Carl Scheele, ein schwedischer Chemiker, und Daniel Rutherford, ein schottischer Botaniker, entdeckten 1772 unabhängig voneinander Stickstoff. Etwa zur gleichen Zeit erlangten auch Reverend Cavendish und Lavoisier unabhängig voneinander Stickstoff. Stickstoff wurde erstmals von Lavoisier als Element erkannt, der es „Azo“ nannte, was „unbelebt“ bedeutet. Chaptal benannte das Element Stickstoff im Jahr 1790. Der Name leitet sich vom griechischen Wort „nitre“ (Nitrat, das Stickstoff in Nitrat enthält) ab.
Stickstoffquellen
Stickstoff ist das 30. häufigste Element auf der Erde. Wenn man bedenkt, dass Stickstoff 4/5 des atmosphärischen Volumens oder mehr als 78 % ausmacht, stehen uns nahezu unbegrenzte Mengen an Stickstoff zur Verfügung. Stickstoff kommt auch in Form von Nitraten in einer Vielzahl von Mineralien vor, wie zum Beispiel Chilenischer Salpeter (Natriumnitrat), Salpeter oder Salpeter (Kaliumnitrat) und Mineralien, die Ammoniumsalze enthalten. Stickstoff kommt in vielen komplexen organischen Molekülen vor, einschließlich Proteinen und Aminosäuren, die in allen lebenden Organismen vorkommen
Physikalische Eigenschaften
Stickstoff N2 ist bei Raumtemperatur ein farb-, geschmacks- und geruchloses Gas und normalerweise ungiftig. Die Gasdichte beträgt unter Standardbedingungen 1,25 g/L. Stickstoff macht 78,12 % der gesamten Atmosphäre (Volumenanteil) aus und ist der Hauptbestandteil der Luft. In der Atmosphäre befinden sich etwa 400 Billionen Tonnen Gas.
Unter normalem atmosphärischem Druck und Abkühlen auf -195,8℃ wird es zu einer farblosen Flüssigkeit. Beim Abkühlen auf -209,86℃ wird flüssiger Stickstoff zu einem schneeähnlichen Feststoff.
Stickstoff ist nicht brennbar und gilt als erstickendes Gas (dh das Einatmen von reinem Stickstoff entzieht dem menschlichen Körper Sauerstoff). Stickstoff ist in Wasser nur sehr schwer löslich. Bei 283 K kann ein Volumen Wasser etwa 0,02 Volumina N2 lösen.
Chemische Eigenschaften
Stickstoff hat sehr stabile chemische Eigenschaften. Es ist schwierig, bei Raumtemperatur mit anderen Substanzen zu reagieren, aber unter Bedingungen hoher Temperatur und hoher Energie kann es mit bestimmten Substanzen chemische Veränderungen eingehen und zur Herstellung neuer, für den Menschen nützlicher Substanzen verwendet werden.
Die Molekülorbitalformel von Stickstoffmolekülen lautet KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Drei Elektronenpaare tragen zur Bindung bei, das heißt, es werden zwei π-Bindungen und eine σ-Bindung gebildet. Es gibt keinen Beitrag zur Bindung, und die Bindungs- und Antibindungsenergien sind annähernd ausgeglichen und entsprechen einsamen Elektronenpaaren. Da es im N2-Molekül eine Dreifachbindung N≡N gibt, weist das N2-Molekül eine große Stabilität auf und es benötigt 941,69 kJ/mol Energie, um es in Atome zu zerlegen. Das N2-Molekül ist das stabilste der bekannten zweiatomigen Moleküle und die relative Molekülmasse von Stickstoff beträgt 28. Darüber hinaus ist Stickstoff nicht leicht zu verbrennen und unterstützt die Verbrennung nicht.
