Lämmastikuühendid. Lämmastiku omadused

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Viimati modifitseeritud: 2023-12-17 05:24

Salpeetri andmine – nii on ladina keelest tõlgitud sõna Nitrogenium. See on lämmastiku nimi - keemiline element aatomnumbriga 7, mis asub perioodilisuse tabeli pikas versioonis 15. rühma peal. Lihtsa aine kujul jaotub see Maa õhukestas - atmosfääris. Maakoores ja elusorganismides leidub mitmesuguseid lämmastikuühendeid ning neid kasutatakse laialdaselt tööstuses, sõjanduses, põllumajanduses ja meditsiinis.

Miks nimetati lämmastikku "lämmatavaks" ja "elutuks"

Nagu keemiaajaloolased oletavad, oli Henry Cavendish (1777) esimene, kes selle lihtsa aine kätte sai. Teadlane juhtis õhku üle kuumade söe, kasutades reaktsiooniproduktide absorbeerimiseks leelist. Katse tulemusena avastas teadlane värvitu lõhnatu gaasi, mis ei reageerinud kivisöega. Cavendish nimetas seda "lämbutavaks õhuks", kuna ta ei suuda säilitada nii hingamist kui ka põletust.

Kaasaegne keemik selgitaks, et hapnik reageeris süsinikuga, moodustades süsinikdioksiidi. Ülejäänud "lämmatav" osa õhust koosnes enamasti N₂ molekulidest. Cavendish ja teised tol ajal teadlased sellest ainest veel ei teadnud, kuigi lämmastiku- ja salpeetriühendeid kasutati siis laialdaselt majanduses. Teadlane teatas ebatavalisest gaasist oma kolleegile Joseph Priestleyle, kes viis läbi sarnased katsed.

Samas juhtis Karl Scheele tähelepanu tundmatule õhu koostisosale, kuid ei suutnud selle päritolu õigesti selgitada. Alles Daniel Rutherford mõistis 1772. aastal, et katsetes esinev "lämmatav" "riknenud" gaas oli lämmastik. Millist teadlast tuleks pidada tema avastajaks – selle üle vaidlevad teadusajaloolased siiani.

15 aastat pärast Rutherfordi katseid soovitas kuulus keemik Antoine Lavoisier muuta lämmastikule viidava mõiste "riknenud õhk" teiseks - Nitrogenium. Selleks ajaks oli tõestatud, et see aine ei põle, ei toeta hingamist. Samal ajal ilmus venekeelne nimetus "lämmastik", mida tõlgendatakse erinev alt. Kõige sagedamini öeldakse, et see termin tähendab "elutu". Hilisemad tööd lükkasid ümber lai alt levinud arvamuse aine omaduste kohta. Lämmastikuühendid - valgud - on elusorganismide koostises kõige olulisemad makromolekulid. Nende ehitamiseks omastavad taimed mullast vajalikke mineraalse toitumise elemente - ioone NO₃^2- ja NH⁴⁺.

Lämmastik on keemiline element

Perioodiline süsteem (PS) aitab mõista aatomi struktuuri ja selle omadusi. Keemilise elemendi asukoha järgi perioodilisustabelis saab määratatuumalaeng, prootonite ja neutronite arv (massiarv). Tähelepanu tuleb pöörata aatommassi väärtusele - see on elemendi üks peamisi omadusi. Perioodi number vastab energiatasemete arvule. Perioodilise tabeli lühikeses versioonis vastab rühma number elektronide arvule välisel energiatasemel. Võtame kõik lämmastiku üldomaduste andmed kokku selle positsiooni järgi perioodilises süsteemis:

• See on mittemetallist element, mis asub PS-i paremas ülanurgas.
• Keemiline märk: N.
• Tellimisnumber: 7.
• Suhteline aatommass: 14,0067.
• Lenduva vesiniku ühendi valem: NH₃ (ammoniaak).
• Toodab kõrgeima oksiidi N₂O₅, milles lämmastiku valents on V.

Lämmastikuaatomi struktuur:

• Põhitasu: +7.
• Prootonite arv: 7; neutronite arv: 7.
• Energiatasemete arv: 2.
• Elektronide koguarv: 7; elektrooniline valem: 1s²2s²2p³.

Elemendi nr 7 stabiilseid isotoope on üksikasjalikult uuritud, nende massinumbrid on 14 ja 15. Neist kergema aatomite sisaldus on 99,64%. Samuti on lühiealiste radioaktiivsete isotoopide tuumades 7 prootonit ja neutronite arv on väga erinev: 4, 5, 6, 9, 10.

