar används extremt mycket inom kemi; det är omöjligt att ens lista alla områden där ämnen som innehåller kväve används: detta är industrin för gödningsmedel, sprängämnen, färgämnen, mediciner, etc. Även om kolossala mängder kväve är tillgängliga bokstavligen "från luften", på grund av styrkan hos kvävemolekylen N 2 som beskrivs ovan, har problemet med att erhålla kväveinnehållande föreningar från luften länge varit olöst; De flesta av kväveföreningarna extraherades från dess mineraler, såsom chilensk salpeter. Minskningen av reserverna av dessa mineral, liksom det växande behovet av kväveföreningar, tvingade dock arbetet med den industriella fixeringen av atmosfäriskt kväve att påskyndas.

Den vanligaste ammoniakmetoden för att fixera atmosfäriskt kväve. Reversibel reaktion av ammoniaksyntes:

3H2 + N2 ↔ 2NH3

exotermisk (termisk effekt 92 kJ) och kommer med en minskning i volym, därför, för att flytta jämvikten åt höger i enlighet med Le Chatelier-Brown-principen, krävs kylning av blandningen och höga tryck. Ur kinetisk synvinkel är dock en sänkning av temperaturen ogynnsam, eftersom detta kraftigt minskar reaktionshastigheten - redan vid 700 °C är reaktionshastigheten för låg för praktisk användning.

I sådana fall används katalys eftersom en lämplig katalysator tillåter att reaktionshastigheten ökas utan att jämvikten förändras. I processen att leta efter en lämplig katalysator prövades omkring tjugo tusen olika föreningar. Baserat på kombinationen av egenskaper (katalytisk aktivitet, motståndskraft mot förgiftning, låg kostnad), är den mest använda katalysatorn en baserad på metalliskt järn med inblandningar av aluminium- och kaliumoxider. Processen utförs vid temperaturer på 400–600°C och tryck på 10–1000 atmosfärer.

Det bör noteras att vid tryck över 2000 atmosfärer sker syntesen av ammoniak från en blandning av väte och kväve vid hög hastighet och utan katalysator. Till exempel, vid 850 °C och 4500 atmosfärer är produktutbytet 97 %.

Det finns en annan, mindre vanlig metod för industriell bindning av atmosfäriskt kväve - cyanamidmetoden, baserad på reaktionen mellan kalciumkarbid och kväve vid 1000 °C. Reaktionen sker enligt ekvationen:

CaC2 + N2 → CaCN2 + C.

Reaktionen är exoterm, dess termiska effekt är 293 kJ.

Varje år avlägsnas cirka 1·10 6 ton kväve från jordens atmosfär industriellt. Processen för att erhålla kväve beskrivs i detalj här GRASYS

Kväveföreningar

Kväveföreningar i oxidationstillståndet −3 representeras av nitrider, av vilka ammoniak praktiskt taget är den viktigaste;
Kväveföreningar i oxidationstillståndet -2 är mindre typiska, representerade av pernitrider, av vilka den viktigaste är vätepernitrid N2H4 eller hydrazin (det finns också en extremt instabil vätepernitrid N2H2, diimid);
Kväveföreningar i oxidationstillståndet −1 NH2OH (hydroxylamin) är en instabil bas som används tillsammans med hydroxylammoniumsalter i organisk syntes;
Kväveföreningar i oxidationstillstånd +1 kväveoxid (I) N2O (dikväveoxid, lustgas);
Kväveföreningar i oxidationstillstånd +2 kväveoxid (II) NO (kvävemonoxid);
Kväveföreningar i oxidationstillståndet +3 kväveoxid (III) N2O3, salpetersyrlighet, derivat av anjonen NO2-, kvävetrifluorid NF3;
Kväveföreningar i oxidationstillstånd +4 kväveoxid (IV) NO2 (kvävedioxid, brungas);
Kväveföreningar i oxidationstillståndet +5 - kväveoxid (V) N2O5, salpetersyra och dess salter - nitrater, etc.

Användning och tillämpning

Lågkokande flytande kväve i en metallbägare.

Flytande kväve används som köldmedium och för kryoterapi.

Industriella tillämpningar av kvävgas beror på dess inerta egenskaper. Gasformigt kväve är brand- och explosionssäkert, förhindrar oxidation och röta. Inom petrokemi används kväve för att rensa tankar och rörledningar, kontrollera driften av rörledningar under tryck och öka produktionen av fält. Inom gruvdrift kan kväve användas för att skapa en explosionssäker miljö i gruvor och för att expandera berglager. Inom elektroniktillverkning används kväve för att rensa ut områden som inte tillåter närvaron av oxiderande syre. I en process som traditionellt utförs med luft, om oxidation eller sönderfall är negativa faktorer, kan kväve framgångsrikt ersätta luft.

