EingangStickstoff ist eine große medizinische Enzyklopädie. Stickstoff: Eigenschaften, chemische Eigenschaften, physikalische Eigenschaften, Verbindungen, Ort in der Natur
Stickstoff ist ein in Wasser schwerlösliches Gas, das farb-, geruch- und geschmacklos ist. In seiner freien Form kann Stickstoff in verschiedenen Industrien verwendet werden. Betrachten wir die Industrien, in denen Stickstoff verwendet wird, genauer.
Metallurgie
- Beim Glühen Sintern mit Metallpulver.
- Mit neutraler Härtung, hartlötbar.
- Bei Cyanidierung (Stickstoff ist notwendig, um Eisen- und Nichteisenmetalle zu schützen).
- Stickstoff spielt auch mit wichtige Rolle beim Betrieb der Beschickungseinrichtung in einem Hochofen, Maschinen zum Feuerreinigen von Metallen.
- An der Kokerei.
Chemie, Gas, Öl
- Bei der Entwicklung von Brunnen wird gasförmiger Stickstoff verwendet. Mit seiner Hilfe wird der Wasserstand in den Brunnen abgesenkt. Dieses Verfahren ist sehr vielversprechend, es zeichnet sich durch Zuverlässigkeit sowie einfache Steuerung und Regelung des Prozesses in einem weiten Bereich von Drücken und Durchflussraten aus. Mit Hilfe von gasförmigem Stickstoff erfolgt die Entleerung schnell tiefe Brunnen, schneller und scharfer oder langsamer und sanfter Druckabfall im Bohrloch. Stickstoff sorgt für die Entwässerung des Reservoirs und die Nachfüllung von Druckgas, was für den Flüssigkeitsfluss erforderlich ist.
- Stickstoff wird verwendet, um in verschiedenen Containern während der Entlade- und Ladevorgänge eine inerte Umgebung zu schaffen. Stickstoff wird auch zum Löschen von Bränden, beim Testen und Spülen von Rohrleitungen verwendet.
- Stickstoff in seiner reinen Form wird für die Synthese von Ammoniak, bei der Herstellung von stickstoffartigen Düngemitteln sowie bei der Verarbeitung von Begleitgasen und der Methanumwandlung verwendet.
- Stickstoff wird verwendet, um Ablagerungen in Ölraffinerien zu reduzieren, hochoktanige Komponenten zu verarbeiten und die Produktivität von Ölcrackanlagen zu steigern.
Feuer bekämpfen
- Stickstoff hat inerte Eigenschaften, wodurch es möglich ist, Sauerstoff zu verdrängen und die Oxidationsreaktion zu verhindern. Die Verbrennung ist in der Tat eine schnelle Oxidation aufgrund des Vorhandenseins von Sauerstoff in der Atmosphäre und einer Verbrennungsquelle, die ein Funke, ein Lichtbogen oder einfach nur sein kann chemische Reaktion mit viel Wärmeentwicklung. Durch die Verwendung von Stickstoff kann diese Situation vermieden werden. Wenn die Stickstoffkonzentration in der Umgebung 90 % beträgt, findet keine Entzündung statt.
- Sowohl stationäre Stickstoffanlagen als auch mobile Stickstoffproduktionsstationen können Brände wirksam verhindern. Mit ihrer Hilfe kann auch die Zündquelle erfolgreich gelöscht werden.
Die Medizin
- Bei Forschungen in Labors, für Krankenhausanalysen.
Bergbauindustrie
- In Kohlebergwerken wird Stickstoff auch zur Brandbekämpfung benötigt.
Arzneimittel
- Stickstoff wird zum Verpacken, Transportieren und Verdrängen von Sauerstoff aus einer Vielzahl von Produkttanks verwendet.
Lebensmittelindustrie
- Stickstoff ist notwendig für den Umschlag, die Lagerung, die Verpackung von Lebensmitteln (insbesondere Käse und Öl- und Fettprodukte, die durch Sauerstoff sehr schnell oxidiert werden), um ihre Haltbarkeit zu verlängern und auch um den Geschmack dieser Produkte zu erhalten.
- Eine Mischung aus Stickstoff und Kohlendioxid hilft, das Wachstum von Bakterien zu stoppen.
- Stickstoff, der eine inerte Umgebung schafft, ermöglicht es Ihnen, Lebensmittel vor schädlichen Insekten zu schützen.
- Stickstoff wirkt als Verdünnungsmittel, um ein Gasgemisch zu erzeugen.
Zellstoff- und Papierindustrie
- Stickstoff wird in Kathodenstrahlprozessen auf Papier, Pappe und sogar einigen Holzprodukten verwendet, um Lackbeschichtungen zu härten. Dieses Verfahren ermöglicht es, die Kosten für Photoinitiatoren zu senken, sowie die Emission flüchtiger Verbindungen zu reduzieren und die Verarbeitungsqualität zu verbessern.
Stickstoff ist ein Gas, eine einfache chemische Substanz, ein Nichtmetall, ein Element des Periodensystems. Der lateinische Name Nitrogenium bedeutet übersetzt "Salpeter gebären".
Der Name "Stickstoff" und sein Konsonant werden in vielen Ländern verwendet: in Frankreich, Italien, Russland, der Türkei, in einigen ostslawischen und in anderen Ländern ehemalige UdSSR. Laut der Hauptversion stammt der Name "Stickstoff" vom griechischen Wort Azoos - "leblos", da es nicht zum Atmen geeignet ist.
Stickstoff kommt hauptsächlich als Gas vor - er ist zu etwa 78 % (bezogen auf das Volumen) in der Luft enthalten. Mineralvorkommen und deren Gehalte - zum Beispiel chilenisches Nitrat (Natriumnitrat), indisches Nitrat (Kaliumnitrat) sind größtenteils bereits erschöpft, daher wird das Reagens im industriellen Maßstab durch chemische Synthese direkt aus der Atmosphäre gewonnen.
Eigenschaften
Unter normalen Bedingungen ist N2 ein geschmacks-, farb- und geruchloses Gas. Nicht brennbar, feuer- und explosionssicher, schwer löslich in Wasser, Alkoholen, ungiftig. Schlechter Wärme- und Stromleiter. Bei Temperaturen unter -196 °C wird es erst flüssig, dann fest. Flüssiger Stickstoff ist eine klare, bewegliche Flüssigkeit.
Das Stickstoffmolekül ist sehr stabil, daher ist das chemische Reagenz im Grunde inert und interagiert unter normalen Bedingungen nur mit Lithium-, Cäsium- und Übergangsmetallkomplexen. Reaktionen mit anderen Stoffen erfordern spezielle Bedingungen: sehr hohe Temperatur und Druck, und manchmal ein Katalysator. Reagiert nicht mit Halogenen, Schwefel, Kohlenstoff, Silizium, Phosphor.
Das Element ist äußerst wichtig für das Leben aller Lebewesen. Es ist ein wesentlicher Bestandteil von Proteinen Nukleinsäuren, Hämoglobin, Chlorophyll und viele andere biologisch wichtige Verbindungen. Es spielt eine wichtige Rolle im Stoffwechsel lebender Zellen und Organismen.