Lämmastik looduses

Maa õhukest sisaldab lihtsa aine molekule, mille valem on N₂. Gaasilise lämmastiku sisaldus atmosfääris on mahu järgiumbes 78,1%. Selle keemilise elemendi anorgaanilised ühendid maakoores on mitmesugused ammooniumisoolad ja nitraadid (nitraadid). Ühendite valemid ja mõnede kõige olulisemate ainete nimetused:

• NH_3, ammoniaak.
• EI_2, lämmastikdioksiid.
• NaNO_3, naatriumnitraat.
• (NH₄)₂SO_4, ammooniumsulfaat.

Lämmastiku valents kahes viimases ühendis - IV. Kivisüsi, pinnas, elusorganismid sisaldavad samuti seotud N-aatomeid. Lämmastik on aminohapete makromolekulide, DNA ja RNA nukleotiidide, hormoonide ja hemoglobiini lahutamatu osa. Keemilise elemendi kogusisaldus inimkehas ulatub 2,5%-ni.

Lihtne aine

Diaatomiliste molekulide kujul olev lämmastik moodustab mahu ja massi järgi suurima osa atmosfääriõhust. Ainel, mille valem on N₂, ei ole lõhna, värvi ega maitset. See gaas moodustab enam kui 2/3 Maa õhuümbrisest. Vedelal kujul on lämmastik värvitu aine, mis meenutab vett. Keeb -195,8 °C juures. M (N₂)=28 g/mol. Lihtaine lämmastik on hapnikust veidi kergem, selle tihedus õhus on ligikaudu 1.

Aatomid molekulis seovad kindl alt 3 ühist elektronpaari. Ühendil on kõrge keemiline stabiilsus, mis eristab seda hapnikust ja paljudest teistest gaasilistest ainetest. Selleks, et lämmastiku molekul laguneks selle koostisosadeks, on vaja kulutada energiat 942,9 kJ / mol. Kolme elektronpaari side on väga tugev.laguneb kuumutamisel üle 2000 °C.

Norma altingimustes molekulide dissotsieerumist aatomiteks praktiliselt ei toimu. Lämmastiku keemiline inertsus on tingitud ka polaarsuse täielikust puudumisest selle molekulides. Nad interakteeruvad üksteisega väga nõrg alt, mistõttu on aine gaasiline olek normaalrõhul ja toatemperatuurile lähedasel temperatuuril. Molekulaarse lämmastiku madal reaktsioonivõime leiab rakendust erinevates protsessides ja seadmetes, kus on vaja luua inertne keskkond.

Molekulide dissotsiatsioon N₂ võib toimuda päikesekiirguse mõjul atmosfääri ülakihtides. Tekib aatomi lämmastik, mis normaalsetes tingimustes reageerib osade metallide ja mittemetallidega (fosfor, väävel, arseen). Selle tulemusena süntees toimub maapealsetes tingimustes kaudselt saadud ainete süntees.

Lämmastiku valentsus

Aatomi välise elektronkihi moodustavad 2 s ja 3 p elektroni. Need negatiivsed lämmastikuosakesed võivad teiste elementidega suhtlemisel loobuda, mis vastab selle redutseerivatele omadustele. Ühendades puuduvad 3 elektroni okteti külge, ilmutab aatom oksüdeerivaid võimeid. Lämmastiku elektronegatiivsus on madalam, selle mittemetallilised omadused on vähem väljendunud kui fluoril, hapnikul ja klooril. Nende keemiliste elementidega suhtlemisel loovutab lämmastik elektrone (oksüdeerub). Negatiivseteks ioonideks redutseerimisega kaasnevad reaktsioonid teiste mittemetallide ja metallidega.

Tüüpiline lämmastiku valents on III. Sel juhulkeemilised sidemed tekivad tänu väliste p-elektronide ligitõmbamisele ja ühiste (side)paaride tekkele. Lämmastik on võimeline moodustama doonor-aktseptor sideme oma üksikute elektronide paari tõttu, nagu juhtub ammooniumioonis NH⁴⁺.

Laboratoorium ja tööstuslik tootmine

Üks laborimeetoditest põhineb vaskoksiidi oksüdeerivatel omadustel. Kasutatakse lämmastiku-vesiniku ühendit - ammoniaaki NH₃. See halvasti lõhnav gaas reageerib pulbrilise musta vaskoksiidiga. Reaktsiooni tulemusena eraldub lämmastik ja ilmub metalliline vask (punane pulber). Veepiisad, teine reaktsioonisaadus, settivad toru seintele.