Testmethode
Legen Sie den brennenden Mg-Riegel in die mit Stickstoff gefüllte Gasauffangflasche und der Mg-Riegel brennt weiter. Extrahieren Sie die verbleibende Asche (leicht gelbes Pulver Mg3N2), fügen Sie eine kleine Menge Wasser hinzu und erzeugen Sie ein Gas (Ammoniak), das das nasse rote Lackmuspapier blau färbt. Reaktionsgleichung: 3Mg + N2 = Zündung = Mg3N2 (Magnesiumnitrid); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3 ↑
Bindungseigenschaften und Valenzbindungsstruktur von Stickstoff
Da die Einzelsubstanz N2 unter normalen Bedingungen äußerst stabil ist, wird häufig fälschlicherweise angenommen, dass Stickstoff ein chemisch inaktives Element ist. Im Gegenteil, elementarer Stickstoff weist eine hohe chemische Aktivität auf. Die Elektronegativität von N (3,04) ist nach F und O die zweitgrößte, was darauf hindeutet, dass es starke Bindungen mit anderen Elementen eingehen kann. Darüber hinaus zeigt die Stabilität des einzelnen N2-Moleküls nur die Aktivität des N-Atoms. Das Problem ist, dass die Menschen noch nicht die optimalen Bedingungen gefunden haben, um N2-Moleküle bei Raumtemperatur und -druck zu aktivieren. Aber in der Natur können einige Bakterien auf Pflanzenknollen unter energiearmen Bedingungen bei normaler Temperatur und normalem Druck N2 in der Luft in Stickstoffverbindungen umwandeln und diese als Dünger für das Pflanzenwachstum verwenden.
Daher war die Untersuchung der Stickstofffixierung schon immer ein wichtiges wissenschaftliches Forschungsthema. Daher ist es für uns notwendig, die Bindungseigenschaften und die Valenzbindungsstruktur von Stickstoff im Detail zu verstehen.
Bindungstyp
Die Valenzelektronenschichtstruktur des N-Atoms ist 2s2p3, das heißt, es gibt 3 Einzelelektronen und ein Paar freier Elektronenpaare. Darauf aufbauend können bei der Bildung von Verbindungen die folgenden drei Bindungstypen generiert werden:
1. Bildung ionischer Bindungen 2. Bildung kovalenter Bindungen 3. Bildung von Koordinationsbindungen
1. Bildung ionischer Bindungen
N-Atome haben eine hohe Elektronegativität (3.04). Wenn sie mit Metallen mit geringerer Elektronegativität, wie Li (Elektronegativität 0,98), Ca (Elektronegativität 1,00) und Mg (Elektronegativität 1,31), binäre Nitride bilden, können sie 3 Elektronen erhalten und N3--Ionen bilden. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =ignite= Mg3N2 N3- Ionen haben eine höhere negative Ladung und einen größeren Radius (171pm). Sie werden stark hydrolysiert, wenn sie auf Wassermoleküle treffen. Daher können ionische Verbindungen nur in trockenem Zustand existieren und es gibt keine hydratisierten N3-Ionen.
2. Bildung kovalenter Bindungen
Wenn N-Atome Verbindungen mit Nichtmetallen mit höherer Elektronegativität eingehen, entstehen folgende kovalente Bindungen:
⑴N-Atome nehmen den sp3-Hybridisierungszustand an, bilden drei kovalente Bindungen, behalten ein Paar einsame Elektronenpaare und die Molekülkonfiguration ist trigonal-pyramidal, wie NH3, NF3, NCl3 usw. Wenn vier kovalente Einfachbindungen gebildet werden, ist die Molekülkonfiguration ein regelmäßiger Tetraeder, wie zum Beispiel NH4+-Ionen.
⑵N-Atome nehmen den sp2-Hybridisierungszustand an, bilden zwei kovalente Bindungen und eine Bindung und behalten ein Paar einsame Elektronenpaare, und die Molekülkonfiguration ist eckig, wie z. B. Cl-N=O. (Das N-Atom bildet eine σ-Bindung und eine π-Bindung mit dem Cl-Atom, und ein Paar freier Elektronenpaare am N-Atom macht das Molekül dreieckig.) Wenn kein einzelnes Elektronenpaar vorhanden ist, ist die Molekülkonfiguration dreieckig, wie zum Beispiel das HNO3-Molekül oder NO3-Ion. Im Salpetersäuremolekül bildet das N-Atom drei σ-Bindungen mit jeweils drei O-Atomen, und ein Elektronenpaar auf seinem π-Orbital und die einzelnen π-Elektronen von zwei O-Atomen bilden eine delokalisierte π-Bindung mit drei Zentren und vier Elektronen. Im Nitration wird zwischen drei O-Atomen und dem zentralen N-Atom eine delokalisierte große π-Bindung mit vier Zentren und sechs Elektronen gebildet. Diese Struktur führt dazu, dass die scheinbare Oxidationszahl des N-Atoms in Salpetersäure +5 beträgt. Aufgrund des Vorhandenseins großer π-Bindungen ist Nitrat unter normalen Bedingungen stabil genug. ⑶N-Atom nimmt eine sp-Hybridisierung an, um eine kovalente Dreifachbindung zu bilden, und behält ein Paar freier Elektronenpaare. Die molekulare Konfiguration ist linear, wie beispielsweise die Struktur des N-Atoms im N2-Molekül und im CN-.