Stickstoff wird in Form von auf 150 Atmosphären komprimiertem Gas hergestellt und in schwarzen Zylindern mit einer großen und deutlichen Aufschrift geliefert gelbe Farbe. Das flüssige Reagenz wird in Dewar-Gefäßen (doppelwandige Thermoskanne mit Versilberung auf der Innenseite und Vakuum zwischen den Wänden) aufbewahrt.
Die Gefahr von Stickstoff
Unter normalen Bedingungen ist Stickstoff für Mensch und Tier nicht schädlich, aber unter hoher Blutdruck verursacht narkotische Vergiftung und bei Sauerstoffmangel - Erstickung. Eine sehr gefährliche Dekompressionskrankheit ist mit Stickstoff und seiner Wirkung auf das menschliche Blut mit einem starken Druckabfall verbunden.
Wahrscheinlich hat jeder mindestens einmal in Filmen oder Fernsehsendungen gesehen, 
wie flüssiger Stickstoff Menschen sofort einfriert oder sich an einem Grill, Tresor usw. festsetzt, woraufhin sie spröde werden und leicht brechen. Tatsächlich gefriert flüssiger Stickstoff aufgrund seiner geringen Wärmekapazität ziemlich langsam. Aus diesem Grund kann es nicht zum Einfrieren von Personen zum anschließenden Auftauen verwendet werden - es ist nicht möglich, den gesamten Körper und die Organe gleichmäßig und gleichzeitig einzufrieren.
Stickstoff gehört zu den Pniktogenen - chemischen Elementen derselben Untergruppe des Periodensystems wie er selbst. Zu den Pniktogenen gehören neben Stickstoff auch Phosphor, Arsen, Antimon, Wismut und künstlich gewonnenes Moscovium.
Flüssiger Stickstoff ist ein ideales Material zum Löschen von Bränden, insbesondere von Bränden mit wertvollen Gegenständen. Nach dem Löschen mit Stickstoff bleibt kein Wasser, kein Schaum, kein Pulver zurück und das Gas verschwindet einfach.
Anwendung
- Drei Viertel des weltweit produzierten Stickstoffs gehen in die Produktion von Ammoniak, aus dem wiederum Salpetersäure in verschiedenen Industrien weit verbreitet ist.
- BEI Landwirtschaft Stickstoffverbindungen werden als Düngemittel verwendet, und Stickstoff selbst wird zur besseren Konservierung von Gemüse in Gemüselagern verwendet.
— Zur Herstellung von Sprengstoffen, Zündern, Treibstoff für Raumfahrzeuge (Hydrazin).
- Zur Herstellung von Farbstoffen, Arzneimitteln.
- Beim Pumpen brennbarer Stoffe durch Rohrleitungen, in Bergwerken, in elektronischen Geräten.
— Zum Löschen von Koks in der Metallurgie, zum Schaffen einer neutralen Atmosphäre in Industrieprozessen.
— Zum Spülen von Rohren und Tanks; Aufplatzen von Nähten im Bergbau; Treibstoff in Raketen pumpen.
- Zum Einspritzen in Flugzeugreifen, manchmal - in Autoreifen.
- Zur Herstellung von Spezialkeramik - Siliziumnitrid, das eine erhöhte mechanische, thermische, chemische Beständigkeit und viele andere aufweist nützliche Funktionen.
- Der Lebensmittelzusatzstoff E941 wird verwendet, um eine konservierende Umgebung in Verpackungen zu schaffen, die Oxidation und die Entwicklung von Mikroorganismen ausschließt. Flüssiger Stickstoff wird zum Abfüllen von Getränken und Ölen verwendet.
Flüssiger Stickstoff wird verwendet als:
— Kältemittel in Kryostaten, Vakuumeinheiten usw.
– In der Kryotherapie in der Kosmetik und Medizin, zur Durchführung bestimmter Arten von Diagnostik, zur Aufbewahrung von Proben von Biomaterialien, Spermien, Eizellen.
— Beim kryogenen Schneiden.
- Feuer zu löschen. Beim Verdampfen bildet das Reagenz eine Gasmasse, die 700-mal größer ist als das Flüssigkeitsvolumen. Dieses Gas drückt Sauerstoff von der Flamme weg und er erlischt.
STICKSTOFF
N (Stickstoff),
Chemisches Element(bei Nummer 7) VA-Untergruppe des Periodensystems der Elemente. Die Erdatmosphäre enthält 78 % (Vol.) Stickstoff. Um zu zeigen, wie groß diese Stickstoffreserven sind, notieren wir das in der Atmosphäre auf jedem Quadratkilometer Erdoberfläche es gibt so viel Stickstoff, dass bis zu 50 Millionen Tonnen Natriumnitrat oder 10 Millionen Tonnen Ammoniak (eine Verbindung von Stickstoff mit Wasserstoff) daraus gewonnen werden können, und doch ist dies ein kleiner Bruchteil des darin enthaltenen Stickstoffs Erdkruste. Das Vorhandensein von freiem Stickstoff zeigt seine Trägheit und die Schwierigkeit, bei gewöhnlichen Temperaturen mit anderen Elementen zu interagieren. Gebundener Stickstoff ist sowohl Bestandteil organischer als auch anorganischer Materie. Gemüse u Tierwelt enthält an Kohlenstoff gebundenen Stickstoff und Sauerstoff in Proteinen. Außerdem sind stickstoffhaltige anorganische Verbindungen wie Nitrate (NO3-), Nitrite (NO2-), Cyanide (CN-), Nitride (N3-) und Azide (N3-) bekannt und in großen Mengen erhältlich.
Geschichtlicher Bezug. Die Experimente von A. Lavoisier, die sich der Untersuchung der Rolle der Atmosphäre bei der Aufrechterhaltung von Leben und Verbrennungsprozessen widmeten, bestätigten die Existenz einer relativ inerten Substanz in der Atmosphäre. Ohne die elementare Natur des nach der Verbrennung verbleibenden Gases zu bestimmen, nannte Lavoisier es Azote, was im Altgriechischen "leblos" bedeutet. 1772 stellte D. Rutherford aus Edinburgh fest, dass dieses Gas ein Element ist, und nannte es „schädliche Luft“. Der lateinische Name für Stickstoff leitet sich von den griechischen Wörtern nitron und gen ab, was „Salpeter bilden“ bedeutet.
Stickstofffixierung und Stickstoffkreislauf. Der Begriff "Stickstofffixierung" bezieht sich auf den Vorgang der Fixierung von Luftstickstoff N2. In der Natur kann dies auf zwei Arten geschehen: Entweder sammeln Leguminosen wie Erbsen, Klee und Sojabohnen Knötchen an ihren Wurzeln an, in denen stickstofffixierende Bakterien ihn in Nitrate umwandeln, oder Luftstickstoff wird unter Bedingungen von a durch Sauerstoff oxidiert Blitzentladung. S. Arrhenius fand heraus, dass auf diese Weise jährlich bis zu 400 Millionen Tonnen Stickstoff fixiert werden. In der Atmosphäre verbinden sich Stickoxide mit Regenwasser zu Salpetersäure und salpetriger Säure. Außerdem wurde festgestellt, dass bei Regen und Schnee ca. 6700 g Stickstoff; Wenn sie den Boden erreichen, verwandeln sie sich in Nitrite und Nitrate. Pflanzen verwenden Nitrate, um Pflanzenproteine zu bilden. Tiere, die diese Pflanzen fressen, assimilieren die Proteinsubstanzen der Pflanzen und wandeln sie in tierische Proteine um. Nach dem Tod von Tieren und Pflanzen zersetzen sie sich, Stickstoffverbindungen werden zu Ammoniak. Ammoniak wird auf zwei Arten verwendet: Bakterien, die keine Nitrate bilden, zerlegen es in Elemente, wobei Stickstoff und Wasserstoff freigesetzt werden, und andere Bakterien bilden daraus Nitrite, die von anderen Bakterien zu Nitraten oxidiert werden. So entsteht der Stickstoffkreislauf in der Natur oder der Stickstoffkreislauf.