Teine laborimeetod, mis kasutab lämmastiku ja metallide kombinatsiooni, on asiid, näiteks NaN₃. Selgub gaas, mida ei ole vaja lisanditest puhastada.

Ammooniumnitrit lagundatakse laboris lämmastikuks ja veeks. Reaktsiooni alguseks on vaja kuumutamist, seejärel kulgeb protsess soojuse eraldumisega (eksotermiline). Lämmastik on saastunud lisanditega, mistõttu see puhastatakse ja kuivatatakse.

Lämmastiku tootmine tööstuses:

• vedela õhu fraktsioneeriv destilleerimine – meetod, mis kasutab lämmastiku ja hapniku füüsikalisi omadusi (erinevad keemispunktid);
• õhu keemiline reaktsioon tulikuuma kivisöega;
• adsorptsioongaasi eraldamine.

Koosmõju metallide ja vesinikuga – oksüdeerivad omadused

Tugevate molekulide inertsusei võimalda saada mõningaid lämmastikuühendeid otsese sünteesi teel. Aatomite aktiveerimiseks on vajalik aine tugev kuumutamine või kiiritamine. Lämmastik võib toatemperatuuril reageerida liitiumiga, magneesiumi, k altsiumi ja naatriumiga toimub reaktsioon ainult kuumutamisel. Tekivad vastavad metallinitriidid.

Lämmastiku ja vesiniku koostoime toimub kõrgel temperatuuril ja rõhul. See protsess nõuab ka katalüsaatorit. Selgub, ammoniaak - üks olulisemaid keemilise sünteesi tooteid. Lämmastik kui oksüdeerija omab oma ühendites kolme negatiivset oksüdatsiooniastet:

• −3 (ammoniaak ja muud lämmastiku vesinikuühendid on nitriidid);
• −2 (hüdrasiin N₂H₄);
• −1 (hüdroksülamiin NH₂OH).

Kõige olulisemat nitriidi – ammoniaaki – toodetakse tööstuses suurtes kogustes. Lämmastiku keemiline inertsus oli pikka aega suureks probleemiks. Salpeeter oli selle tooraineallikas, kuid maavarade varud hakkasid tootmise suurenedes kiiresti vähenema.

Keemiateaduse ja -praktika suur saavutus oli ammoniaagi meetodi loomine lämmastiku sidumiseks tööstuslikus mastaabis. Otsene süntees viiakse läbi spetsiaalsetes kolonnides - see on pöörduv protsess õhust saadava lämmastiku ja vesiniku vahel. Optimaalsete tingimuste loomisel, mis nihutavad selle reaktsiooni tasakaalu toote suunas, saavutab katalüsaatori abil ammoniaagi saagis 97%.

Koosmõju hapnikuga – vähendavad omadused

Lämmastiku ja hapniku reaktsiooni käivitamiseks on vajalik tugev kuumutamine. Elektrikaarel ja välgulahendusel atmosfääris on piisav alt energiat. Olulisemad anorgaanilised ühendid, milles lämmastik on positiivses oksüdatsiooniastmes:

• +1 (lämmastikoksiid (I) N₂O);
• +2 (lämmastikmonooksiid EI);
• +3 (lämmastikoksiid (III) N₂O₃; lämmastikhape HNO_{2, selle soolad on nitritid);}
• +4 (lämmastik(IV)dioksiid NO₂);
• +5 (lämmastikpentooksiid (V) N₂O₅, lämmastikhape HNO_{3, nitraadid).}

Tähendus looduses

Taimed neelavad mullast ammooniumiioone ja nitraadianioone, kasutavad keemilisteks reaktsioonideks rakkudes pidev alt toimuvat orgaaniliste molekulide sünteesi. Atmosfääri lämmastikku võivad omastada mügarbakterid – mikroskoopilised olendid, mis moodustavad liblikõieliste juurtele kasvu. Selle tulemusena saab see taimerühm vajaliku toitaineelemendi, rikastab sellega mulda.

