azot -Nitrogen

Azot,  7 N
Sıvı nitrojen.jpg
Azot
allotroplar bkz . nitrojen allotropları
Dış görünüş renksiz gaz, sıvı veya katı
Standart atom ağırlığı A r °(N)
Periyodik tablodaki azot
Hidrojen Helyum
Lityum Berilyum Bor Karbon Azot Oksijen flor Neon
Sodyum Magnezyum Alüminyum Silikon Fosfor Kükürt Klor Argon
Potasyum Kalsiyum skandiyum Titanyum Vanadyum Krom Manganez Ütü Kobalt Nikel Bakır Çinko galyum Germanyum Arsenik Selenyum Brom Kripton
Rubidyum Stronsiyum İtriyum Zirkonyum niyobyum Molibden teknesyum Rutenyum Rodyum paladyum Gümüş Kadmiyum İndiyum Teneke Antimon Tellür İyot ksenon
sezyum Baryum lantan seryum praseodimyum neodimyum prometyum Samaryum evropiyum Gadolinyum Terbiyum Disporsiyum Holmiyum erbiyum Tülyum İterbiyum lütesyum Hafniyum Tantal Tungsten Renyum Osmiyum İridyum Platin Altın Merkür (element) Talyum Öncülük etmek Bizmut Polonyum astatin radon
Fransiyum Radyum Aktinyum toryum protaktinyum Uranyum neptünyum plütonyum amerikan küriyum Berkelyum kaliforniyum Einsteinyum fermiyum Mendelevyum Nobelyum lavrenyum Rutherfordyum dubniyum Seaborgiyum Bohriyum hassiyum meitneryum Darmstadtium röntgenyum Kopernik nihonyum flerovyum Moskova karaciğer Tennessin Oganesson


N

P
karbonnitrojenoksijen
Atom numarası ( Z ) 7
Grup 15. grup (pniktojenler)
Dönem 2. dönem
Engellemek   p-blok
Elektron konfigürasyonu [ O ] 2s 2 2p 3
Kabuk başına elektron 2, 5
Fiziksel özellikler
STP'deki Aşama gaz
Erime noktası (N 2 )  63,23 K ​(−209,86 °C, ​−345,75 °F)
Kaynama noktası (N 2 ) 77.355 K ​(−195.795 °C, ​-320.431 °F)
Yoğunluk (STP'de) 0 °C'de 1.2506 g/L, 1013 mbar
sıvı olduğunda (  bp'de ) 0.808 g/ cm3
üçlü nokta 63.151 K, ​12.52 kPa
Kritik nokta 126.21 K, 3.39 MPa
Füzyon ısısı (N 2 ) 0.72  kJ/mol
Buharlaşma ısısı (N 2 ) 5,57 kJ/mol
Molar ısı kapasitesi (N 2 ) 29.124 J/(mol·K)
Buhar basıncı
P  (Pa) 1 10 100 1 bin 10 bin 100 bin
T  (K)' de  37 41 46 53 62 77
atomik özellikler
oksidasyon durumları -3 , -2, -1, 0, +1, +2, +3 , +4, +5 (kuvvetli asidik oksit)
elektronegatiflik Pauling ölçeği: 3.04
iyonlaşma enerjileri
kovalent yarıçap 71±1  pm
Van der Waals yarıçapı 155 öğleden sonra
Spektral bir aralıktaki renkli çizgiler
Spektral nitrojen çizgileri
Diğer özellikler
Doğal oluşum ilkel
Kristal yapı altıgen
Azot için altıgen kristal yapı
Sesin hızı 353 m/s (gaz, 27 °C'de)
Termal iletkenlik 25,83×10 −3  W/(m⋅K)
Manyetik sıralama diamanyetik
CAS numarası 17778-88-0
7727-37-9 (N 2 )
Tarih
keşif Daniel Rutherford (1772)
Adlandıran Jean-Antoine Chaptal (1790)
Azotun ana izotopları
İzotop Bolluk Yarı ömür ( t 1/2 ) çürüme modu Ürün
13 N 9.965 dk ε 13 C
14 N %99.6 kararlı
15 N %0.4 kararlı
 Kategori: Azot
| Referanslar

Azot , simgesi N ve atom numarası 7 olan kimyasal elementtir . Azot ametaldir ve genellikle pniktojenler olarak adlandırılan periyodik tablonun 15. grubunun en hafif üyesidir . Samanyolu ve Güneş Sistemi'ndeki toplam bollukta yedinci olduğu tahmin edilen evrende yaygın bir elementtir . Standart sıcaklık ve basınçta , elementin iki atomu, renksiz ve kokusuz bir iki atomlu gaz olan N2'yi oluşturmak üzere bağlanır . N2 , Dünya atmosferinin yaklaşık %78'ini oluşturur ve bu da onu en bol bulunan birleştirilmemiş element yapar. Azot tüm organizmalarda, başlıca amino asitlerde (ve dolayısıyla proteinlerde ), nükleik asitlerde ( DNA ve RNA ) ve enerji transfer molekülü adenosin trifosfatta bulunur . İnsan vücudu, oksijen, karbon ve hidrojenden sonra vücutta en bol bulunan dördüncü element olan kütlece yaklaşık %3 azot içerir. Azot döngüsü , elementin havadan biyosfere ve organik bileşiklere, ardından tekrar atmosfere hareketini tanımlar.

Amonyak , nitrik asit, organik nitratlar ( itici gazlar ve patlayıcılar ) ve siyanürler gibi endüstriyel açıdan önemli birçok bileşik azot içerir. Karbon monoksitten (CO) sonra herhangi bir diatomik molekülde ikinci en güçlü bağ olan elementel nitrojendeki (N≡N) son derece güçlü üçlü bağ , nitrojen kimyasına hakimdir. Bu, hem organizmalar hem de endüstri için N2'yi faydalı bileşiklere dönüştürmede zorluklara neden olur , ancak aynı zamanda azot bileşiklerinin nitrojen gazı oluşturmak için yakılması, patlaması veya ayrışmasının büyük miktarlarda genellikle faydalı enerji salması anlamına gelir. Sentetik olarak üretilen amonyak ve nitratlar temel endüstriyel gübrelerdir ve gübre nitratları su sistemlerinin ötrofikasyonunda kilit kirleticilerdir .

İlk olarak 1772'de İskoç doktor Daniel Rutherford tarafından keşfedildi ve izole edildi. Carl Wilhelm Scheele ve Henry Cavendish bağımsız olarak bunu yaklaşık olarak aynı zamanda yapmış olsalar da, Rutherford genellikle eseri ilk yayınlandığı için itibar görüyor. Nitrojen adı , 1790'da Fransız kimyager Jean-Antoine-Claude Chaptal tarafından nitrik asit ve nitratlarda nitrojen bulunduğunun bulunmasıyla önerildi . Antoine Lavoisier bunun yerine Eski Yunancadan azote adını önerdi : ἀζωτικός "hayat yok", çünkü boğucu bir gazdır ; bu isim Fransızca , İtalyanca , Rusça , Romence , Portekizce ve Türkçe dahil olmak üzere birçok dilde kullanılmaktadır ve hidrazin , azidler ve azo bileşikleri gibi bazı azot bileşiklerinin İngilizce adlarında görünür .

Gübrelerde ve enerji depolarında kullanılmasının yanı sıra azot, yüksek mukavemetli kumaşlarda kullanılan Kevlar ve süper yapıştırıcıda kullanılan siyanoakrilat kadar çeşitli organik bileşiklerin bir bileşenidir . Azot, antibiyotikler de dahil olmak üzere her büyük farmakolojik ilaç sınıfının bir bileşenidir . Birçok ilaç, doğal nitrojen içeren sinyal moleküllerinin taklitleri veya ön ilaçlarıdır : örneğin, organik nitratlar nitrogliserin ve nitroprussid , nitrik okside metabolize ederek kan basıncını kontrol eder . Doğal kafein ve morfin veya sentetik amfetaminler gibi birçok önemli nitrojen içeren ilaç, hayvan nörotransmitterlerinin reseptörleri üzerinde etkilidir .

Tarih

Daniel Rutherford , nitrojenin kaşifi

Azot bileşiklerinin çok uzun bir geçmişi vardır, amonyum klorür Herodot tarafından bilinmektedir . Orta Çağ tarafından iyi biliniyorlardı. Simyacılar , nitrik asidi aqua fortis (kuvvetli su) olarak ve ayrıca amonyum tuzları ve nitrat tuzları gibi diğer azot bileşiklerini biliyorlardı . Nitrik ve hidroklorik asitlerin karışımı, aqua regia (kraliyet suyu) olarak biliniyordu ve metallerin kralı altını çözme yeteneği ile ünlüydü.