Ett viktigt användningsområde för kväve är dess användning för vidare syntes av en mängd olika föreningar som innehåller kväve, såsom ammoniak, kvävegödselmedel, sprängämnen, färgämnen etc. Stora mängder kväve används vid koksproduktion (“torrt) släckning av koks") vid lossning av koks från koksugnsbatterier, samt för att "pressa" bränsle i raketer från tankar till pumpar eller motorer.

Inom livsmedelsindustrin är kväve registrerat som en livsmedelstillsats E941, som ett gasformigt medium för förpackning och lagring, används ett köldmedium och flytande kväve vid buteljering av oljor och icke-kolsyrade drycker för att skapa övertryck och en inert miljö i mjuka behållare.

Flytande kväve visas ofta i filmer som ett ämne som omedelbart kan frysa ganska stora föremål. Detta är ett vanligt misstag. Även att frysa en blomma kräver ganska lång tid. Detta beror delvis på den mycket låga värmekapaciteten hos kvävet. Av samma anledning är det väldigt svårt att kyla ned till exempel lås till -196 °C och dela dem med ett slag.

En liter flytande kväve, som avdunstar och värms upp till 20 °C, bildar cirka 700 liter gas. Av denna anledning lagras flytande kväve i speciella vakuumisolerade Dewar-kärl av öppen typ eller kryogena trycktankar. Principen att släcka bränder med flytande kväve bygger på samma faktum. Genom att avdunsta tränger kväve undan det syre som behövs för förbränning och elden upphör. Eftersom kväve, till skillnad från vatten, skum eller pulver, helt enkelt avdunstar och försvinner, är kvävesläckning den mest effektiva brandsläckningsmekanismen vad gäller bevarande av värdesaker.

Att frysa levande varelser med flytande kväve med möjlighet till efterföljande avfrostning är problematiskt. Problemet är oförmågan att frysa (och frysa upp) en varelse tillräckligt snabbt så att inhomogeniteten av frysning inte påverkar dess vitala funktioner. Stanislaw Lem, som fantiserade om detta ämne i sin bok "Fiasco", kom på ett nödfrysningssystem för kväve där en kväveslang, som slog ut tänder, trycktes in i astronautens mun och en riklig ström av kväve tillfördes inuti.

Cylindermärkning

Kvävecylindrar är målade svarta, måste ha en gul inskription och en brun rand (standard

Kväve är ett kemiskt element i grupp V i Mendeleevs periodiska system, med atomnummer 7 och atommassa 14,00674. Vilka egenskaper har detta element?

Fysikaliska egenskaper hos kväve

Kväve är en diatomisk gas, luktfri, färglös och smaklös. Kokpunkten för kväve vid atmosfärstryck är -195,8 grader, smältpunkten är -209,9 grader. Lösligheten i vatten vid 20 grader är mycket låg - 15,4 ml/l.

Ris. 1. Kväveatom.

Atmosfäriskt kväve består av två isotoper: 14N (99,64%) och 15N (0,36%). Radioaktiva isotoper av kväve 13N och 16N är också kända.

Översättningen av namnet på elementet "kväve" är livlös. Detta namn är sant för kväve som ett enkelt ämne, men i ett bundet tillstånd är det ett av livets huvudelement och är också en del av proteiner, nukleinsyror, vitaminer, etc.

Kvävets kemiska egenskaper

I kvävemolekylen utförs den kemiska bindningen på grund av tre gemensamma par av p-elektroner, vars orbitaler är riktade längs x-, y- och z-axlarna.

En kovalent bindning som bildas av överlappande orbitaler längs en linje som förbinder de sammanfogade atomernas centrum kallas en q-bindning.

En kovalent bindning som uppstår när orbitalerna på vardera sidan av linjen som förbinder de sammanfogade atomernas centrum överlappar kallas en n-bindning. Kvävemolekylen har en q-bindning och två p-bindningar.

Ris. 2. Bindningar i en kvävemolekyl.

Molekylärt kväve är ett kemiskt inaktivt ämne, detta förklaras av trippelbindningen mellan kväveatomerna och dess korta längd

Under normala förhållanden kan kväve endast reagera med litium:

6Li+N2 =2Li3N (litiumnitrit)

Vid höga temperaturer försvagas bindningarna mellan atomer och kvävet blir mer reaktivt. Vid upphettning kan den reagera med andra metaller, till exempel med magnesium, kalcium, aluminium för att bilda nitrider:

3Mg+N2 =Mg3N2

3Ca+N2 =Ca3N2

Genom att leda kväve genom varm koks erhålls en förening av kväve och kol - cyanogen.

Ris. 3. Dicyan formel.

Med aluminiumoxid och kol bildar kväve även aluminiumnitrid vid höga temperaturer:

Al2O3 +3C+N2 =2AlN+3CO,

och med läsk och kol - natriumcyanid:

Na2CO3 +4C+N2 =2NaCN+3CO

När de kommer i kontakt med vatten hydrolyserar många nitrider fullständigt för att bilda ammoniak och metallhydroxid:

Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3

Vid ljusbågens temperatur (3000-4000 grader) reagerar kväve med syre:. Totalt antal mottagna betyg: 224.