Die Struktur des Kerns und der Elektronenhüllen. In der Natur gibt es zwei stabile Stickstoffisotope: mit der Massenzahl 14 (N enthält 7 Protonen und 7 Neutronen) und mit der Massenzahl 15 (enthält 7 Protonen und 8 Neutronen). Ihr Verhältnis beträgt 99,635:0,365, also beträgt die Atommasse von Stickstoff 14,008. Instabile Stickstoffisotope 12N, 13N, 16N, 17N wurden künstlich gewonnen. Schematisch ist die elektronische Struktur des Stickstoffatoms wie folgt: 1s22s22px12py12pz1. Daher auf der äußeren (zweiten) Elektronenhülle es gibt 5 Elektronen, die an der Bildung chemischer Bindungen teilnehmen können; Stickstofforbitale können auch Elektronen aufnehmen, d.h. die Bildung von Verbindungen mit einer Oxidationsstufe von (-III) bis (V) ist möglich und bekannt.
Siehe auch ATOMSTRUKTUR.
Molekularer Stickstoff. Aus den Definitionen der Gasdichte wurde festgestellt, dass das Stickstoffmolekül zweiatomig ist, d.h. Die Summenformel von Stickstoff ist NєN (oder N2). An zwei Stickstoffatomen bilden die drei äußeren 2p-Elektronen jedes Atoms eine Dreifachbindung:N:::N: und bilden Elektronenpaare. Interatomar gemessen N-N-Abstand gleich 1,095. Wie beim Wasserstoff (siehe WASSERSTOFF) gibt es Stickstoffmoleküle mit unterschiedlichen Kernspins - symmetrisch und antisymmetrisch. Bei normaler Temperatur beträgt das Verhältnis von symmetrischen und antisymmetrischen Formen 2:1. Im festen Zustand sind zwei Modifikationen von Stickstoff bekannt: a - kubisch und b - hexagonal mit einer Übergangstemperatur a (r) b -237,39 ° C. Modifikation b schmilzt bei -209,96 ° C und siedet bei -195,78 ° C bei 1 atm (siehe Tabelle 1). Die Dissoziationsenergie eines Mols (28,016 g oder 6,023 * 10 23 Moleküle) molekularen Stickstoffs in Atome (N2 2N) beträgt ungefähr -225 kcal. Atomarer Stickstoff kann daher in einer ruhigen elektrischen Entladung gebildet werden und ist chemisch aktiver als molekularer Stickstoff.
Empfang und Anwendung. Das Verfahren zur Gewinnung von elementarem Stickstoff hängt von der erforderlichen Reinheit ab. Für die Synthese von Ammoniak fallen große Mengen Stickstoff an, während geringe Beimischungen von Edelgasen akzeptabel sind.
Stickstoff aus der Atmosphäre. Aus wirtschaftlicher Sicht ist die Freisetzung von Stickstoff aus der Atmosphäre auf die Kostengünstigkeit des Verfahrens zur Verflüssigung gereinigter Luft zurückzuführen (Wasserdampf, CO2, Staub und andere Verunreinigungen werden entfernt). Aufeinanderfolgende Kompressions-, Kühl- und Expansionszyklen dieser Luft führen zu ihrer Verflüssigung. Flüssige Luft wird bei langsamem Temperaturanstieg fraktioniert destilliert. Zuerst werden Edelgase freigesetzt, dann Stickstoff und flüssiger Sauerstoff. Die Reinigung wird durch mehrere Fraktionierungsprozesse erreicht. Dieses Verfahren erzeugt jährlich viele Millionen Tonnen Stickstoff, hauptsächlich für die Synthese von Ammoniak, das Ausgangsmaterial in der Technologie zur Herstellung verschiedener stickstoffhaltiger Verbindungen für Industrie und Landwirtschaft ist. Außerdem wird häufig eine gereinigte Stickstoffatmosphäre verwendet, wenn das Vorhandensein von Sauerstoff nicht akzeptabel ist.
Labormethoden. Kleine Mengen Stickstoff können im Labor gewonnen werden verschiedene Wege, oxidierendes Ammoniak oder ein Ammoniumion, zum Beispiel:
Der Prozess der Oxidation des Ammoniumions mit dem Nitrition ist sehr bequem:
Es sind auch andere Methoden bekannt - die Zersetzung von Aziden beim Erhitzen, die Zersetzung von Ammoniak mit Kupfer(II)-oxid, die Wechselwirkung von Nitriten mit Sulfaminsäure oder Harnstoff:
Mit der katalytischen Zersetzung von Ammoniak bei hohen Temperaturen kann auch Stickstoff gewonnen werden:
physikalische Eigenschaften. Etwas physikalische Eigenschaften Stickstoff sind in der Tabelle angegeben. eines.
Tabelle 1. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON STICKSTOFF
Dichte, g/cm3 0,808 (flüssig) Schmelzpunkt, °С -209,96 Siedepunkt, °С -195,8 Kritische Temperatur, °С -147,1 Kritischer Druck, atma 33,5 Kritische Dichte, g/cm3 a 0,311 Spezifische Wärme, J/(molChK ) 14,56 (15°C) Pauling-Elektronegativität 3 Kovalenter Radius, 0,74 Kristalliner Radius, 1,4 (M3-) Ionisationspotential, Wb
erste 14.54 zweite 29.60
a Die Temperatur und der Druck, bei denen die Dichten von flüssigem und gasförmigem Stickstoff gleich sind.
b Die Energiemenge, die erforderlich ist, um die ersten äußeren und die folgenden Elektronen zu entfernen, basierend auf 1 Mol atomarem Stickstoff.
Chemische Eigenschaften. Wie bereits erwähnt, ist die vorherrschende Eigenschaft von Stickstoff unter normalen Temperatur- und Druckbedingungen seine Trägheit oder geringe chemische Aktivität. Die elektronische Struktur von Stickstoff enthält ein Elektronenpaar auf dem 2s-Niveau und drei halbgefüllte 2p-Orbitale, sodass ein Stickstoffatom nicht mehr als vier andere Atome binden kann, d.h. seine Koordinationszahl ist vier. Die geringe Größe eines Atoms begrenzt auch die Anzahl der Atome oder Atomgruppen, die daran gebunden werden können. Daher haben viele Verbindungen anderer Mitglieder der VA-Untergruppe entweder überhaupt keine Analoga unter den Stickstoffverbindungen, oder ähnliche Stickstoffverbindungen erweisen sich als instabil. Somit ist PCl5 eine stabile Verbindung, aber NCl5 existiert nicht. Ein Stickstoffatom kann sich mit einem anderen Stickstoffatom verbinden, um mehrere ziemlich stabile Verbindungen zu bilden, wie z. B. Hydrazin N2H4 und Metallazide MN3. Diese Art der Bindung ist für chemische Elemente (mit Ausnahme von Kohlenstoff und Silizium) ungewöhnlich. Bei erhöhten Temperaturen reagiert Stickstoff mit vielen Metallen zu den teilweise ionischen Nitriden MxNy. In diesen Verbindungen ist Stickstoff negativ geladen. Im Tisch. 2 zeigt die Oxidationsstufen und Beispiele der entsprechenden Verbindungen.