Azotun keşfi, 1772'de ona zehirli hava adını veren İskoç doktor Daniel Rutherford'a atfedilir . Onu tamamen farklı bir kimyasal madde olarak tanımasa da, Joseph Black'in "sabit havası" veya karbondioksitten açıkça ayırt etti. Rutherford, bunun bir element olduğunun farkında olmamasına rağmen, havanın yanmayı desteklemeyen bir bileşeninin olduğu gerçeğini açıktı. Azot aynı zamanda Carl Wilhelm Scheele , Henry Cavendish ve Joseph Priestley tarafından da incelendi ve ona yanmış hava veya flojistikli hava adını verdiler . Fransız kimyager Antoine Lavoisier , nitrojen gazına , çoğunlukla inert olması nedeniyle Yunanca άζωτικός (azotikos) "hayat yok" kelimesinden gelen " mefitik hava " veya azote olarak atıfta bulunmuştur . Saf nitrojen atmosferinde hayvanlar öldü ve alevler söndü. Lavoisier'in adı İngilizce'de kabul edilmemesine rağmen, hemen hemen tüm gazların (aslında oksijen hariç) mefitik olduğuna işaret edildiğinden, birçok dilde (Fransızca, İtalyanca, Portekizce, Lehçe, Rusça, Arnavutça, Türkçe, vb.; Almanca Stickstoff da benzer şekilde aynı özelliğe atıfta bulunur, yani ersticken "boğulma veya boğulma") ve hidrazin ve azid iyonu bileşikleri gibi birçok nitrojen bileşiğinin ortak adlarında hala İngilizce olarak kalır . Son olarak, Yunanca πνίγειν "boğulmak" kelimesinden gelen nitrojen tarafından yönetilen grup için " pnictogens " adının ortaya çıkmasına neden oldu.

İngilizce nitrojen (1794) kelimesi, dile Fransız kimyager Jean-Antoine Chaptal (1756-1832) tarafından 1790'da türetilen Fransız nitrogène'den , Fransız nitresinden ( potasyum nitrat , güherçile olarak da adlandırılır ) ve Fransızca sonek -gène'den , Yunanca -γενής (-genes, "begotten") kelimesinden "üreten" . Chaptal'ın anlamı, nitrojenin nitrik asidin temel parçası olduğu ve bu da nitreden üretilmiş olduğuydu . Daha önceki zamanlarda, niter, ismine rağmen nitrat içermeyen, Yunanca νίτρον (nitron) olarak adlandırılan Mısırlı "natron" ( sodyum karbonat ) ile karıştırılmıştı.

Azot bileşiklerinin en eski askeri, endüstriyel ve tarımsal uygulamaları, özellikle barutta ve daha sonra gübre olarak güherçile ( sodyum nitrat veya potasyum nitrat) kullandı . 1910'da Lord Rayleigh , nitrojen gazındaki bir elektrik boşalmasının, monotomik bir nitrojen allotropu olan "aktif nitrojen" ürettiğini keşfetti. Aygıtı tarafından üretilen "dönen parlak sarı ışık bulutu" cıva ile reaksiyona girerek patlayıcı cıva nitrür üretti .

Uzun bir süre için, nitrojen bileşikleri kaynakları sınırlıydı. Doğal kaynaklar ya biyolojiden ya da atmosferik reaksiyonlarla üretilen nitrat birikintilerinden kaynaklanır. Frank-Caro prosesi (1895–1899) ve Haber–Bosch prosesi (1908–1913) gibi endüstriyel proseslerle nitrojen fiksasyonu , nitrojen bileşiklerinin bu eksikliğini hafifletti, öyle ki, küresel gıda üretiminin yarısı (bkz. azotlu gübreler. Aynı zamanda, endüstriyel nitrojen fiksasyonundan nitrat üretmek için Ostwald işleminin (1902) kullanılması , 20. yüzyılın Dünya Savaşlarında patlayıcıların üretiminde hammadde olarak nitratların büyük ölçekli endüstriyel üretimine izin verdi .

Özellikleri

atomik

Azotta bulunan beş yörüngenin şekilleri. İki renk, her bölgedeki dalga fonksiyonunun fazını veya işaretini gösterir. Soldan sağa: 1s, 2s (iç yapıyı göstermek için kesit), 2p x , 2p y , 2p z .

Bir nitrojen atomunun yedi elektronu vardır. Temel durumda, elektron konfigürasyonu 1s'de düzenlenirler.2
2s2
2p1
adet
2p1
yıl
2p1
saat
. Bu nedenle, 2s ve 2p orbitallerinde üçü (p-elektronları) eşleşmemiş olan beş değerlik elektronuna sahiptir. Elementler arasında en yüksek elektronegatifliklerden birine sahiptir (Pauling ölçeğinde 3.04), yalnızca klor (3.16), oksijen (3.44) ve flor (3.98) tarafından aşılmıştır. (Hafif soy gazlar , helyum , neon ve argon da muhtemelen daha elektronegatif olacaktır ve aslında Allen ölçeğindedir.) Periyodik eğilimlerin ardından, 71 pm'lik tek bağ kovalent yarıçapı , bordan daha küçüktür ( 84 pm) ve karbon (76 pm), oksijenden (66 pm) ve flordan (57 pm) daha büyüktür. Nitrür anyonu, N 3− , oksit (O 2− : 140 pm) ve florür (F : 133 pm) anyonlarına benzer şekilde 146 pm'de çok daha büyüktür . Azotun ilk üç iyonlaşma enerjisi 1.402, 2.856 ve 4.577 MJ·mol -1'dir ve dördüncü ve beşincinin toplamı16.920 MJ·mol -1 . Bu çok yüksek rakamlar nedeniyle azotun basit bir katyonik kimyası yoktur. 2p alt kabuğundaki radyal düğümlerin olmaması, p bloğunun ilk sırasının , özellikle nitrojen, oksijen ve florin anormal özelliklerinin çoğundan doğrudan sorumludur . 2p alt kabuğu çok küçüktür ve 2s kabuğuna çok benzer bir yarıçapa sahiptir, bu da yörünge hibridizasyonunu kolaylaştırır . Aynı zamanda çekirdek ile 2s ve 2p kabuklarındaki değerlik elektronları arasında çok büyük elektrostatik çekim kuvvetleriyle sonuçlanır, bu da çok yüksek elektronegatifliklerle sonuçlanır. Aynı nedenden dolayı 2p elementlerinde hipervalans neredeyse bilinmemektedir, çünkü yüksek elektronegatiflik küçük bir nitrojen atomunun elektron bakımından zengin üç merkezli dört elektronlu bir bağda merkezi bir atom olmasını zorlaştırır çünkü elektronları çekme eğiliminde olacaktır. şiddetle kendine. Bu nedenle, azotun periyodik tablodaki 15. grubun başındaki konumuna rağmen, kimyası, daha ağır türdeşleri olan fosfor , arsenik , antimon ve bizmuttan çok büyük farklılıklar gösterir .

Azot, yatay komşuları karbon ve oksijenin yanı sıra pniktojen sütunundaki dikey komşuları, fosfor, arsenik, antimon ve bizmut ile faydalı bir şekilde karşılaştırılabilir. Lityumdan oksijene kadar her bir periyot 2 elementi, bir sonraki gruptaki periyot 3 elementiyle (magnezyumdan klora; bunlar diyagonal ilişkiler olarak bilinir ) bazı benzerlikler gösterse de, dereceleri aniden bor-silikon çiftini geçerek düşer. Azotun kükürtle benzerlikleri, her iki elementin de mevcut olduğu durumlarda çoğunlukla kükürt nitrür halka bileşikleri ile sınırlıdır.

Azot, karbonun katenasyon eğilimini paylaşmaz . Karbon gibi, nitrojen de metallerle iyonik veya metalik bileşikler oluşturma eğilimindedir. Azot, zincir, grafit ve fulleren benzeri yapılara sahip olanlar da dahil olmak üzere karbonlu geniş bir nitrür serisi oluşturur .

Yüksek elektronegatifliği ve beraberindeki hidrojen bağı yeteneği ve yalnız elektron çiftlerini bağışlayarak koordinasyon kompleksleri oluşturma yeteneği ile oksijene benzer. Amonyak NH 3 ve su H 2 O'nun kimyası arasında bazı paralellikler vardır . Örneğin, her iki bileşiğin de NH 4 + ve H 3 O + verecek şekilde protonlanma veya NH 2 ve OH verecek şekilde protonsuzlaştırılma kapasitesi ; bunların hepsi katı bileşiklerde izole edilebilir.

Azot, her iki yatay komşusu ile de, p π –p π etkileşimleri yoluyla, tipik olarak karbon, oksijen veya diğer nitrojen atomları ile çoklu bağlar oluşturma tercihini paylaşır . Bu nedenle, örneğin, nitrojen iki atomlu moleküller olarak oluşur ve bu nedenle N2 molekülleri yalnızca zayıf moleküller tarafından bir arada tutulduğundan, grubunun geri kalanına göre çok daha düşük erime ( −210 °C) ve kaynama noktalarına (−196 °C ) sahiptir . van der Waals etkileşimleri ve önemli anlık dipoller oluşturmak için çok az elektron mevcuttur. Dikey komşuları için bu mümkün değildir; bu nedenle, nitrojen oksitler , nitritler , nitratlar , nitro- , nitroso- , azo- ve diazo - bileşikleri, azidler , siyanatlar , tiyosiyanatlar ve imino - türevleri fosfor, arsenik, antimon veya bizmut ile yankı bulmaz. Bununla birlikte, aynı şekilde, fosfor oksoasitlerin karmaşıklığı, nitrojen ile hiçbir yankı bulmaz. Farklılıklarını bir kenara bırakırsak, nitrojen ve fosfor birbirleriyle geniş bir dizi bileşik oluştururlar; bunların zincir, halka ve kafes yapıları vardır.

izotoplar

Karbondan flore (azot dahil) nüklid tablosu (Segrè tablosu). Turuncu, proton emisyonunu gösterir (proton damlama hattının dışındaki nüklidler); pozitron emisyonu için pembe (ters beta bozunması); kararlı nüklidler için siyah ; elektron emisyonu için mavi (beta bozunması); ve nötron emisyonu için menekşe (nötron damlama hattının dışındaki nüklidler). Dikey eksende yukarı doğru gidildikçe proton sayısı, yatay eksende sağa gidildikçe nötron sayısı artar.