KVÄVE, N (lat. Nitrogenium * a. kväve; n. Stickstoff; f. azote, kväve; i. kväve), är ett kemiskt grundämne av grupp V i Mendelejevs periodiska system, atomnummer 7, atommassa 14,0067. Upptäcktes 1772 av den engelske upptäcktsresanden D. Rutherford.

Kvävets egenskaper

Under normala förhållanden är kväve en färglös och luktfri gas. Naturligt kväve består av två stabila isotoper: 14 N (99,635 %) och 15 N (0,365 %). Kvävemolekylen är diatomisk; atomerna är förbundna med en kovalent trippelbindning NN. Kvävemolekylens diameter, bestämd med olika metoder, är 3,15-3,53 A. Kvävemolekylen är mycket stabil - dissociationsenergin är 942,9 kJ/mol.

Molekylärt kväve

Molekylära kvävekonstanter: f smältning - 209,86°C, f kokande - 195,8°C; Densiteten av gasformigt kväve är 1,25 kg/m3, flytande kväve - 808 kg/m3.

Kvävets egenskaper

I fast tillstånd finns kväve i två modifikationer: kubisk a-form med en densitet på 1026,5 kg/m3 och hexagonal b-form med en densitet på 879,2 kg/m3. Smältvärme 25,5 kJ/kg, förångningsvärme 200 kJ/kg. Ytspänning av flytande kväve i kontakt med luft 8.5.10 -3 N/m; dielektrisk konstant 1,000538. Löslighet av kväve i vatten (cm 3 per 100 ml H2O): 2,33 (0°C), 1,42 (25°C) och 1,32 (60°C). Kväveatomens yttre elektronskal består av 5 elektroner. Oxidationstillstånden för kväve varierar från 5 (i N 2 O 5) till -3 (i NH 3).

Kväveförening

Under normala förhållanden kan kväve reagera med övergångsmetallföreningar (Ti, V, Mo, etc.), bilda komplex eller reduceras till ammoniak och hydrazin. Kväve interagerar med aktiva metaller, till exempel vid upphettning till relativt låga temperaturer. Kväve reagerar med de flesta andra grundämnen vid höga temperaturer och i närvaro av katalysatorer. Kväveföreningar med: N 2 O, NO, N 2 O 5 har studerats väl. Kväve kombineras med C endast vid höga temperaturer och i närvaro av katalysatorer; detta producerar ammoniak NH 3 . Kväve interagerar inte direkt med halogener; därför erhålls alla kvävehalogenider endast indirekt, till exempel kvävefluorid NF 3 - genom interaktion med ammoniak. Kväve förenas inte heller direkt med svavel. När varmt vatten reagerar med kväve bildas cyanogen (CN) 2. När vanligt kväve utsätts för elektriska urladdningar, samt vid elektriska urladdningar i luften, kan aktivt kväve bildas, som är en blandning av kvävemolekyler och atomer med en ökad energireserv. Aktivt kväve interagerar mycket energiskt med syre, väte, ånga och vissa metaller.

Kväve är ett av de vanligaste grundämnena på jorden, och huvuddelen av det (cirka 4,10 15 ton) är koncentrerat i ett fritt tillstånd i. Varje år släpper vulkanisk aktivitet ut 2,10 6 ton kväve i atmosfären. En liten del kväve koncentreras i (medelhalt i litosfären 1,9,10 -3%). Naturliga kväveföreningar är ammoniumklorid och olika nitrater (saltpeter). Kvävenitrider kan bara bildas vid höga temperaturer och tryck, vilket verkar ha varit fallet i de tidigaste stadierna av jordens utveckling. Stora ansamlingar av salpeter finns endast i torra ökenklimat (etc.). Små mängder fixerat kväve finns i (1-2,5 %) och (0,02-1,5 %), samt i vatten i floder, hav och hav. Kväve ansamlas i jordar (0,1 %) och levande organismer (0,3 %). Kväve är en del av proteinmolekyler och många naturliga organiska föreningar.

Kvävets kretslopp i naturen

I naturen finns det en kvävecykel, som inkluderar en cykel av molekylärt atmosfäriskt kväve i biosfären, en cykel i atmosfären av kemiskt bundet kväve, en cykel av ytkväve begravd med organiskt material i litosfären med dess återgång tillbaka till atmosfären . Kväve för industrin utvanns tidigare helt från naturliga salpeterfyndigheter, vars antal är mycket begränsat i världen. Särskilt stora förekomster av kväve i form av natriumnitrat finns i Chile; salpeterproduktionen uppgick vissa år till mer än 3 miljoner ton.