Carl Scheele, um químico sueco, e Daniel Rutherford, um botânico escocês, descobriram o nitrogênio separadamente em 1772. O reverendo Cavendish e Lavoisier também obtiveram nitrogênio de forma independente mais ou menos na mesma época. O nitrogênio foi reconhecido pela primeira vez como elemento por Lavoisier, que o chamou de "azo", que significa "inanimado". Chaptal nomeou o elemento nitrogênio em 1790. O nome é derivado da palavra grega "nitre" (nitrato contendo nitrogênio em nitrato)
Fontes de nitrogênio
O nitrogênio é o 30º elemento mais abundante na Terra. Considerando que o nitrogênio representa 4/5 do volume atmosférico, ou mais de 78%, temos quantidades quase ilimitadas de nitrogênio à nossa disposição. O nitrogênio também existe na forma de nitratos em uma variedade de minerais, como salitre chileno (nitrato de sódio), salitre ou nitro (nitrato de potássio) e minerais contendo sais de amônio. O nitrogênio está presente em muitas moléculas orgânicas complexas, incluindo proteínas e aminoácidos presentes em todos os organismos vivos.
Propriedades físicas
O nitrogênio N2 é um gás incolor, insípido e inodoro à temperatura ambiente e geralmente não é tóxico. A densidade do gás em condições padrão é 1,25g/L. O nitrogênio representa 78,12% da atmosfera total (fração volumétrica) e é o principal componente do ar. Existem cerca de 400 trilhões de toneladas de gás na atmosfera.
Sob pressão atmosférica padrão, quando resfriado a -195,8°C, torna-se um líquido incolor. Quando resfriado a -209,86°C, o nitrogênio líquido torna-se um sólido semelhante à neve.
O nitrogênio não é inflamável e é considerado um gás asfixiante (ou seja, respirar nitrogênio puro priva o corpo humano de oxigênio). O nitrogênio tem uma solubilidade muito baixa em água. A 283K, um volume de água pode dissolver cerca de 0,02 volumes de N2.
Propriedades químicas
O nitrogênio tem propriedades químicas muito estáveis. É difícil reagir com outras substâncias à temperatura ambiente, mas pode sofrer alterações químicas com certas substâncias sob condições de alta temperatura e alta energia, e pode ser usado para produzir novas substâncias úteis aos seres humanos.
A fórmula orbital molecular das moléculas de nitrogênio é KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Três pares de elétrons contribuem para a ligação, ou seja, duas ligações π e uma ligação σ são formadas. Não há contribuição para a ligação, e as energias de ligação e anti-ligação são aproximadamente compensadas e são equivalentes a pares de elétrons isolados. Como existe uma ligação tripla N≡N na molécula de N2, a molécula de N2 tem grande estabilidade e são necessários 941,69 kJ/mol de energia para decompô-la em átomos. A molécula de N2 é a mais estável das moléculas diatômicas conhecidas, e a massa molecular relativa do nitrogênio é 28. Além disso, o nitrogênio não é fácil de queimar e não suporta a combustão.
Método de teste
Coloque a barra de Mg em chamas na garrafa coletora de gás cheia de nitrogênio e a barra de Mg continuará a queimar. Extraia a cinza restante (pó ligeiramente amarelo Mg3N2), adicione uma pequena quantidade de água e produza um gás (amônia) que torna azul o papel de tornassol vermelho úmido. Equação de reação: 3Mg + N2 = ignição = Mg3N2 (nitreto de magnésio); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH)2 + 2NH3↑
Características de ligação e estrutura de ligação de valência do nitrogênio
Como a substância única N2 é extremamente estável em condições normais, as pessoas muitas vezes acreditam erroneamente que o nitrogênio é um elemento quimicamente inativo. Na verdade, pelo contrário, o nitrogênio elementar tem alta atividade química. A eletronegatividade de N (3.04) perde apenas para F e O, indicando que ele pode formar ligações fortes com outros elementos. Além disso, a estabilidade da molécula N2 da substância única mostra apenas a atividade do átomo N. O problema é que as pessoas ainda não encontraram as condições ideais para ativar as moléculas de N2 à temperatura e pressão ambientes. Mas na natureza, algumas bactérias nos nódulos das plantas podem converter o N2 do ar em compostos de azoto sob condições de baixa energia, à temperatura e pressão normais, e utilizá-los como fertilizante para o crescimento das culturas.
Portanto, o estudo da fixação de nitrogênio sempre foi um importante tema de pesquisa científica. Portanto, é necessário que compreendamos detalhadamente as características de ligação e a estrutura das ligações de valência do nitrogênio.
Tipo de título
A estrutura da camada eletrônica de valência do átomo N é 2s2p3, ou seja, existem 3 elétrons únicos e um par de pares de elétrons solitários. Com base nisso, ao formar compostos, os três tipos de ligação a seguir podem ser gerados:
1. Formação de ligações iônicas 2. Formação de ligações covalentes 3. Formação de ligações de coordenação
1. Formando ligações iônicas
Os átomos de N têm alta eletronegatividade (3,04). Quando formam nitretos binários com metais de menor eletronegatividade, como Li (eletronegatividade 0,98), Ca (eletronegatividade 1,00) e Mg (eletronegatividade 1,31), podem obter 3 elétrons e formar íons N3-. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =inflamar= Mg3N2 Os íons N3- têm uma carga negativa mais alta e um raio maior (171pm). Eles serão fortemente hidrolisados quando encontrarem moléculas de água. Portanto, os compostos iônicos só podem existir no estado seco e não haverá íons hidratados de N3-.