Tabelle 2. STICKSTOFFOXIDATIONSZUSTÄNDE UND VERWANDTE VERBINDUNGEN
Oxidationszustand Beispiele für Verbindungen
-III Ammoniak NH3, Ammoniumion NH4+, Nitride M3N2 -II Hydrazin N2H4 -I Hydroxylamin NH2OH I Natriumhyponitrit Na2N2O2, Stickstoffmonoxid (I) N2O II Stickstoffmonoxid (II) NO III Stickstoffmonoxid (III) N2O3, Natriumnitrit NaNO2 IV Oxid Stickstoff(IV) NO2, Dimer N2O4 V Stickoxid(V) N2O5, Salpetersäure HNO3 und ihre Salze (Nitrate) Nitride. Stickstoffverbindungen mit elektropositiveren Elementen, Metallen und Nichtmetallen – Nitride – ähneln Carbiden und Hydriden. Sie können je nach Art der M-N-Bindung in ionisch, kovalent und mit eingeteilt werden Zwischentyp Verbindungen. In der Regel handelt es sich um kristalline Substanzen.
Ionische Nitride. Die Bindung in diesen Verbindungen beinhaltet die Übertragung von Elektronen vom Metall auf Stickstoff unter Bildung des N3-Ions. Diese Nitride umfassen Li3N, Mg3N2, Zn3N2 und Cu3N2. Neben Lithium bilden auch andere Alkalimetalle der IA-Untergruppe keine Nitride. Ionische Nitride haben hohe Schmelzpunkte und reagieren mit Wasser zu NH3 und Metallhydroxiden.
kovalente Nitride. Wenn die Stickstoffelektronen zusammen mit den Elektronen eines anderen Elements an der Bildung einer Bindung teilnehmen, ohne sie von Stickstoff auf ein anderes Atom zu übertragen, werden Nitride mit einer kovalenten Bindung gebildet. Wasserstoffnitride (z. B. Ammoniak und Hydrazin) sind vollständig kovalent, ebenso Stickstoffhalogenide (NF3 und NCl3). Kovalente Nitride umfassen zum Beispiel Si3N4, P3N5 und BN – hochstabile weiße Substanzen, und BN hat zwei allotrope Modifikationen: hexagonal und diamantartig. Letzteres wird bei hohen Drücken und Temperaturen geformt und hat eine Härte, die der von Diamant nahe kommt.
Nitride mit einem intermediären Bindungstyp.Übergangselemente reagieren mit NH3 bei hoher Temperatur, um eine ungewöhnliche Klasse von Verbindungen zu bilden, in denen Stickstoffatome zwischen regelmäßig beabstandeten Metallatomen verteilt sind. In diesen Verbindungen gibt es keine eindeutige Verschiebung von Elektronen. Beispiele für solche Nitride sind Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Diese Verbindungen sind in der Regel völlig inert und weisen eine gute elektrische Leitfähigkeit auf.
Wasserstoffverbindungen des Stickstoffs. Stickstoff und Wasserstoff interagieren, um Verbindungen zu bilden, die entfernt Kohlenwasserstoffen ähneln (siehe auch ORGANISCHE CHEMIE). Die Stabilität von Wasserstoff-Stickstoffen nimmt mit zunehmender Anzahl von Stickstoffatomen in der Kette ab, im Gegensatz zu Kohlenwasserstoffen, die auch in langen Ketten stabil sind. Die wichtigsten Wasserstoffnitride sind Ammoniak NH3 und Hydrazin N2H4. Dazu gehört auch Salpetersäure HNNN (HN3).
Ammoniak NH3. Ammoniak ist eines der wichtigsten Industrieprodukte der modernen Wirtschaft. Ende des 20. Jahrhunderts Die USA produzierten ca. 13 Millionen Tonnen Ammoniak jährlich (bezogen auf wasserfreies Ammoniak).
Die Struktur des Moleküls. Das NH3-Molekül hat eine nahezu pyramidenförmige Struktur. Ecke H-N-H-Verbindungen beträgt 107°, was nahe am Tetraederwinkel von 109° liegt. Das freie Elektronenpaar ist äquivalent zur gebundenen Gruppe, folglich ist die Koordinationszahl von Stickstoff 4 und Stickstoff befindet sich in der Mitte des Tetraeders.
Eigenschaften von Ammoniak. Einige physikalische Eigenschaften von Ammoniak im Vergleich zu Wasser sind in der Tabelle angegeben. 3.
Tabelle 3. EINIGE PHYSIKALISCHE EIGENSCHAFTEN VON AMMONIAK UND WASSER
Die Siede- und Schmelzpunkte von Ammoniak sind viel niedriger als die von Wasser, trotz der Ähnlichkeit der Molekulargewichte und der Ähnlichkeit der Struktur der Moleküle. Dies liegt an der relativ größeren Stärke intermolekularer Bindungen in Wasser als in Ammoniak (eine solche intermolekulare Bindung wird als Wasserstoff bezeichnet).
Ammoniak als Lösungsmittel. Die hohe Dielektrizitätskonstante und das Dipolmoment von flüssigem Ammoniak ermöglichen seine Verwendung als Lösungsmittel für polare oder ionische Nicht organische Materie. Ammoniak als Lösungsmittel nimmt eine Zwischenstellung zwischen Wasser und organischen Lösungsmitteln wie Ethylalkohol ein. Alkali- und Erdalkalimetalle lösen sich in Ammoniak auf und bilden dunkelblaue Lösungen. Es kann davon ausgegangen werden, dass die Solvatation und Ionisation von Valenzelektronen in Lösung nach dem Schema erfolgt
Die blaue Farbe wird mit Solvatation und der Bewegung von Elektronen oder mit der Beweglichkeit von "Löchern" in einer Flüssigkeit in Verbindung gebracht. Bei hoher Natriumkonzentration in flüssigem Ammoniak nimmt die Lösung eine bronzene Farbe an und zeichnet sich durch eine hohe elektrische Leitfähigkeit aus. Aus einer solchen Lösung kann das ungebundene Alkalimetall durch Verdampfen des Ammoniaks oder durch Zugabe von Natriumchlorid abgetrennt werden. Lösungen von Metallen in Ammoniak sind gute Reduktionsmittel. Autoionisation tritt in flüssigem Ammoniak auf
ähnlich dem Vorgang, der im Wasser abläuft
Etwas Chemische Eigenschaften beide Systeme sind in der Tabelle gegenübergestellt. 4. Flüssiges Ammoniak als Lösungsmittel hat in manchen Fällen einen Vorteil, wenn aufgrund der schnellen Wechselwirkung von Komponenten mit Wasser (z. B. Oxidation und Reduktion) keine Reaktionen in Wasser durchgeführt werden können. Beispielsweise reagiert Calcium in flüssigem Ammoniak mit KCl zu CaCl2 und K, da CaCl2 in flüssigem Ammoniak unlöslich ist, K jedoch löslich ist und die Reaktion vollständig abläuft. In Wasser ist eine solche Reaktion aufgrund der schnellen Wechselwirkung von Ca mit Wasser unmöglich. Ammoniak bekommen. Aus Ammoniumsalzen wird gasförmiges NH3 durch Einwirkung einer starken Base wie NaOH freigesetzt:
Das Verfahren ist unter Laborbedingungen anwendbar. Die Produktion von kleinem Ammoniak basiert auch auf der Hydrolyse von Nitriden wie Mg3N2 mit Wasser. Kalkstickstoff CaCN2 bildet bei Wechselwirkung mit Wasser ebenfalls Ammoniak. Die wichtigste industrielle Methode zur Herstellung von Ammoniak ist die katalytische Synthese aus atmosphärischem Stickstoff und Wasserstoff bei hoher Temperatur und hohem Druck:
Wasserstoff für diese Synthese wird durch thermisches Cracken von Kohlenwasserstoffen, die Einwirkung von Wasserdampf auf Kohle oder Eisen, die Zersetzung von Alkoholen mit Wasserdampf oder die Elektrolyse von Wasser gewonnen. Viele Patente wurden für die Synthese von Ammoniak erhalten, die sich in den Prozessbedingungen (Temperatur, Druck, Katalysator) unterscheiden. Es gibt ein Verfahren der industriellen Produktion bei der thermischen Destillation von Kohle. Die Namen F. Haber und K. Bosch sind mit der technologischen Entwicklung der Ammoniaksynthese verbunden.