Azotun iki kararlı izotopu vardır : 14 N ve 15 N. Birincisi çok daha yaygındır, doğal nitrojenin %99.634'ünü oluşturur ve ikincisi (biraz daha ağırdır) kalan %0.366'yı oluşturur. Bu, yaklaşık 14.007 u'luk bir atom ağırlığına yol açar. Bu kararlı izotopların her ikisi de yıldızlarda CNO döngüsünde üretilir , ancak nötron yakalaması hız sınırlayıcı adım olduğundan 14 N daha yaygındır. 14 N, beş kararlı tek-tek nüklidden biridir (tek sayıda proton ve nötrona sahip bir nüklid); diğer dördü 2 H , 6 Li, 10 B ve 180m Ta'dır.

14 N ve 15 N'nin nispi bolluğu atmosferde pratik olarak sabittir, ancak biyolojik redoks reaksiyonlarından doğal izotopik fraksiyonasyon ve doğal amonyak veya nitrik asidin buharlaşması nedeniyle başka yerlerde değişebilir . Biyolojik olarak aracılık edilen reaksiyonlar (örneğin, asimilasyon , nitrifikasyon ve denitrifikasyon ) topraktaki nitrojen dinamiklerini güçlü bir şekilde kontrol eder. Bu reaksiyonlar tipik olarak substratın 15 N zenginleşmesine ve ürünün tükenmesine neden olur .

Ağır izotop 15 N ilk olarak 1929'da SM Naudé tarafından, oksijen ve karbon komşu elementlerinin ağır izotoplarının keşfedilmesinden hemen sonra keşfedildi. Tüm izotopların en düşük termal nötron yakalama kesitlerinden birini sunar. Nükleer manyetik rezonans (NMR) spektroskopisinde , NMR için daha dar hat genişliği gibi avantajlar sunan, bir buçuk fraksiyonel nükleer spin nedeniyle nitrojen içeren moleküllerin yapılarını belirlemek için sıklıkla kullanılır . 14 N, teorik olarak da kullanılabilir olsa da, bir tamsayı nükleer dönüşüne sahiptir ve dolayısıyla daha geniş ve daha az kullanışlı spektrumlara yol açan bir dört kutuplu momente sahiptir. 15 N NMR yine de daha yaygın olan 1 H ve 13 C NMR spektroskopisinde karşılaşılmayan komplikasyonlara sahiptir. 15 N'lik düşük doğal bolluk (% 0,36), duyarlılığı önemli ölçüde azaltır, bu sadece düşük jiromanyetik oranıyla daha da kötüleşen bir sorundur ( 1 H'nin sadece %10.14'ü). Sonuç olarak, 1 H için sinyal-gürültü oranı , aynı manyetik alan gücünde 15 N için olanın yaklaşık 300 katıdır . Bu, kimyasal değişim veya fraksiyonel damıtma yoluyla 15 N'lik izotopik zenginleştirme ile biraz hafifletilebilir . 15 N-zenginleştirilmiş bileşikler, standart koşullar altında , atmosferden uzak tutulması gereken hidrojen , karbon ve oksijen izotopları etiketli bileşiklerin aksine, azot atomlarının atmosferik azot ile kimyasal değişimine uğramama avantajına sahiptir . 15 N: 14 N oranı , δ 15 N olarak adlandırılan jeokimya , hidroloji , paleoklimatoloji ve paleoşinografi alanlarında kararlı izotop analizinde yaygın olarak kullanılır .

Sentetik olarak üretilen, 12 N ile 23 N arasında değişen diğer on izotoptan 13 N'nin yarılanma ömrü on dakikadır ve geri kalan izotopların yarılanma ömrü saniye ( 16 N ve 17 N) veya milisaniye düzeyindedir. Nükleer damlama hatlarının dışına düşecekleri ve bir proton veya nötron sızdıracakları için başka hiçbir nitrojen izotopu mümkün değildir. Yarı ömür farkı göz önüne alındığında, 13 N en önemli nitrojen radyoizotopudur, yarı ömrü hala kısa olmasına rağmen pozitron emisyon tomografisinde (PET) kullanılabilecek kadar nispeten uzun ömürlüdür ve bu nedenle üretim yerinde üretilmelidir. PET, örneğin, 13 N ve bir alfa parçacığı üreten 16 O'nun proton bombardımanı yoluyla bir siklotronda .

Radyoizotop 16 N , normal çalışma sırasında basınçlı su reaktörlerinin veya kaynar su reaktörlerinin soğutma sıvısındaki baskın radyonükliddir . 16 O atomunun bir nötron yakaladığı ve bir proton çıkardığı bir (n,p) reaksiyonu yoluyla 16 O'dan (suda) üretilir . Yaklaşık 7,1 s'lik kısa bir yarı ömre sahiptir, ancak 16 O'ya geri bozunması sırasında yüksek enerjili gama radyasyonu (5 ila 7 MeV) üretir. Bu nedenle, bir basınçlı su reaktöründeki birincil soğutma sıvısı borularına erişim, reaktör gücü çalışması sırasında kısıtlanmalıdır . Birincil soğutma sıvısı sisteminden ikincil buhar döngüsüne olan sızıntıların hassas ve anında göstergesidir ve bu tür sızıntıları tespit etmenin birincil yoludur.

Kimya ve bileşikler

allotroplar

Dinitrojen molekülünün moleküler yörünge diyagramı , N 2 . Beş bağ orbitali ve iki anti bağ orbitali vardır (yıldızla işaretlenmiştir; iç 1s elektronlarını içeren orbitaller gösterilmemiştir), toplam bağ sırası üçtür.

Aktif nitrojen olarak da bilinen atomik nitrojen, yüksek oranda reaktiftir ve üç eşleşmemiş elektronlu bir triradikaldir . Serbest nitrojen atomları, nitrürler oluşturmak üzere çoğu elementle kolayca reaksiyona girer ve iki serbest nitrojen atomu, uyarılmış bir N2 molekülü üretmek için çarpıştığında bile , karbon dioksit ve su gibi kararlı moleküllerle bile çarpışmada homolitik fisyona neden olacak kadar çok enerji açığa çıkarabilirler. CO ve O veya OH ve H gibi radikallere dönüştürülür. Atomik nitrojen, 0,1–2 mmHg'de nitrojen gazından bir elektrik deşarjından geçirilerek hazırlanır; bu, atomik nitrojen ile birlikte birkaç dakika boyunca bir kızıllık olarak yavaşça sönen şeftali sarısı bir emisyon üretir. deşarj sona erdikten sonra bile.

Atomik nitrojenin büyük reaktivitesi göz önüne alındığında, elemental nitrojen genellikle moleküler N2, dinitrojen olarak ortaya çıkar . Bu molekül standart koşullarda renksiz, kokusuz ve tatsız bir diyamanyetik gazdır: -210 °C'de erir ve -196 °C'de kaynar. Dinitrojen oda sıcaklığında çoğunlukla reaktif değildir, ancak yine de lityum metali ve bazı geçiş metali kompleksleri ile reaksiyona girer. Bunun nedeni, N≡N üçlü bağına sahip olması nedeniyle standart koşullarda iki atomlu elementler arasında benzersiz olan bağdır . Üçlü bağlar kısa bağ uzunluklarına (bu durumda 109.76 pm) ve yüksek ayrışma enerjilerine (bu durumda 945.41 kJ/mol) sahiptir ve bu nedenle dinitrojenin kimyasal hareketsizliğini açıklayan çok güçlüdür.

Diğer nitrojen oligomerleri ve polimerleri de mümkün olabilir. Eğer sentezlenebilirlerse, güçlü itici gazlar veya patlayıcılar olarak kullanılabilecek çok yüksek enerji yoğunluğuna sahip malzemeler olarak potansiyel uygulamalara sahip olabilirler. Bir elmas örs hücresinde üretildiği gibi aşırı yüksek basınçlar (1.1 milyon  atm ) ve yüksek sıcaklıklar (2000 K) altında , nitrojen tek bağlı kübik gauche kristal yapısına polimerleşir. Bu yapı elmasınkine benzer ve her ikisi de son derece güçlü kovalent bağlara sahiptir ve bu da "azot elmas" takma adını almasına neden olur.