2. Formação de ligações covalentes
Quando átomos de N formam compostos com não metais com maior eletronegatividade, as seguintes ligações covalentes são formadas:
⑴N átomos assumem o estado de hibridização sp3, formam três ligações covalentes, retêm um par de pares de elétrons solitários e a configuração molecular é piramidal trigonal, como NH3, NF3, NCl3, etc. um tetraedro regular, como íons NH4+.
⑵N átomos assumem o estado de hibridização sp2, formam duas ligações covalentes e uma ligação e retêm um par de pares de elétrons solitários, e a configuração molecular é angular, como Cl—N=O. (O átomo de N forma uma ligação σ e uma ligação π com o átomo de Cl, e um par de pares de elétrons isolados no átomo de N torna a molécula triangular.) Se não houver um par de elétrons isolados, a configuração molecular é triangular, como a molécula de HNO3 ou NO3-íon. Na molécula de ácido nítrico, o átomo de N forma três ligações σ com três átomos de O, respectivamente, e um par de elétrons em seu orbital π e os elétrons π únicos de dois átomos de O formam uma ligação π deslocalizada de três centros e quatro elétrons. No íon nitrato, uma grande ligação π deslocalizada de quatro centros e seis elétrons é formada entre três átomos de O e o átomo central de N. Esta estrutura torna o número de oxidação aparente do átomo de N no ácido nítrico +5. Devido à presença de grandes ligações π, o nitrato é suficientemente estável em condições normais. ⑶N átomo adota hibridização sp para formar uma ligação tripla covalente e retém um par de pares de elétrons solitários. A configuração molecular é linear, como a estrutura do átomo N na molécula N2 e CN-.
3. Formação de vínculos de coordenação
Quando os átomos de nitrogênio formam substâncias ou compostos simples, eles geralmente retêm pares de elétrons isolados, de modo que tais substâncias ou compostos simples podem atuar como doadores de pares de elétrons para se coordenarem com os íons metálicos. Por exemplo, [Cu(NH3)4]2+ ou [Tu(NH2)5]7, etc.
Diagrama de estado de oxidação-energia livre de Gibbs
Também pode ser visto no diagrama de estado de oxidação-energia livre de Gibbs do nitrogênio que, com exceção dos íons NH4, a molécula de N2 com número de oxidação 0 está no ponto mais baixo da curva do diagrama, o que indica que N2 é termodinamicamente estável em relação aos compostos de nitrogênio com outros números de oxidação.
Os valores de vários compostos de nitrogênio com números de oxidação entre 0 e +5 estão todos acima da linha que conecta os dois pontos HNO3 e N2 (a linha pontilhada no diagrama), portanto esses compostos são termodinamicamente instáveis e propensos a reações de desproporção. O único no diagrama com valor inferior ao da molécula de N2 é o íon NH4+. [1] A partir do diagrama de estado de oxidação-energia livre de Gibbs do nitrogênio e da estrutura da molécula de N2, pode-se ver que o N2 elementar é inativo. Somente sob alta temperatura, alta pressão e a presença de um catalisador o nitrogênio pode reagir com o hidrogênio para formar amônia: Sob condições de descarga, o nitrogênio pode combinar-se com o oxigênio para formar óxido nítrico: N2+O2=descarga=2NO O óxido nítrico combina rapidamente com o oxigênio para formar formar dióxido de nitrogênio 2NO+O2=2NO2 O dióxido de nitrogênio se dissolve na água para formar ácido nítrico, óxido nítrico 3NO2+H2O=2HNO3+NO Em países com energia hidrelétrica desenvolvida, esta reação tem sido usada para produzir ácido nítrico. N2 reage com hidrogênio para produzir amônia: N2+3H2=== (sinal reversível) 2NH3 N2 reage com metais com baixo potencial de ionização e cujos nitretos possuem alta energia de rede para formar nitretos iônicos. Por exemplo: N2 pode reagir diretamente com lítio metálico à temperatura ambiente: 6 Li + N2 === 2 Li3N N2 reage com metais alcalino-terrosos Mg, Ca, Sr, Ba em temperaturas incandescentes: 3 Ca + N2 === Ca3N2 N2 pode reage apenas com boro e alumínio em temperaturas incandescentes: 2 B + N2 === 2 BN (composto de macromolécula) N2 geralmente reage com silício e outros elementos do grupo a uma temperatura superior a 1473K.
A molécula de nitrogênio contribui com três pares de elétrons para a ligação, ou seja, formando duas ligações π e uma ligação σ. Não contribui para a ligação, e as energias de ligação e anti-ligação são aproximadamente compensadas e são equivalentes a pares de elétrons isolados. Como existe uma ligação tripla N≡N na molécula de N2, a molécula de N2 tem grande estabilidade e são necessários 941,69kJ/mol de energia para decompô-la em átomos. A molécula de N2 é a mais estável das moléculas diatômicas conhecidas, e a massa molecular relativa do nitrogênio é 28. Além disso, o nitrogênio não é fácil de queimar e não suporta a combustão.
Horário da postagem: 23 de julho de 2024