Chemische Eigenschaften von Ammoniak. Neben den in Tabelle. 4, Ammoniak reagiert mit Wasser zu der Verbindung NH3CHH2O, die oft fälschlicherweise für Ammoniumhydroxid NH4OH gehalten wird; Tatsächlich wurde die Existenz von NH4OH in Lösung nicht bewiesen. Eine wässrige Lösung von Ammoniak (" Ammoniak") besteht hauptsächlich aus NH3, H2O und geringen Konzentrationen von NH4+- und OH--Ionen, die während der Dissoziation gebildet werden
Die Hauptnatur von Ammoniak wird durch das Vorhandensein eines einsamen Elektronenpaars von Stickstoff erklärt: NH3. Daher ist NH3 eine Lewis-Base, die die höchste nukleophile Aktivität aufweist, die sich in Form der Assoziation mit einem Proton oder dem Kern eines Wasserstoffatoms manifestiert:
Jedes Ion oder Molekül, das ein Elektronenpaar aufnehmen kann (eine elektrophile Verbindung), reagiert mit NH3 unter Bildung einer Koordinationsverbindung. Zum Beispiel:
Das Symbol Mn+ steht für ein Übergangsmetallion (B-Untergruppen des Periodensystems, zB Cu2+, Mn2+ etc.). Jede protische (d. h. H-haltige) Säure reagiert mit Ammoniak in wässriger Lösung unter Bildung von Ammoniumsalzen, wie z. B. Ammoniumnitrat NH4NO3, Ammoniumchlorid NH4Cl, Ammoniumsulfat (NH4)2SO4, Ammoniumphosphat (NH4)3PO4. Diese Salze werden in der Landwirtschaft häufig als Düngemittel verwendet, um Stickstoff in den Boden einzubringen. Ammoniumnitrat wird auch als kostengünstiger Sprengstoff verwendet; zum ersten Mal wurde es mit Heizöl (Dieselöl) angewendet. Eine wässrige Lösung von Ammoniak wird direkt zum Einbringen in den Boden oder mit Gießwasser verwendet. Harnstoff NH2CONH2, der durch Synthese aus Ammoniak und Kohlendioxid gewonnen wird, ist ebenfalls ein Düngemittel. Gasförmiges Ammoniak reagiert mit Metallen wie Na und K zu Amiden:
Ammoniak reagiert mit Hydriden und Nitriden auch zu Amiden:
Alkalimetallamide (z. B. NaNH2) reagieren mit N2O beim Erhitzen zu Aziden:
Gasförmiges NH3 reduziert Schwermetalloxide bei hoher Temperatur zu Metallen, vermutlich aufgrund des Wasserstoffs, der bei der Zersetzung von Ammoniak zu N2 und H2 entsteht:
Die Wasserstoffatome im NH3-Molekül können durch ein Halogen ersetzt werden. Jod reagiert mit konzentrierter NH3-Lösung zu einem NI3-haltigen Stoffgemisch. Diese Substanz ist sehr instabil und explodiert bei der geringsten mechanischen Einwirkung. Wenn NH3 mit Cl2 reagiert, werden die Chloramine NCl3, NHCl2 und NH2Cl gebildet. Bei Kontakt mit Ammoniak Natriumhypochlorit NaOCl (gebildet aus NaOH und Cl2) ist das Endprodukt Hydrazin:
Hydrazin. Die obigen Reaktionen sind ein Verfahren zur Herstellung von Hydrazinmonohydrat mit der Zusammensetzung N2H4CHH2O. Wasserfreies Hydrazin entsteht durch spezielle Destillation des Monohydrats mit BaO oder anderen wasserentziehenden Stoffen. In Bezug auf die Eigenschaften ähnelt Hydrazin leicht Wasserstoffperoxid H2O2. Reines wasserfreies Hydrazin ist eine farblose hygroskopische Flüssigkeit, die bei 113,5 °C siedet; löst sich gut in Wasser und bildet eine schwache Base
Hydrazin bildet im sauren Milieu (H+) lösliche Hydrazoniumsalze vom Typ []+X-. Die Leichtigkeit, mit der Hydrazin und einige seiner Derivate (z. B. Methylhydrazin) mit Sauerstoff reagieren, ermöglicht seine Verwendung als Bestandteil eines flüssigen Treibmittels. Hydrazin und alle seine Derivate sind hochgiftig. Stickoxide. In Verbindungen mit Sauerstoff weist Stickstoff alle Oxidationsstufen auf und bildet Oxide: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. Über die Bildung von Stickstoffperoxiden (NO3, NO4) liegen nur wenige Informationen vor. Stickstoffmonoxid (I) N2O (Diastickstoffmonoxid) wird durch thermische Spaltung von Ammoniumnitrat gewonnen:
Das Molekül hat eine lineare Struktur
N2O ist eher inert an Zimmertemperatur, aber bei hohe Temperaturen kann die Verbrennung leicht oxidierbarer Materialien unterstützen. N2O, bekannt als „Lachgas“, wird in der Medizin zur milden Anästhesie eingesetzt. Stickoxid (II) NO - ein farbloses Gas, ist eines der Produkte der katalytischen thermischen Dissoziation von Ammoniak in Gegenwart von Sauerstoff:
NO entsteht auch durch die thermische Zersetzung von Salpetersäure oder durch die Reaktion von Kupfer mit verdünnter Salpetersäure:
NO kann durch Synthese aus einfachen Stoffen (N2 und O2) bei sehr hohen Temperaturen, zum Beispiel in einer elektrischen Entladung, gewonnen werden. Die Struktur des NO-Moleküls hat ein ungepaartes Elektron. Verbindungen mit einer solchen Struktur interagieren mit elektrischen und Magnetfelder. Im flüssigen oder festen Zustand ist das Oxid blau, weil das ungepaarte Elektron im flüssigen Zustand eine teilweise Assoziation und im festen Zustand eine schwache Dimerisierung bewirkt: 2NO N2O2. Stickoxid (III) N2O3 (Stickstofftrioxid) - Distickstoffanhydrid: N2O3 + H2O 2HNO2. Reines N2O3 kann bei niedrigen Temperaturen (-20°C) aus einer äquimolekularen Mischung von NO und NO2 als blaue Flüssigkeit gewonnen werden. N2O3 ist nur im festen Zustand bei niedrigen Temperaturen stabil (Smp. -102,3°C), im flüssigen und gasförmigen Zustand zerfällt es wieder in NO und NO2. Stickoxid (IV) NO2 (Stickstoffdioxid) hat ebenfalls ein ungepaartes Elektron im Molekül (siehe oben Stickoxid (II)). In der Struktur des Moleküls wird eine Dreielektronenbindung angenommen, und das Molekül weist die Eigenschaften eines freien Radikals auf (eine Linie entspricht zwei gepaarten Elektronen):
NO2 wird durch katalytische Oxidation von Ammoniak in überschüssigem Sauerstoff oder durch Oxidation von NO in Luft gewonnen:
sowie Reaktionen:
Bei Raumtemperatur ist NO2 ein dunkelbraunes Gas mit magnetische Eigenschaften aufgrund der Anwesenheit eines ungepaarten Elektrons. Bei Temperaturen unter 0° C dimerisiert das NO2-Molekül zu Distickstofftetroxid, bei -9,3° C läuft die Dimerisierung vollständig ab: 2NO2 N2O4. Im flüssigen Zustand wird nur 1 % NO2 nicht dimerisiert, während bei 100 °C 10 % N2O4 in Form eines Dimers verbleiben. NO2 (bzw. N2O4) reagiert darauf warmes Wasser unter Bildung von Salpetersäure: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Die NO2-Technologie ist daher als Zwischenschritt bei der Herstellung des industriell wichtigen Produktes Salpetersäure von großer Bedeutung. Stickstoffmonoxid (V) N2O5 (veraltetes Salpetersäureanhydrid) ist eine weiße kristalline Substanz, die durch Dehydratisierung von Salpetersäure in Gegenwart von Phosphoroxid P4O10 gewonnen wird:
N2O5 löst sich leicht in Luftfeuchtigkeit und bildet HNO3 neu. Die Eigenschaften von N2O5 werden durch das Gleichgewicht bestimmt
N2O5 ist ein gutes Oxidationsmittel, es reagiert leicht, manchmal heftig, mit Metallen und organischen Verbindungen und explodiert, wenn es in reinem Zustand erhitzt wird. Die wahrscheinliche Struktur von N2O5 kann wie folgt dargestellt werden
Oxosäuren des Stickstoffs. Für Stickstoff sind drei Oxosäuren bekannt: hyponitroses H2N2O2, salpetriges HNO2 und salpetriges HNO3. Hyposalpetrige Säure H2N2O2 ist eine sehr instabile Verbindung, die in einem nichtwässrigen Medium aus einem Schwermetallsalz - Hyponitrit - unter Einwirkung einer anderen Säure gebildet wird: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Die Verdampfung der Lösung erzeugt einen weißen Sprengstoff mit der vorgeschlagenen Struktur H-O-N=N-O-H.
Salpetrige Säure HNO2 existiert nicht in ihrer reinen Form, jedoch entstehen wässrige Lösungen ihrer geringen Konzentration durch Zugabe von Schwefelsäure zu Bariumnitrit:
Salpetrige Säure entsteht auch durch Auflösen einer äquimolaren Mischung von NO und NO2 (oder N2O3) in Wasser. Salpetrige Säure ist etwas stärker als Essigsäure. Die Oxidationsstufe von Stickstoff darin ist +3 (seine Struktur ist H-O-N=O), d.h. es kann sowohl ein Oxidationsmittel als auch ein Reduktionsmittel sein. Unter Einwirkung von Reduktionsmitteln wird es meist zu NO reduziert und bei Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln zu Salpetersäure oxidiert. Die Auflösungsgeschwindigkeit bestimmter Substanzen, wie Metalle oder Iodidionen, in Salpetersäure hängt von der Konzentration der als Verunreinigung vorhandenen salpetrigen Säure ab. Salze der salpetrigen Säure - Nitrite - lösen sich gut in Wasser, mit Ausnahme von Silbernitrit. NaNO2 wird bei der Herstellung von Farbstoffen verwendet. Salpetersäure HNO3 ist eines der wichtigsten anorganischen Grundprodukte Chemieindustrie. Es wird in der Technologie vieler anderer anorganischer und organischer Substanzen verwendet, wie Sprengstoffe, Düngemittel, Polymere und Fasern, Farbstoffe, Arzneimittel usw.
siehe auch CHEMISCHE ELEMENTE.
LITERATUR
Nachschlagewerk von azotchik. M., 1969 Nekrasov B.V. Grundlagen allgemeine Chemie. M., 1973 Probleme der Stickstofffixierung. Anorganische und physikalische Chemie. M., 1982
Collier Enzyklopädie. - Offene Gesellschaft. 2000 .
Synonyme:Sehen Sie, was "AZOT" in anderen Wörterbüchern ist:
- (N) chemisches Element, Gas, farblos, geschmacklos und geruchlos; besteht zu 4/5 (79 %) aus Luft; schlägt Gewicht 0,972; Atomgewicht 14; kondensiert bei 140°C zu einer Flüssigkeit. und einem Druck von 200 Atmosphären; Komponente viele pflanzliche und tierische Stoffe. Wörterbuch… … Wörterbuch der Fremdwörter der russischen Sprache
STICKSTOFF- STICKSTOFF, chem. Element, Zeichen. N (Französisch AZ), Ordnungsnummer 7, bei. in. 14.008; Siedepunkt 195,7°; 1 l A. bei 0° und 760 mm Druck. wiegt 1,2508 g [lat. Stickstoff ("Salpeter entstehen"), deutsch. Stickstoff ("erstickend ... ... Große medizinische Enzyklopädie
- (lat. Nitrogenium) N, ein chemisches Element der Gruppe V des Periodensystems, Ordnungszahl 7, Atommasse 14,0067. Der Name ist aus dem Griechischen ein negatives Präfix und zoe Leben (unterstützt nicht das Atmen und Brennen). Freier Stickstoff besteht aus 2 atomaren ... ... Großes enzyklopädisches Wörterbuch
Stickstoff-- ein m. azote m. Arabisch. 1787. Lexis.1. Alchimie Die erste Materie der Metalle ist metallisches Quecksilber. Sl. 18. Paracelsus machte sich auf den Weg ans Ende der Welt und bot jedem zu einem sehr günstigen Preis sein Laudanum und sein Azoth an, um alles Mögliche zu heilen ... ... Historisches Wörterbuch der Gallizismen der russischen Sprache
- (Stickstoff), N, ein chemisches Element der Gruppe V des Periodensystems, Ordnungszahl 7, Atommasse 14,0067; Gas, Siedepunkt 195,80 shS. Stickstoff ist der Hauptbestandteil der Luft (78,09 Vol.-%), ist Bestandteil aller lebenden Organismen (im menschlichen Körper ... ... Moderne Enzyklopädie
Stickstoff- (Stickstoff), N, ein chemisches Element der Gruppe V des Periodensystems, Ordnungszahl 7, Atommasse 14,0067; Gas, Siedepunkt 195,80 °С. Stickstoff ist der Hauptbestandteil der Luft (78,09 Vol.-%), ist Bestandteil aller lebenden Organismen (im menschlichen Körper ... ... Illustriert Enzyklopädisches Wörterbuch
- (chemisches Zeichen N, Atomgewicht 14) eines der chemischen Elemente, ein farbloses Gas, das weder Geruch noch Geschmack hat; sehr wenig wasserlöslich. Sein spezifisches Gewicht beträgt 0,972. Pictet in Genf und Calhete in Paris gelang es, den Stickstoff zu verdicken, indem sie ihm ausgesetzt wurden hoher Druck … Enzyklopädie von Brockhaus und Efron
Stickstoff
Stickstoff- ein Element der Hauptuntergruppe der fünften Gruppe der zweiten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev mit der Ordnungszahl 7. Es wird mit dem Symbol N (lat. Nitrogenium) bezeichnet. einfache Substanz Stickstoff- - ein unter normalen Bedingungen ziemlich inertes, farb-, geschmacks- und geruchloses zweiatomiges Gas (Formel N2), aus dem drei Viertel der Erdatmosphäre bestehen.