Plüton gezegenindeki Sputnik Planitia ovalarında ( resmin sağ alt tarafında) katı nitrojen , su buzu dağlarının yanında (resmin sol üst tarafında)

Atmosferik basınçta , moleküler nitrojen 77  K'de (−195.79 ° C ) yoğunlaşır (sıvılaşır) ve 63 K'de ( −210.01 °C) donarak beta altıgen sıkı paketlenmiş kristal allotropik forma dönüşür. 35,4 K (−237.6 °C) altında nitrojen, kübik kristal allotropik formu (alfa fazı olarak adlandırılır) alır. Sıvı nitrojen , görünüşte suya benzeyen renksiz bir sıvıdır, ancak yoğunluğun %80,8'i (sıvı nitrojenin kaynama noktasındaki yoğunluğu 0,808 g/mL'dir), yaygın bir kriyojendir . Katı azotun birçok kristal modifikasyonu vardır. Plüton'da ve Güneş Sistemi'nin Triton gibi dış uydularında önemli bir dinamik yüzey kaplaması oluşturur . Katı nitrojenin düşük sıcaklıklarında bile oldukça uçucudur ve bir atmosfer oluşturmak üzere süblimleşebilir veya tekrar nitrojen donuna yoğunlaşabilir. Çok zayıftır ve buzullar şeklinde akar ve Triton gayzerlerinde kutupsal buzul bölgesinden gelen nitrojen gazı bulunur.

dinitrojen kompleksleri

[Ru(NH 3 ) 5 (N 2 )] 2+ ( pentaamin(dinitrojen)rutenyum(II) ), keşfedilen ilk dinitrojen kompleksinin yapısı

Keşfedilecek bir dinitrojen kompleksinin ilk örneği [Ru(NH 3 ) 5 (N 2 )] 2+ idi (sağdaki şekle bakın) ve kısa süre sonra bu tür birçok başka kompleks keşfedildi. Bir nitrojen molekülünün merkezi bir metal katyonuna en az bir yalnız elektron çifti bağışladığı bu kompleksler , N2'nin nitrojenazdaki metal ( ler)e ve Haber prosesi için katalizöre nasıl bağlanabileceğini gösterir : dinitrojen aktivasyonunu içeren bu prosesler, biyolojide ve gübre üretiminde hayati derecede önemlidir.

Dinitrogen, metalleri beş farklı şekilde koordine edebilir. Daha iyi karakterize edilmiş yollar , nitrojen atomları üzerindeki yalnız çiftlerin metal katyon. Daha az iyi karakterize edilmiş yollar, ya iki metal katyonuna ( μ , bis- η 2 ) veya sadece bir metal katyonuna ( η 2 ) köprü ligand olarak üçlü bağdan dinitrojen bağışlayan elektron çiftlerini içerir . Beşinci ve benzersiz yöntem, üçlü bağdan ( μ3 -N2) üç elektron çiftinin tümünü veren bir köprü ligand olarak üçlü koordinasyonu içerir . Birkaç kompleks, birden fazla N2 ligandı içerir ve bazıları , birden fazla şekilde bağlanmış N2 içerir. N2 , karbon monoksit ( CO) ve asetilen ( C2H2 ) ile izoelektronik olduğundan, dinitrojen komplekslerindeki bağlanma, CO'dan daha zayıf bir σ -verici ve π -alıcı olmasına rağmen, karbonil bileşiklerindekiyle yakından ilişkilidir . Teorik çalışmalar, σ bağışının, M–N bağının oluşumuna izin veren, çoğunlukla yalnızca N–N bağını zayıflatan π geri bağışından daha önemli bir faktör olduğunu ve uçtan ( η 1 ) bağışın, π geri bağışından daha önemli bir faktör olduğunu göstermektedir. yan ( η 2 ) bağış.

Günümüzde dinitrojen kompleksleri, neredeyse tüm geçiş metalleri için bilinmektedir ve birkaç yüz bileşiğe karşılık gelmektedir. Normalde üç yöntemle hazırlanırlar:

  1. H 2 O , H veya CO gibi kararsız ligandların doğrudan nitrojen ile değiştirilmesi: bunlar genellikle ılıman koşullarda ilerleyen geri dönüşümlü reaksiyonlardır.
  2. Azot gazı altında fazla miktarda uygun bir koligand varlığında metal komplekslerinin indirgenmesi. Ortak bir seçim , orijinal klor ligandlarından daha az sayıda azot ligandını telafi etmek için klorür ligandlarının dimetilfenilfosfin (PMe 2 Ph) ile değiştirilmesini içerir.
  3. Hidrazin veya azid gibi N-N bağları olan bir ligandın doğrudan dinitrojen ligandına dönüştürülmesi.

Nadiren N≡N bağı, örneğin koordineli amonyağın (NH3 ) nitröz asit ( HNO2 ) ile doğrudan reaksiyona sokulmasıyla doğrudan bir metal kompleksi içinde oluşturulabilir , ancak bu genellikle geçerli değildir. Çoğu dinitrojen kompleksinin renkleri beyaz-sarı-turuncu-kırmızı-kahverengi; mavi [{Ti( η 5 -C 5 H 5 ) 2 } 2 -(N 2 )] gibi birkaç istisna bilinmektedir .

Nitrürler, azidler ve nitrido kompleksleri

Azot, ilk üç asal gaz , helyum , neon ve argon hariç, periyodik tablodaki hemen hemen tüm elementlere ve bizmuttan sonra çok kısa ömürlü elementlerden bazıları ile bağlanır ve değişen özelliklere ve uygulamalara sahip çok çeşitli ikili bileşikler oluşturur. Birçok ikili bileşik bilinmektedir: nitrojen hidritler, oksitler ve florürler dışında bunlara tipik olarak nitrürler denir . Çoğu element için genellikle birçok stokiyometrik faz mevcuttur (örn. MnN, Mn 6N 5 , Mn 3N 2 , Mn 2 N , Mn 4 N ve Mn x N 9.2 < x < 25.3 için). "Tuz benzeri" (çoğunlukla iyonik), kovalent, "elmas benzeri" ve metalik (veya interstisyel ) olarak sınıflandırılabilirler, ancak bu sınıflandırma genellikle ayrı ve ayrı türler yerine bağlanma türlerinin sürekliliğinden kaynaklanan sınırlamalara sahiptir. demek ki. Normalde, bir metalin nitrojen veya amonyak ile doğrudan reaksiyona sokulmasıyla (bazen ısıtmadan sonra) veya metal amidlerin termal bozunmasıyla hazırlanırlar:

3 Ca + N 2 → Ca 3 N 2
3 Mg + 2 NH 3 → Mg 3 N 2 + 3 H 2 (900 °C'de)
3 Zn(NH 2 ) 2 → Zn 3 N 2 + 4 NH 3

Bu süreçlerde birçok varyant mümkündür. Bu nitrürlerin en iyonik olanları alkali metaller ve toprak alkali metallerdir , Li 3 N (Na, K, Rb ve Cs sterik nedenlerle kararlı nitrürler oluşturmazlar) ve M 3 N 2 (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba). Bunlar resmi olarak N3− anyonunun tuzları olarak düşünülebilir , ancak bu oldukça elektropozitif elementler için bile yük ayrımı aslında tamamlanmamıştır. Bununla birlikte, doğrusal N özelliğine sahip alkali metal azidler NaN 3 ve KN 3-
3
anyon, Sr(N 3 ) 2 ve Ba(N 3 ) 2 gibi iyi bilinmektedir . B-alt grup metallerinin azidleri ( 11 ila 16 arasındaki gruplardakiler ) çok daha az iyoniktir, daha karmaşık yapılara sahiptir ve şok verildiğinde kolayca patlar.

Borazinin mezomerik yapıları, (–BH–NH–) 3

Birçok kovalent ikili nitrür bilinmektedir. Örnekler arasında siyanojen ( ( CN ) 2 ), trifosfor pentanitrid ( P3N5 ) , disülfür dinitrür ( S2N2 ) ve tetrasülfür tetranitrit ( S4N4 ) yer alır . Esasen kovalent silisyum nitrür ( Si 3N4 ) ve germanyum nitrür ( Ge 3N4 ) de bilinmektedir: özellikle silisyum nitrür, onunla çalışmanın ve sinterlemenin zorluğu olmasa bile umut verici bir seramik yapacaktır . Özellikle, çoğu gelecek vaat eden yarı iletkenler olan grup 13 nitrürler, grafit, elmas ve silisyum karbür ile izoelektroniktir ve benzer yapılara sahiptir: grup alçaldıkça bağları kovalentten kısmen iyoniğe, metale değişir. Özellikle, B-N birimi C-C'ye göre izoelektronik olduğundan ve karbon esasen boyut olarak bor ve nitrojen arasında orta düzeyde olduğundan, organik kimyanın çoğu borazin ("inorganik benzen " ) gibi boron-azot kimyasında bir yankı bulur. ). Bununla birlikte, tamamen karbon içeren bir halkada mümkün olmayan elektron eksikliğinden dolayı borda nükleofilik saldırının kolaylığı nedeniyle analoji kesin değildir.

Nitrürlerin en büyük kategorisi, MN, M2N ve M4N formüllerinin ( değişken bileşim mükemmel bir şekilde mümkün olsa da) arayer nitrürleridir , burada küçük nitrojen atomları metalik bir kübik veya altıgen sıkı paketlenmiş kafes içindeki boşluklarda konumlanır. . Opak, çok sert ve kimyasal olarak inerttirler, yalnızca çok yüksek sıcaklıklarda (genellikle 2500 °C'nin üzerinde) erirler. Metalik bir parlaklığa sahiptirler ve metaller gibi elektriği iletirler. Amonyak veya nitrojen vermek için çok yavaş hidrolize olurlar.

Nitrür anyonu (N 3− ), ligandlar arasında bilinen en güçlü π donörüdür (ikinci en güçlüsü O 2− 'dir ). Nitrido kompleksleri genellikle azidlerin termal ayrışmasıyla veya amonyağın protonsuzlaştırılmasıyla yapılır ve genellikle bir terminal {≡N} 3− grubu içerirler. Lineer azid anyonu ( N-
3
), azot oksit , karbon dioksit ve siyanat ile izoelektronik olmak , birçok koordinasyon kompleksi oluşturur. N _4−
4
( karbonat ve nitrat ile izoelektronik ) bilinmektedir.

hidrürler

Azot içeren türler için standart indirgeme potansiyelleri. Üst diyagram pH 0'daki potansiyelleri gösterir; alttaki diyagram pH 14'teki potansiyelleri gösterir.