Troopiliste vihmasajude ajal toimuvad atmosfääris lämmastiku oksüdatsioonireaktsioonid. Oksiidide lahustumisel moodustuvad happed, need vees olevad lämmastikuühendid satuvad mulda. Tänu elemendi ringlemisele looduses täienevad pidev alt selle varud maakoores ja õhus. Komplekssed lämmastikku sisaldavad orgaanilised molekulid lagundavad bakterite toimel anorgaanilisteks komponentideks.

Praktiline kasutamine

Kõige olulisemad ühendusedPõllumajanduses kasutatavad lämmastik on hästi lahustuvad soolad. Taimed omastavad uureat, soolpeetrit (naatrium, kaalium, k altsium), ammooniumiühendeid (ammooniumi, kloriidi, sulfaadi, ammooniumnitraadi vesilahus) nitraadid. Taime organismi osad on võimelised säilitama makrotoitaineid "tuleviku jaoks", mis halvendab toodete kvaliteeti. Liigne nitraadid köögiviljades ja puuviljades võivad põhjustada inimeste mürgistust, pahaloomuliste kasvajate kasvu. Lisaks põllumajandusele kasutatakse lämmastikuühendeid ka muudes tööstusharudes:

• ravimite saamiseks;
• makromolekulaarsete ühendite keemiliseks sünteesiks;
• lõhkeainete tootmisel trinitrotolueenist (TNT);
• värvide tootmiseks.

kirurgias kasutatakse NO oksiidi, ainel on valuvaigistav toime. Aistingute kadumist selle gaasi sissehingamisel märkasid isegi esimesed lämmastiku keemiliste omaduste uurijad. Nii tekkis triviaalne nimi "naerugaas".

Nitraatide probleem põllumajandustoodetes

Lämmastikhappe soolad – nitraadid – sisaldavad ühe laenguga aniooni NO^3-. Seni on kasutusel selle ainerühma vana nimetus – salpeeter. Nitraate kasutatakse põldude väetamiseks, kasvuhoonetes, viljapuuaedades. Neid kantakse varakevadel enne külvi, suvel - vedelate sidemete kujul. Ained ise inimesele suurt ohtu ei kujuta, küll agakehas muutuvad need nitrititeks, seejärel nitrosamiinideks. Nitritioonid NO^2- on mürgised osakesed, need põhjustavad hemoglobiini molekulides sisalduva raudraua oksüdeerumist kolmevalentseteks ioonideks. Selles olekus ei ole inimeste ja loomade vere põhiaine võimeline hapnikku kandma ega kudedest süsinikdioksiidi eemaldama.

Milline on toidu nitraadiga saastumise oht inimeste tervisele:

• pahaloomulised kasvajad, mis tekivad nitraatide muundamisel nitrosamiinideks (kantserogeenideks);
• haavandilise koliidi areng,
• hüpotensioon või hüpertensioon;
• südamepuudulikkus;
• vere hüübimishäire
• maks, kõhunääre, diabeedi areng;
• neerupuudulikkuse areng;
• aneemia, halvenenud mälu, tähelepanu, intelligentsus.

Erinevate toitude samaaegne tarbimine suurte nitraatide annustega põhjustab ägeda mürgistuse. Allikateks võivad olla taimed, joogivesi, valmistatud liharoad. Puhtas vees leotamine ja toiduvalmistamine võivad vähendada toiduainete nitraadisisaldust. Teadlased leidsid, et ebaküpsetes ja kasvuhoonegaaside taimetoodetes leiti suuremaid annuseid ohtlikke ühendeid.

Fosfor on lämmastiku alarühma element

Keemiliste elementide aatomitel, mis asuvad perioodilise süsteemi samas vertikaalses veerus, on ühised omadused. Fosfor asub kolmandas perioodis, kuulub nagu lämmastik 15. rühma. Aatomite struktuurelemendid on sarnased, kuid omadustes on erinevusi. Lämmastikul ja fosforil on metallide ja vesinikuga ühendites negatiivne oksüdatsiooniaste ja valents III.

Paljud fosfori reaktsioonid toimuvad tavatemperatuuril, see on keemiliselt aktiivne element. See interakteerub hapnikuga, moodustades kõrgema oksiidi P₂O₅. Selle aine vesilahusel on happe (metafosfor) omadused. Kuumutamisel saadakse ortofosforhape. See moodustab mitut tüüpi sooli, millest paljud toimivad mineraalväetisena, näiteks superfosfaadid. Lämmastiku- ja fosforiühendid on meie planeedi ainete ja energiaringe oluline osa, neid kasutatakse tööstuses, põllumajanduses ja muudes tegevusvaldkondades.