Es wurde mehrmals "geöffnet" und unterschiedliche Leute. Es wurde anders genannt, fast mystische Eigenschaften zugeschrieben - und "phlogistische Luft" und "mephitische Luft" und "atmosphärische Mofette" und einfach "erstickende Substanz". Bisher hat es mehrere Namen: englisches Stickstoff, französisches Azote, deutsches Stickstoff, russisches "Stickstoff" ...
Die Geschichte von "schlechter Luft"
Stickstoff(vom griechischen Wort azoos - leblos, im lateinischen Nitrogenium) - das vierthäufigste Element Sonnensystem(nach Wasserstoff , Helium und Sauerstoff ). Stickstoffverbindungen - Salpeter, Salpetersäure, Ammoniak - waren bekannt, lange bevor Stickstoff in freiem Zustand gewonnen wurde.
1777 leitete Henry Cavendish wiederholt Luft über heiße Kohle und verarbeitete sie dann mit Alkali. Das Ergebnis war ein Rückstand, den Cavendish erstickende (oder mephitische) Luft nannte. Von Positionen moderne Chemie Es ist klar, dass bei der Reaktion mit heißer Kohle der Luftsauerstoff zu Kohlendioxid gebunden wurde, das dann mit Alkali reagierte. Der Rest des Gases war hauptsächlich Stickstoff. So isolierte Cavendish Stickstoff, verstand aber nicht, dass dies eine neue einfache Substanz (chemisches Element) ist.
Im selben Jahr berichtete Cavendish Joseph Priestley von der Erfahrung. Priestley führte damals eine Reihe von Experimenten durch, bei denen er auch den Sauerstoff der Luft bindet und das dabei entstehende Kohlendioxid entfernt, also auch Stickstoff erhält, jedoch als Anhänger der damals vorherrschenden Phlogiston-Theorie völlig die erhaltenen Ergebnisse falsch interpretiert (seiner Meinung nach war der Prozess umgekehrt - dem Gasgemisch wurde kein Sauerstoff entzogen, sondern im Gegenteil, durch das Brennen wurde die Luft mit Phlogiston gesättigt; er nannte die verbleibende Luft (Stickstoff ) mit Phlogiston gesättigt, dh phlogistisch).
Es ist offensichtlich, dass Priestley, obwohl er in der Lage war, Stickstoff zu isolieren, die Essenz seiner Entdeckung nicht verstanden hat und daher nicht als Entdecker des Stickstoffs gilt. Gleichzeitig wurden ähnliche Versuche mit dem gleichen Ergebnis von Karl Scheele durchgeführt.
Schon vorher, 1772, sah Daniel Rutherford beim Verbrennen von Phosphor und anderen Stoffen in einer Glasglocke, dass das nach der Verbrennung verbleibende Gas, das er „erstickende Luft“ nannte, die Atmung und Verbrennung nicht unterstützte. Erst 1787 stellte Antoine Lavoisier fest, dass die „lebenswichtigen“ und „erstickenden“ Gase, aus denen die Luft besteht, einfache Substanzen sind, und schlug den Namen „Stickstoff“ vor.
Zuvor, im Jahr 1784, zeigte G. Cavendish, dass Stickstoff Teil von Salpeter ist; daher kommt der lateinische Name für Stickstoff (vom späten lateinischen Nitrum - Salpeter und dem griechischen Genna - ich gebäre, ich erzeuge). Zu Beginn des neunzehnten Jahrhunderts. die chemische Trägheit von Stickstoff im freien Zustand und seine herausragende Rolle in Verbindungen mit anderen Elementen als gebundener Stickstoff wurden aufgeklärt.
"Nicht lebenserhaltend" lebenswichtig
Obwohl der Name „ Stickstoff- “ bedeutet „nicht lebenserhaltend“, tatsächlich ist es ein Element, das für das Leben notwendig ist. Das Eiweiß von Tieren und Menschen enthält 16-17 % Stickstoff. In den Organismen fleischfressender Tiere wird Protein aufgrund der aufgenommenen Proteinsubstanzen gebildet, die in den Organismen pflanzenfressender Tiere und in Pflanzen vorhanden sind. Pflanzen synthetisieren Protein, indem sie im Boden enthaltene stickstoffhaltige Substanzen, hauptsächlich anorganische, assimilieren. Durch stickstofffixierende Mikroorganismen, die in der Lage sind, freien Stickstoff aus der Luft in Stickstoffverbindungen umzuwandeln, gelangen erhebliche Mengen an Stickstoff in den Boden. Infolge der Entnahme einer großen Menge an gebundenem Stickstoff aus dem Boden durch Pflanzen (insbesondere in der intensiven Landwirtschaft) werden die Böden ausgelaugt.
Stickstoffmangel ist in fast allen Ländern typisch für die Landwirtschaft. Auch in der Tierhaltung kommt es zu einem Stickstoffmangel („Eiweißhunger“). Auf Böden, die arm an verfügbarem Stickstoff sind, entwickeln sich Pflanzen schlecht. Im letzten Jahrhundert wurde in der Natur eine ziemlich reichhaltige Quelle für gebundenen Stickstoff entdeckt. Es ist chilenischer Salpeter, das Natriumsalz der Salpetersäure. Lange Zeit Salpeter war der Hauptlieferant von Stickstoff für die Industrie. Sein Vorkommen in Südamerika ist einzigartig, praktisch das einzige auf der Welt. Und es ist nicht verwunderlich, dass 1879 ein Krieg zwischen Peru, Bolivien und Chile um den Besitz der reichen Salpeterprovinz Tarapaca ausbrach. Chile ist der Gewinner. Allerdings konnte das chilenische Feld natürlich die weltweite Nachfrage nach Stickstoffdüngemitteln nicht befriedigen.