Endüstriyel olarak, amonyak (NH 3 ) azotun en önemli bileşiğidir ve diğer bileşiklerden daha büyük miktarlarda hazırlanır, çünkü gıda ve gübrelerin öncüsü olarak hizmet ederek karasal organizmaların beslenme ihtiyaçlarına önemli ölçüde katkıda bulunur. Karakteristik keskin bir kokuya sahip renksiz bir alkali gazdır. Hidrojen bağının mevcudiyeti, amonyak üzerinde yüksek erime (−78 °C) ve kaynama (−33 °C) noktaları sağlayan çok önemli etkilere sahiptir. Bir sıvı olarak, yüksek buharlaşma ısısına sahip (vakumlu şişelerde kullanılmasını sağlayan), aynı zamanda düşük viskoziteye ve elektrik iletkenliğine ve yüksek dielektrik sabitine sahip çok iyi bir çözücüdür ve sudan daha az yoğundur. Bununla birlikte, nitrojenin oksijene kıyasla daha düşük elektronegatifliği ve H2O'da iki yerine NH3'te yalnızca bir yalnız çiftin varlığından dolayı NH3'teki hidrojen bağı H2O'dakinden daha zayıftır . Zayıf bir bazdır . sulu çözelti içinde ( p Kb 4.74 ); konjuge asidi amonyum , NH'dir+
4
. Ayrıca son derece zayıf bir asit gibi davranabilir, amid anyonu NH'yi üretmek için bir proton kaybeder.-
2
. Böylece amonyum ve amid üretmek için suya benzer şekilde kendi kendine ayrışmaya uğrar. Amonyak havada veya oksijende hemen olmasa da nitrojen gazı üretmek için yanar; nitrojen triflorür vermek için flor içinde yeşilimsi sarı bir alevle yanar . Diğer ametallerle reaksiyonlar çok karmaşıktır ve bir ürün karışımına yol açma eğilimindedir. Amonyak, nitrürler vermek için metallerle ısıtıldığında reaksiyona girer.

Diğer birçok ikili nitrojen hidrür bilinmektedir, ancak en önemlileri hidrazin (N 2H 4 ) ve hidrojen aziddir (HN 3 ) . Nitrojen hidrit olmamasına rağmen, hidroksilamin (NH 2 OH) özellik ve yapı olarak amonyak ve hidrazin ile benzerdir. Hidrazin, amonyağa benzer şekilde kokan dumanlı, renksiz bir sıvıdır. Fiziksel özellikleri suya çok benzer (erime noktası 2.0 °C, kaynama noktası 113.5 °C, yoğunluk 1.00 g/cm3 ) . Endotermik bir bileşik olmasına rağmen kinetik olarak kararlıdır. Azot ve su buharı vermek için çok ekzotermik olarak havada hızla ve tamamen yanar. Çok kullanışlı ve çok yönlü bir indirgeyici ajandır ve amonyaktan daha zayıf bir bazdır. Aynı zamanda roket yakıtı olarak da yaygın olarak kullanılmaktadır.

Hidrazin genellikle jelatin veya yapıştırıcı varlığında amonyak ile alkali sodyum hipokloritin reaksiyonu ile yapılır:

NH 3 + OCl → NH2Cl + OH
NH2Cl + NH3 N _
2
H+
5
+ Cl - (yavaş)
N
2
H+
5
+ OH → N 2 H 4 + H 2 O (hızlı)

(Hidroksit ve amonyak saldırıları tersine çevrilebilir, bu nedenle bunun yerine ara ürün NHCl'den geçer . ) Jelatin eklenmesinin nedeni , monokloramin ( NH2) ile reaksiyona girerek hidrazinin yıkımını katalize eden Cu 2+ gibi metal iyonlarını uzaklaştırmasıdır. Cl) amonyum klorür ve nitrojen üretmek için .

Hidrojen azid (HN 3 ) ilk olarak 1890'da sulu hidrazinin nitröz asit ile oksidasyonu ile üretilmiştir. Çok patlayıcıdır ve seyreltik çözeltiler bile tehlikeli olabilir. Hoş olmayan ve rahatsız edici bir kokusu vardır ve potansiyel olarak öldürücü (ancak birikimli olmayan) bir zehirdir. Azid anyonunun konjuge asidi olarak kabul edilebilir ve benzer şekilde hidrohalik asitlere benzer .

Halidler ve oksohalitler

Dört basit nitrojen trihalidinin tümü bilinmektedir. Birkaç karışık halojenür ve hidrohalojenür bilinmektedir, ancak bunlar çoğunlukla kararsızdır; örnekler arasında NClF2 , NCl2F , NBrF2 , NF2H , NFH2 , NCl2H ve NClH2 yer alır . _

Beş nitrojen florür bilinmektedir. Nitrojen triflorür ( ilk olarak 1928'de hazırlanmıştır) renksiz ve kokusuz bir gazdır ve termodinamik olarak stabildir ve en kolay şekilde susuz hidrojen florür içinde çözülmüş erimiş amonyum florürün elektrolizi ile üretilir . Karbon tetraflorür gibi , hiç reaktif değildir ve suda veya seyreltik sulu asitler veya alkalilerde stabildir. Sadece ısıtıldığında bir florlama maddesi olarak hareket eder ve temas halinde bakır , arsenik, antimon ve bizmut ile yüksek sıcaklıklarda reaksiyona girerek tetraflorohidrazin (N 2 F 4 ) verir. katyonlar NF+
4
ve N
2
F+
3
ONF3'te olduğu gibi (tetraflorohidrazinin arsenik pentaflorür gibi güçlü florür alıcıları ile reaksiyona girmesinden ), kısmi çift bağ anlamına gelen kısa N–O mesafesi ve oldukça polar ve uzun N–F nedeniyle ilgi uyandıran ONF3 de bilinmektedir . bağlamak. Tetraflorohidrazin, hidrazinin kendisinden farklı olarak, radikal NF 2 • vermek üzere oda sıcaklığında ve üzerinde ayrışabilir . Flor azid (FN 3 ) çok patlayıcıdır ve termal olarak kararsızdır. Dinitrojen diflorür (N 2 F 2 ) termal olarak birbirine dönüştürülebilir cis ve trans izomerler olarak bulunur ve ilk olarak FN3'ün termal bozunmasının bir ürünü olarak bulunmuştur .

Azot triklorür (NCl 3 ), fiziksel özellikleri karbon tetraklorürünkine benzer yoğun, uçucu ve patlayıcı bir sıvıdır , ancak bir fark NCl 3'ün su ile kolayca hidrolize olması ve CCl 4'ün hidrolize olmamasıdır. İlk olarak 1811'de , patlayıcı eğilimlerine karşı üç parmağını ve bir gözünü kaybeden Pierre Louis Dulong tarafından sentezlendi. Seyreltik bir gaz olarak daha az tehlikelidir ve bu nedenle endüstriyel olarak unu ağartmak ve sterilize etmek için kullanılır. İlk olarak 1975'te hazırlanan nitrojen tribromür (NBr 3 ), -100 °C'de bile patlayıcı olan koyu kırmızı, sıcaklığa duyarlı, uçucu bir katıdır. Azot triiyodid (NI 3 ) hala daha kararsızdır ve sadece 1990'da hazırlanmıştır. Daha önce bilinen amonyak ilavesi şoka karşı çok hassastır: bir tüyün dokunuşu, değişen hava akımları veya hava akımları ile harekete geçirilebilir. hatta alfa parçacıkları . Bu nedenle, küçük miktarlarda nitrojen triiyodür bazen lise kimya öğrencilerine bir gösteri olarak veya bir "kimyasal büyü" eylemi olarak sentezlenir. Klor azid (ClN 3 ) ve brom azid (BrN 3 ) son derece hassas ve patlayıcıdır.

İki dizi nitrojen oksohalid bilinmektedir: nitrosil halojenürler (XNO) ve nitril halojenürler (XNO2 ) . İlki, azot oksidin doğrudan halojenlenmesiyle elde edilebilen çok reaktif gazlardır. Nitrosil florür (NOF) renksizdir ve güçlü bir florlama maddesidir. Nitrosil klorür (NOCl) hemen hemen aynı şekilde davranır ve genellikle iyonlaştırıcı bir çözücü olarak kullanılır. Nitrosil bromür (NOBr) kırmızıdır. Nitril halojenürlerin reaksiyonları çoğunlukla benzerdir: nitril florür (FNO 2 ) ve nitril klorür (ClNO 2 ) benzer şekilde reaktif gazlar ve kuvvetli halojenleştirici maddelerdir.

oksitler

−196 °C, 0 °C, 23 °C, 35 °C ve 50 °C'de azot dioksit. NUMARA
2
renksiz dinitrojen tetroksite dönüştürür ( N
2
Ö
4
) düşük sıcaklıklarda ve HAYIR'a döner
2
daha yüksek sıcaklıklarda.

Azot, bazıları ilk tanımlanan gazlar olan dokuz moleküler oksit oluşturur: N 2 O ( nitröz oksit ), NO ( nitrik oksit ), N 2 O 3 ( dinitrojen trioksit ), NO 2 ( nitrojen dioksit ), N 2 O 4 ( dinitrojen tetroksit ), N20 5 ( dinitrojen pentoksit ), N40 ( nitrosilazid ) ve N( NO 2 ) 3 ( trinitramit ) . Hepsi, elementlerine ayrışmaya karşı termal olarak kararsızdır. Henüz sentezlenmemiş bir diğer olası oksit, aromatik bir halka olan oksatetrazoldür (N 4 O).