3. Bildung von Koordinationsbindungen
Wenn Stickstoffatome einfache Substanzen oder Verbindungen bilden, behalten sie häufig einzelne Elektronenpaare bei, sodass solche einfachen Substanzen oder Verbindungen als Elektronenpaardonoren für die Koordination an Metallionen fungieren können. Zum Beispiel [Cu(NH3)4]2+ oder [Tu(NH2)5]7 usw.
Oxidationszustand-Gibbs-Freie-Energie-Diagramm
Aus dem Oxidationszustand-Gibbs-Freie-Energie-Diagramm von Stickstoff ist auch ersichtlich, dass sich das N2-Molekül mit der Oxidationszahl 0 mit Ausnahme der NH4-Ionen am tiefsten Punkt der Kurve im Diagramm befindet, was darauf hinweist, dass N2 thermodynamisch ist stabil gegenüber Stickstoffverbindungen mit anderen Oxidationszahlen.
Die Werte verschiedener Stickstoffverbindungen mit Oxidationszahlen zwischen 0 und +5 liegen alle über der Verbindungslinie zwischen den beiden Punkten HNO3 und N2 (gestrichelte Linie im Diagramm), daher sind diese Verbindungen thermodynamisch instabil und neigen zu Disproportionierungsreaktionen. Das einzige im Diagramm mit einem niedrigeren Wert als das N2-Molekül ist das NH4+-Ion. [1] Aus dem Diagramm der Oxidationsstufe und der freien Gibbs-Energie von Stickstoff und der Struktur des N2-Moleküls ist ersichtlich, dass elementares N2 inaktiv ist. Nur bei hoher Temperatur, hohem Druck und in Gegenwart eines Katalysators kann Stickstoff mit Wasserstoff zu Ammoniak reagieren: Unter Entladungsbedingungen kann sich Stickstoff mit Sauerstoff zu Stickstoffmonoxid verbinden: N2+O2=Entladung=2NO Stickstoffoxid verbindet sich schnell mit Sauerstoff zu bilden Stickstoffdioxid 2NO+O2=2NO2 Stickstoffdioxid löst sich in Wasser unter Bildung von Salpetersäure, Stickoxid 3NO2+H2O=2HNO3+NO. In Ländern mit entwickelter Wasserkraft wurde diese Reaktion zur Herstellung von Salpetersäure genutzt. N2 reagiert mit Wasserstoff unter Bildung von Ammoniak: N2+3H2=== (umkehrbares Vorzeichen) 2NH3 N2 reagiert mit Metallen mit niedrigem Ionisierungspotential und deren Nitriden eine hohe Gitterenergie unter Bildung ionischer Nitride. Zum Beispiel: N2 kann bei Raumtemperatur direkt mit metallischem Lithium reagieren: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagiert mit den Erdalkalimetallen Mg, Ca, Sr, Ba bei Glühtemperaturen: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 kann reagieren nur mit Bor und Aluminium bei Glühtemperaturen: 2 B + N2 === 2 BN (Makromolekülverbindung) N2 reagiert im Allgemeinen mit Silizium und anderen Gruppenelementen bei einer Temperatur über 1473 K.
Das Stickstoffmolekül trägt drei Elektronenpaare zur Bindung bei, d. h. es bildet zwei π-Bindungen und eine σ-Bindung. Es trägt nicht zur Bindung bei und die Bindungs- und Antibindungsenergien sind annähernd ausgeglichen und entsprechen einsamen Elektronenpaaren. Da es im N2-Molekül eine Dreifachbindung N≡N gibt, weist das N2-Molekül eine große Stabilität auf und es benötigt 941,69 kJ/mol Energie, um es in Atome zu zerlegen. Das N2-Molekül ist das stabilste der bekannten zweiatomigen Moleküle und die relative Molekülmasse von Stickstoff beträgt 28. Darüber hinaus ist Stickstoff nicht leicht zu verbrennen und unterstützt die Verbrennung nicht.
Zeitpunkt der Veröffentlichung: 23. Juli 2024