Daha çok güldüren gaz olarak bilinen azot oksit (N 2 O), erimiş amonyum nitratın 250 °C'de termal bozunmasıyla yapılır. Bu bir redoks reaksiyonudur ve bu nedenle yan ürün olarak nitrik oksit ve nitrojen de üretilir. Çoğunlukla püskürtülen konserve krem ​​şanti için itici ve havalandırıcı bir madde olarak kullanılır ve eskiden yaygın olarak anestezik olarak kullanılırdı. Görünüşüne rağmen , hiponitröz asidin (H 2 N 2 O 2 ) anhidriti olarak kabul edilemez, çünkü bu asit nitröz oksidin suda çözünmesiyle üretilmez. Oldukça reaktif değildir ( ısıtma üzerine reaktivite artmasına rağmen oda sıcaklığında halojenler, alkali metaller veya ozon ile reaksiyona girmez) ve simetrik olmayan bir yapıya sahiptir N–N–O (N≡N + O N=N + =0): 600 °C'nin üzerinde daha zayıf N–O bağını kırarak ayrışır. Nitrik oksit (NO), tek sayıda elektrona sahip en basit kararlı moleküldür. İnsanlar da dahil olmak üzere memelilerde, birçok fizyolojik ve patolojik süreçte yer alan önemli bir hücresel sinyal molekülüdür . Amonyağın katalitik oksidasyonu ile oluşur. Termodinamik olarak kararsız olduğu için 1100–1200 °C'de nitrojen ve oksijen gazına ayrışan renksiz bir paramanyetik gazdır. Bağlanması nitrojendekine benzer, ancak bir π * antibağ orbitaline fazladan bir elektron eklenir ve bu nedenle bağ sırası yaklaşık 2.5'e düşürülür; bu nedenle O=N–N=O'ya dimerizasyon, kaynama noktasının altı ( cis izomerinin daha kararlı olduğu yer) dışında elverişsizdir, çünkü aslında toplam bağ sırasını arttırmaz ve eşleşmemiş elektron NO molekülü boyunca delokalize olur ve buna izin verir. istikrar. Nitrik oksit polar moleküllerle yoğunlaştırıldığında asimetrik kırmızı dimer O=N–O=N için de kanıtlar vardır. Oksijenle reaksiyona girerek kahverengi nitrojen dioksit ve halojenlerle nitrosil halojenürler verir. Aynı zamanda, çoğu derin renkli olan nitrosil kompleksleri vermek üzere geçiş metali bileşikleri ile reaksiyona girer.

Mavi dinitrojen trioksit (N 2 O 3 ) yalnızca katı olarak mevcuttur çünkü erime noktasının üzerinde hızla ayrışarak nitrik oksit, nitrojen dioksit (NO 2 ) ve dinitrojen tetroksit (N 2 O 4 ) verir. Son iki bileşiğin, aralarındaki denge nedeniyle ayrı ayrı incelenmesi biraz zordur, ancak bazen dinitrojen tetroksit, yüksek dielektrik sabiti olan bir ortamda heterolitik fisyon ile nitrosonyum ve nitratla reaksiyona girebilir. Azot dioksit, keskin, aşındırıcı kahverengi bir gazdır. Her iki bileşik de bir kuru metal nitratın ayrıştırılmasıyla kolaylıkla hazırlanabilir. Her ikisi de su ile reaksiyona girerek nitrik asit oluşturur . Dinitrojen tetroksit, susuz metal nitratlar ve nitrato komplekslerinin hazırlanması için çok yararlıdır ve 1950'lerin sonlarında hem Amerika Birleşik Devletleri'nde hem de SSCB'de birçok roket için tercih edilen depolanabilir oksitleyici haline geldi . Bunun nedeni, hidrazin bazlı roket yakıtı ile birlikte hipergolik bir itici gaz olması ve oda sıcaklığında sıvı olduğu için kolaylıkla depolanabilmesidir.

Termal olarak kararsız ve çok reaktif dinitrojen pentoksit (N 2 O 5 ) nitrik asidin anhidritidir ve fosfor pentoksit ile dehidrasyon yoluyla ondan yapılabilir . Patlayıcıların hazırlanması için ilgi çekicidir. Işığa duyarlı, sıvı, renksiz kristal bir katıdır. Katı halde, [NO 2 ] + [NO 3 ] - yapısıyla iyoniktir ; gaz olarak ve çözeltide moleküler O2N O– NO2'dir . Peroksonitrik asit (HOONO 2 ) veren hidrojen peroksit ile benzer reaksiyonda olduğu gibi, nitrik aside hidrasyon kolayca gerçekleşir . Şiddetli bir oksitleyici ajandır. Gaz halindeki dinitrojen pentoksit aşağıdaki gibi ayrışır:

N 2 O 5 ⇌ NO 2 + NO 3 → NO 2 + O 2 + HAYIR
N 2 O 5 + HAYIR ⇌ 3 HAYIR 2

Oksoasitler, oksoanyonlar ve oksoasit tuzları

Pek çok nitrojen oksoasit bilinmektedir, ancak bunların çoğu saf bileşikler olarak kararsızdır ve yalnızca sulu çözelti veya tuzlar olarak bilinir. Hiponitröz asit (H 2 N 2 O 2 ), HON=NOH (p K a1 6.9, p K a2 11.6) yapısına sahip zayıf bir diprotik asittir . Asidik çözeltiler oldukça kararlıdır ancak pH 4'ün üzerinde baz katalizli ayrışma [HONNO] - nitröz oksit ve hidroksit anyonuna gerçekleşir. Hiponitritler ( N içeren
2
Ö2−
2
anyon) indirgeyici maddelere karşı stabildir ve daha yaygın olarak kendileri indirgeyici maddeler olarak işlev görür. Azot döngüsünde meydana gelen amonyağın nitrite oksidasyonunda bir ara adımdır . Hiponitrit, köprüleyici veya şelatlayıcı bir çift dişli ligand görevi görebilir.

Nitröz asit (HNO 2 ) saf bir bileşik olarak bilinmemekle birlikte gaz dengesinde yaygın bir bileşendir ve önemli bir sulu reaktiftir: sulu çözeltileri asitleştirici soğuk sulu nitritten ( NO ) yapılabilir.-
2
, bükülmüş) çözeltiler, zaten oda sıcaklığında olmasına rağmen nitrat ve nitrik okside orantısızlık önemlidir. 18 °C'de p Ka 3.35 olan zayıf bir asittir . Permanganat tarafından nitrata oksidasyonları ile titrimetrik olarak analiz edilebilirler . Kükürt dioksit ile nitrik okside ve nitrik okside , kalay (II) ile hiponitröz aside ve hidrojen sülfür ile amonyağa kolayca indirgenirler . hidrazinyum N tuzları
2
H+
5
azot oksit ve azot vermek üzere reaksiyona giren azidler üretmek için nitröz asit ile reaksiyona girer. Sodyum nitrit , 100 mg/kg'ın üzerindeki konsantrasyonlarda hafif derecede toksiktir, ancak eti iyileştirmek için ve bakteriyel bozulmayı önlemek için koruyucu olarak genellikle küçük miktarlar kullanılır. Aynı zamanda hidroksilamini sentezlemek ve birincil aromatik aminleri aşağıdaki gibi diazotize etmek için de kullanılır:

ArNH 2 + HNO 2 → [ArNN]Cl + 2 H 2 O

Nitrit ayrıca beş şekilde koordine olabilen yaygın bir liganddır. En yaygın olanları nitro (azottan bağlanır) ve nitritodur (bir oksijenden bağlanır). Nitrito formunun genellikle daha az kararlı olduğu nitro-nitrito izomerizmi yaygındır.

Sarı nitrojen dioksit ile kirlenmiş dumanlı nitrik asit

Nitrik asit (HNO 3 ), nitrojen oksoasitlerin açık ara en önemli ve en kararlı olanıdır. En çok kullanılan üç asitten biridir (diğer ikisi sülfürik asit ve hidroklorik asittir ) ve ilk olarak 13. yüzyılda simyacılar tarafından keşfedilmiştir. Amonyağın nitrojen dioksite oksitlenen nitrik okside katalitik oksidasyonu ile yapılır ve daha sonra konsantre nitrik asit vermek üzere suda çözülür. Amerika Birleşik Devletleri'nde her yıl yedi milyon tondan fazla nitrik asit üretilir ve bunların çoğu diğer kullanımların yanı sıra gübre ve patlayıcılar için nitrat üretimi için kullanılır. Susuz nitrik asit, konsantre nitrik asidin fosfor pentoksit ile karanlıkta cam aparatında düşük basınçta damıtılmasıyla yapılabilir. Sadece katı halde yapılabilir, çünkü erime üzerine kendiliğinden nitrojen dioksite ayrışır ve sıvı nitrik asit , aşağıdaki gibi herhangi bir diğer kovalent sıvıdan daha büyük ölçüde kendi kendine iyonlaşmaya uğrar:

2 HNO 3H
2
NUMARA+
3
+ HAYIR-
3
⇌ H 2 O + [NO 2 ] + + [NO 3 ] -

İki hidrat, HNO 3 ·H 2 O ve HNO 3 ·3H 2 O, kristalleşebilen bilinmektedir. Güçlü bir asittir ve konsantre çözeltiler güçlü oksitleyici ajanlardır, ancak altın , platin , rodyum ve iridyum saldırılara karşı bağışıktır. Aqua regia adı verilen 3:1'lik bir konsantre hidroklorik asit ve nitrik asit karışımı hala daha güçlüdür ve altın ve platini başarıyla çözer, çünkü serbest klor ve nitrosil klorür oluşur ve klorür anyonları güçlü kompleksler oluşturabilir. Konsantre sülfürik asitte, nitrik asit, aromatik nitrasyon için bir elektrofil görevi görebilen nitronyum oluşturmak üzere protonlanır:

HNO 3 + 2 H 2 SO 4HAYIR+
2
+ H 3 O + + 2 HSO-
4

Nitratların termal kararlılıkları (trigonal düzlemsel NO-
3
anyon) metalin bazlığına bağlıdır ve nitrit (örneğin sodyum), oksit (potasyum ve kurşun ) ve hatta metalin kendisi ( gümüş ) arasında değişebilen bozunma (termoliz) ürünleri de öyledir. göreli kararlılıklarına bağlıdır. Nitrat aynı zamanda birçok koordinasyon moduna sahip ortak bir liganddır.

Son olarak, ortofosforik aside benzer olacak ortonitrik asit (H3NO4 ) olmasa da , tetrahedral ortonitrat anyonu NO3−
4
sodyum ve potasyum tuzlarında bilinir:

Bu beyaz kristal tuzlar havadaki su buharına ve karbondioksite karşı çok hassastır:

Na 3 NO 4 + H 2 O + CO 2 → NaNO 3 + NaOH + NaHC03

Sınırlı kimyasına rağmen, ortonitrat anyonu, düzenli tetrahedral şekli ve kısa N-O bağ uzunlukları nedeniyle yapısal bir bakış açısından ilginçtir, bu da bağlanma için önemli bir polar karakter anlamına gelir.

Organik azot bileşikleri

Azot, organik kimyadaki en önemli elementlerden biridir . Birçok organik fonksiyonel grup , amidler (RCONR 2 ), aminler (R 3 N), iminler (RC(=NR)R), imidler (RCO) 2NR , azitler (RN 3 ), azo gibi bir karbon-azot bağı içerir. bileşikler (RN 2 R), siyanatlar ve izosiyanatlar (ROCN veya RCNO), nitratlar (RONO 2 ), nitriller ve izonitriller (RCN veya RNC), nitritler (RONO), nitro bileşikleri (RNO 2 ), nitroso bileşikleri (RNO), oksimler (RCR=NOH) ve piridin türevleri. C–N bağları nitrojene karşı güçlü bir şekilde polarizedir. Bu bileşiklerde, nitrojen genellikle üç değerlidir ( kuaterner amonyum tuzlarında ( R4N + ) dört değerli olabilmesine rağmen ), bir protona koordine edilerek bileşiğe baziklik kazandırabilen yalnız bir çift ile. Bu, diğer faktörlerle dengelenebilir: örneğin, amidler bazik değildir çünkü yalnız çift bir çift bağa delokalize olur (çok düşük pH'ta asitler olarak hareket edebilmelerine rağmen, oksijende protonlanırlar) ve pirol asidik değildir çünkü yalnız çift, aromatik bir halkanın parçası olarak delokalize edilir . Bir kimyasal maddedeki azot miktarı Kjeldahl yöntemi ile belirlenebilir . Özellikle nitrojen, nükleik asitlerin , amino asitlerin ve dolayısıyla proteinlerin ve enerji taşıyan molekül adenosin trifosfatın temel bir bileşenidir ve bu nedenle Dünyadaki tüm yaşam için hayati önem taşır.

oluşum

Bir kara ortamında azot bileşiklerinin akışının şematik gösterimi

Azot, atmosfer hacminin %78,1'ini oluşturan, yeryüzünde en yaygın olarak bulunan saf elementtir . Buna rağmen, Yerkabuğunda  çok bol değildir , niyobyum , galyum ve lityum ile eşit olarak bunun milyonda sadece 19 parçasını oluşturur . Tek önemli azot mineralleri nitre ( potasyum nitrat , güherçile) ve soda nitredir ( sodyum nitrat , Şili güherçilesi). Ancak bunlar, amonyak ve nitrik asidin endüstriyel sentezinin yaygınlaştığı 1920'lerden beri önemli bir nitrat kaynağı olmamıştır.

Azot bileşikleri, atmosfer ve canlı organizmalar arasında sürekli olarak değişir. Azot ilk önce işlenmeli veya genellikle amonyak olmak üzere bitkide kullanılabilir bir forma " sabitlenmelidir ". Bazı nitrojen fiksasyonu, nitrojen oksitleri üreten yıldırım çarpmaları ile yapılır, ancak çoğu, nitrojenazlar olarak bilinen enzimler aracılığıyla diazotrofik bakteriler tarafından yapılır (bugün, amonyağa endüstriyel nitrojen fiksasyonu da önemlidir). Amonyak bitkiler tarafından alındığında protein sentezinde kullanılır. Bu bitkiler daha sonra proteinlerini sentezlemek ve nitrojen içeren atıkları atmak için nitrojen bileşiklerini kullanan hayvanlar tarafından sindirilir. Son olarak, bu organizmalar ölür ve ayrışır, bakteriyel ve çevresel oksidasyon ve denitrifikasyona uğrayarak serbest dinitrojeni atmosfere geri verir. Haber prosesi ile endüstriyel nitrojen fiksasyonu çoğunlukla gübre olarak kullanılır, ancak nitrojen içeren fazla atık, süzüldüğünde tatlı suyun ötrofikasyonuna ve deniz ölü bölgelerinin oluşmasına yol açar , çünkü nitrojene bağlı bakteri üremesi su oksijenini tüm bunların ortadan kalkacağı noktaya kadar tüketir. yüksek organizmalar ölür. Ayrıca, denitrifikasyon sırasında üretilen azot oksit, atmosferik ozon tabakasına saldırır .

Birçok tuzlu su balığı , çevrelerinin yüksek ozmotik etkilerinden korunmak için büyük miktarlarda trimetilamin oksit üretir; Bu bileşiğin dimetilamine dönüştürülmesi, tatlı olmayan tuzlu su balıklarında erken kokudan sorumludur. Hayvanlarda, serbest radikal nitrik oksit (bir amino asitten türetilmiştir ), dolaşım için önemli bir düzenleyici molekül olarak hizmet eder.

Nitrik oksidin hayvanlarda su ile hızlı reaksiyonu, metabolit nitrit üretimi ile sonuçlanır . Proteinlerdeki nitrojenin hayvan metabolizması genel olarak üre atılımı ile sonuçlanırken, nükleik asitlerin hayvan metabolizması üre ve ürik asit atılımı ile sonuçlanır . Hayvan eti çürümesinin karakteristik kokusu , çürüyen proteinlerde sırasıyla ornitin ve lizin amino asitlerinin parçalanma ürünleri olan putresin ve kadaverin gibi uzun zincirli, nitrojen içeren aminlerin yaratılmasından kaynaklanır.

Üretme

Azot gazı, sıvı havanın fraksiyonel damıtılmasıyla veya gazlı hava (basınçlı ters ozmoz membranı veya basınç salınımlı adsorpsiyon ) kullanılarak mekanik yollarla üretilen endüstriyel bir gazdır . Membranlar veya basınç salınımlı adsorpsiyon (PSA) kullanan azot gazı jeneratörleri, toplu olarak verilen azottan tipik olarak daha maliyet ve enerji açısından daha verimlidir. Ticari nitrojen, genellikle çelik üretimi ve diğer amaçlar için endüstriyel oksijen konsantrasyonu için hava işlemenin bir yan ürünüdür . Silindirlerde sıkıştırılmış olarak tedarik edildiğinde genellikle OFN (oksijensiz nitrojen) olarak adlandırılır. Ticari sınıf nitrojen halihazırda en fazla 20 ppm oksijen içerir ve en fazla 2 ppm oksijen ve 10 ppm argon içeren özel olarak saflaştırılmış kaliteler de mevcuttur.

Bir kimya laboratuvarında, sulu bir amonyum klorür çözeltisinin sodyum nitrit ile işlenmesiyle hazırlanır .

NH 4 Cl + NaNO 2 → N 2 + NaCl + 2 H 2 O

Bu reaksiyonda küçük miktarlarda NO ve HNO3 safsızlıkları da oluşur. Gaz, potasyum dikromat içeren sulu sülfürik asitten geçirilerek safsızlıklar giderilebilir . Baryum azid veya sodyum azidin termal bozunmasıyla çok saf nitrojen hazırlanabilir .

2 NaN 3 → 2 Na + 3 N 2

Uygulamalar

Gaz

Azot bileşiklerinin uygulamaları, bu sınıfın büyük boyutu nedeniyle doğal olarak son derece geniş bir çeşitlilik gösterir: bu nedenle, burada yalnızca saf azotun uygulamaları dikkate alınacaktır. Sanayide üretilen azotun üçte ikisi (2/3) gaz, kalan üçte biri (1/3) sıvı olarak satılmaktadır.

Gaz, çoğunlukla havadaki oksijenin yangın, patlama veya oksitlenme tehlikesi oluşturacağı durumlarda atıl bir atmosfer olarak kullanılır. Bazı örnekler şunları içerir:

Azot, kimyasal analizde numune hazırlama sırasında yaygın olarak kullanılır . Sıvı numunelerin hacmini konsantre etmek ve azaltmak için kullanılır. Basınçlı bir nitrojen gazı akışını sıvının yüzeyine dik olarak yönlendirmek, geride çözünen(ler)i ve buharlaşmamış çözücüyü bırakırken çözücünün buharlaşmasına neden olur.

Azot, ürettiği daha küçük baloncuklar nedeniyle, dağıtılan birayı daha pürüzsüz ve daha yoğun hale getiren bazı biraların , özellikle stout'ların ve İngiliz biralarının fıçılarını basınçlandırmak için karbondioksitin yerine veya karbondioksit ile kombinasyon halinde kullanılabilir . Yaygın olarak " widget " olarak bilinen basınca duyarlı bir nitrojen kapsülü nitrojen yüklü biraların kutu ve şişelerde paketlenmesini sağlar . Azot tankları ayrıca paintball silahlarının ana güç kaynağı olarak karbondioksitin yerini alıyor . Azot, CO2'den daha yüksek basınçta tutulmalıdır , bu da N2 tanklarını daha ağır ve daha pahalı hale getirir.

Teçhizat

Bazı inşaat ekipmanları, hidrolik sistemin hidrolik kırıcı gibi cihazlara ekstra güç sağlamasına yardımcı olmak için basınçlı nitrojen gazı kullanır . Sodyum azidin ayrışmasından oluşan nitrojen gazı hava yastıklarının şişmesi için kullanılır .

Ötenazi

Azot gazı, inert gaz boğulması için tercih edilen inert gaz haline geldi ve Oklahoma'da öldürücü enjeksiyonun yerine geçmesi düşünülüyor .

Nitrojen boğucu bir gaz olduğundan, bazı yargı bölgeleri, ölüm cezasının bir aracı olarak ( ölümcül enjeksiyon yerine) saf azotun solunması yoluyla asal gazın boğulmasını kabul etmiştir . Bununla birlikte, 2020 itibariyle, herhangi bir yargı yetkisi tarafından nitrojen gazı kullanan hiçbir infaz gerçekleştirilmemiştir ve nitrojen boğulmasını bir yürütme protokolü olarak kabul eden en az bir yargı ( Oklahoma ) bu çabayı bırakmıştır.

Sıvı

Sıvı nitrojene batırılmış hava balonu

Sıvı nitrojen suya benzeyen kriyojenik bir sıvıdır . Dewar şişeleri gibi uygun kaplarda yalıtıldığında, düşük oranda buharlaşma kaybı ile taşınabilir ve depolanabilir .

Sıvı nitrojen taşıyan bir konteyner aracı.

Kuru buz gibi , sıvı nitrojenin ana kullanımı düşük sıcaklıklara soğutma içindir. Kan ve üreme hücreleri ( sperm ve yumurta ) gibi biyolojik materyallerin kriyoprezervasyonunda kullanılır . Kriyoterapide ciltteki kist ve siğillerin dondurularak yok edilmesinde kullanılır . Laboratuar soğuk tuzaklarında ve vakum pompalı sistemlerde daha düşük basınç elde etmek için kriyopompalarda kullanılır. Kızılötesi dedektörler ve X-ışını dedektörleri gibi ısıya duyarlı elektronik cihazları soğutmak için kullanılır . Diğer kullanımlar arasında, oda sıcaklığında yumuşak veya kauçuksu olan dondurarak öğütme ve işleme malzemeleri, büzülme ve mühendislik bileşenlerinin birleştirilmesi ve daha genel olarak gerektiğinde çok düşük sıcaklıklara ulaşmak yer alır. Düşük maliyeti nedeniyle, sıvı nitrojen, gıdaların soğutulması, çiftlik hayvanlarının dondurularak markalanması , vanalar olmadığında akışın durdurulması için boruların dondurulması ve kararsız toprağın konsolidasyonu gibi bu tür düşük sıcaklıkların kesinlikle gerekli olmadığı durumlarda bile soğutma için sıklıkla kullanılır . altında kazı yapıldığında donma.

Emniyet

Gaz

Azot toksik olmamasına rağmen, kapalı bir alana bırakıldığında oksijenin yerini alabilir ve bu nedenle boğulma tehlikesi oluşturur. İnsan karotid gövdesi nispeten zayıf ve yavaş düşük oksijen (hipoksi) algılama sistemi olduğundan, bu birkaç uyarı semptomuyla olabilir . Bir örnek , 19 Mart 1981'de ilk Uzay Mekiği görevinin başlatılmasından kısa bir süre önce, iki teknisyenin, Uzay Mekiği'nin yangına karşı bir önlem olarak saf nitrojen ile basınçlandırılmış mobil fırlatma platformunda bulunan bir alana girdikten sonra boğularak öldüğü zaman meydana geldi. .

Yüksek kısmi basınçlarda (yaklaşık 4 bar'dan fazla, tüplü dalışta yaklaşık 30 m'nin altındaki derinliklerde karşılaşılan) solunduğunda , nitrojen anestezik bir ajandır ve nitrojen narkozuna , nitroz oksit zehirlenmesine benzer geçici bir zihinsel bozukluk durumuna neden olur.

Azot kanda ve vücut yağlarında çözünür. Hızlı dekompresyon (dalgıçların çok hızlı yükselmeleri veya astronotların kabin basıncından uzay giysisi basıncına çok hızlı basınç düşürmeleri gibi ), kan dolaşımında nitrojen kabarcıkları oluştuğunda dekompresyon hastalığı (eski adıyla keson hastalığı veya kıvrımlar olarak bilinir) adı verilen potansiyel olarak ölümcül bir duruma yol açabilir, sinirler, eklemler ve diğer hassas veya hayati alanlar. Diğer "inert" gazlardan (karbondioksit ve oksijen dışındaki gazlar) gelen kabarcıklar aynı etkilere neden olur, bu nedenle solunum gazlarındaki nitrojenin değiştirilmesi nitrojen narkozunu önleyebilir, ancak dekompresyon hastalığını önlemez.

Sıvı

Bir kriyojenik sıvı olarak, sıvı nitrojen temas halinde soğuk yanıklarına neden olarak tehlikeli olabilir , ancak Leidenfrost etkisi çok kısa süreli maruz kalma (yaklaşık bir saniye) için koruma sağlar. Sıvı nitrojenin yutulması ciddi iç hasara neden olabilir. Örneğin 2012'de İngiltere'de genç bir kadın sıvı nitrojenle yapılan bir kokteyli yedikten sonra midesini aldırmak zorunda kaldı.

20 °C'de nitrojenin sıvı-gaz ​​genleşme oranı 1:694 olduğundan, sıvı nitrojen kapalı bir alanda hızla buharlaştırılırsa muazzam miktarda kuvvet üretilebilir. 12 Ocak 2006'da Texas A&M Üniversitesi'nde meydana gelen bir olayda, bir sıvı nitrojen tankının basınç tahliye cihazları arızalandı ve daha sonra mühürlendi. Müteakip basınç artışının bir sonucu olarak, tank feci bir şekilde arızalandı. Patlamanın gücü, tankı hemen üstündeki tavandan itmeye, hemen altındaki betonarme kirişi kırmaya ve laboratuvarın duvarlarını temellerinden 0.1-0.2 m havaya uçurmaya yeterliydi.

Sıvı nitrojen, gaz halinde nitrojen oluşturmak üzere kolaylıkla buharlaşır ve bu nedenle gaz halinde nitrojen ile ilgili önlemler sıvı nitrojen için de geçerlidir. Örneğin, oksijen sensörleri , çalışanları kapalı bir alana gaz sızıntıları konusunda uyarmak için sıvı nitrojen ile çalışırken bazen bir güvenlik önlemi olarak kullanılır.

Sıvı nitrojen içeren kaplar havadaki oksijeni yoğunlaştırabilir . Böyle bir kaptaki sıvı, nitrojen buharlaştıkça oksijen açısından giderek daha zengin hale gelir (kaynama noktası -183 °C, nitrojenden daha yüksektir) ve organik materyalin şiddetli oksidasyonuna neden olabilir.

Oksijen eksikliği monitörleri

Oksijen eksikliği monitörleri, kapalı alanlarda ve nitrojen gazı veya sıvısının depolandığı veya kullanıldığı herhangi bir yerde oksijen seviyelerini ölçmek için kullanılır. Bir nitrojen sızıntısı ve oksijenin önceden ayarlanmış bir alarm seviyesine düşmesi durumunda, bir oksijen eksikliği monitörü sesli ve görsel alarmları devreye sokacak ve böylece olası yaklaşan tehlikenin bildirilmesini sağlayacak şekilde programlanabilir. En yaygın olarak, personeli uyarmak için oksijen aralığı, oksijen seviyelerinin %19,5'in altına düştüğü zamandır. OSHA, tehlikeli bir atmosferin oksijen konsantrasyonunun %19,5'in altında veya %23,5'in üzerinde olduğu bir ortamı içerebileceğini belirtir. Oksijen eksikliği monitörleri ya sabitlenebilir, duvara monte edilebilir ve binanın güç kaynağına kabloyla bağlanabilir ya da basitçe bir elektrik prizine ya da taşınabilir bir el veya giyilebilir monitöre takılabilir.

Ayrıca bakınız

Referanslar

bibliyografya

Dış bağlantılar