"Stickstoffmangel" des Planeten
Die Erdatmosphäre enthält fast 80 % Stickstoff, während die Erdkruste nur 0,04 % enthält. Das Problem „wie man Stickstoff bindet“ ist alt, es ist genauso alt wie die Agrochemie. Die Möglichkeit, Luftstickstoff mit Sauerstoff in einer elektrischen Entladung zu binden, wurde erstmals von dem Engländer Henry Cavendish gesehen. Das war im 18. Jahrhundert. Aber erst 1904 wurde der Prozess der kontrollierten Synthese von Stickoxiden durchgeführt. 1913 schlugen die Deutschen Fritz Haber und Karl Bosch das Ammoniakverfahren zur Stickstofffixierung vor. Heute produzieren Hunderte von Anlagen auf allen Kontinenten nach diesem Prinzip mehr als 20 Millionen Tonnen gebundenen Stickstoff pro Jahr aus der Luft. Drei Viertel davon gehen in die Produktion von Stickstoffdünger. Allerdings Stickstoffmangel in ausgesäten Flächen der Globus beträgt mehr als 80 Millionen Tonnen pro Jahr. Der Erde fehlt eindeutig Stickstoff. Der Hauptteil des produzierten freien Stickstoffs wird z industrielle Produktion Ammoniak, das ist dann erhebliche Mengen zu Salpetersäure, Düngemitteln, Sprengstoffen usw.
Anwendung von Stickstoff
Frei Stickstoff- wird in vielen Branchen eingesetzt: als inertes Medium in einer Vielzahl von chemischen und metallurgischen Prozessen, zum Auffüllen von Freiräumen in Quecksilberthermometern, beim Pumpen von brennbaren Flüssigkeiten usw.
Ein flüssiger Stickstoff als Kältemittel und für die Kryotherapie verwendet. Industrielle Anwendungen von Stickstoffgas sind auf seine inerten Eigenschaften zurückzuführen. Gasförmiger Stickstoff ist feuer- und explosionssicher, verhindert Oxidation, Zerfall.
BEI Petrochemie Stickstoff- Wird zum Spülen von Tanks und Rohrleitungen, zum Überprüfen des Betriebs von Rohrleitungen unter Druck und zum Erhöhen der Bildung von Ablagerungen verwendet. Im Bergbaugeschäft Stickstoff- kann verwendet werden, um eine explosionssichere Umgebung in Bergwerken zu schaffen, um Gesteinsschichten zu sprengen.
BEI Elektronikfertigung Stickstoff- Wird zum Spülen von Bereichen verwendet, die das Vorhandensein von oxidierendem Sauerstoff nicht zulassen. Wenn in einem Prozess, der traditionell unter Verwendung von Luft durchgeführt wird, Oxidation oder Zerfall negative Faktoren sind - Stickstoff- Luft erfolgreich ersetzen kann.
Wichtiges Einsatzgebiet Stickstoff- ist seine für weitere Synthesen verwenden eine Vielzahl von Verbindungen enthalten Stickstoff- wie Ammoniak, Stickstoffdünger, Sprengstoffe, Farbstoffe usw. Große Mengen Stickstoff- werden in der Koksherstellung („Dry Coke Quenching“) beim Entladen von Koks aus Koksofenbatterien sowie zum „Pressen“ von Treibstoff in Raketen aus Tanks zu Pumpen oder Motoren eingesetzt.
Missverständnisse: Stickstoff ist kein Weihnachtsmann
BEI Nahrungsmittelindustrie Stickstoff- registriert als Lebensmittelzusatzstoff E941 als Verpackungs- und Lageratmosphäre, Kältemittel. Flüssigkeit Stickstoff- oft in Filmen als eine Substanz gezeigt, die in der Lage ist, ausreichend große Objekte sofort einzufrieren. Das ist ein weit verbreiteter Irrtum. Selbst um eine Blume einzufrieren, braucht man genug lange Zeit, was teilweise auf die sehr geringe Wärmekapazität zurückzuführen ist Stickstoff- .
Aus dem gleichen Grund ist es sehr schwierig, Schlösser beispielsweise auf -180 ° C zu kühlen und mit einem Schlag zu knacken. Liter Flüssigkeit Stickstoff- Beim Verdampfen und Erhitzen auf 20 °C entstehen ca. 700 Liter Gas. Aus diesem Grund nicht aufbewahren Stickstoff- in geschlossenen Behältern nicht für hohe Drücke geeignet. Das Prinzip des Löschens von Bränden mit Flüssigkeit basiert auf der gleichen Tatsache. Stickstoff- . verdampfen Stickstoff- verdrängt die für die Verbrennung notwendige Luft und das Feuer erlischt.
Als Stickstoff- Im Gegensatz zu Wasser, Schaum oder Pulver, das einfach verdunstet und erodiert, ist die Stickstoff-Feuerlöschung der effektivste Löschmechanismus im Hinblick auf die Werterhaltung. Gefrierende Flüssigkeit Stickstoff- Lebewesen mit der Möglichkeit ihres nachträglichen Auftauens ist problematisch. Das Problem liegt in der Unfähigkeit, die Kreatur schnell genug einzufrieren (und aufzutauen), dass die Heterogenität des Einfrierens ihre Vitalfunktionen nicht beeinträchtigt. Stanislav Lem, der in dem Buch "Fiasco" über dieses Thema fantasierte, entwickelte ein Notfall-Gefriersystem Stickstoff- , bei dem ein Schlauch mit Stickstoff, Zähne ausschlagend, in den Mund eines Astronauten gesteckt und ein reichlicher Strahl hineingeleitet wurde Stickstoff- .
Wie bereits oben erwähnt, Stickstoff- flüssige und gasförmige Produkte gewonnen werden atmosphärische Luft tiefe Kühlmethode.
Qualitätsindikatoren für gasförmigen Stickstoff GOST 9293-74
| Name des Indikators | Besondere | Erhöht | Erhöht |
|---|---|---|---|
| 2 Klasse | 1 Klasse |
2 Klasse |
|
| Volumenanteil von Stickstoff, nicht weniger als | 99,996 |
99,99 |
99,95 |
| Sauerstoff, nicht mehr | 0,001 |
0,001 |
0,05 |
| Wasserdampf in gasförmigem Stickstoff, nicht mehr | 0,0007 |
0,0015 |
0,004 |
| Wasserstoff, nicht mehr | 0,001 | Nicht standardisiert |
Nicht standardisiert |
| Die Menge an kohlenstoffhaltigen Verbindungen, bezogen auf CH 4 , nicht mehr | 0,001 | Nicht standardisiert |
Stickstoff ist ein Element der Hauptuntergruppe der fünften Gruppe der zweiten Periode des Periodensystems der chemischen Elemente mit der Ordnungszahl 7. Es wird mit dem Symbol N (lat. Nitrogenium) bezeichnet. Der Einfachstoff Stickstoff (CAS-Nummer: 7727-37-9) ist ein unter Normalbedingungen recht inertes farb-, geschmacks- und geruchloses zweiatomiges Gas (Formel N 2), aus dem drei Viertel der Erdatmosphäre bestehen. Entdeckungsgeschichte1772 führte Henry Cavendish das folgende Experiment durch: Er leitete wiederholt Luft über heiße Kohle und behandelte sie dann mit Alkali, was zu einem Rückstand führte, den Cavendish erstickende (oder mephitische) Luft nannte. Vom Standpunkt der modernen Chemie aus ist klar, dass bei der Reaktion mit heißer Kohle der Luftsauerstoff zu Kohlendioxid gebunden wurde, das dann vom Alkali absorbiert wurde. Der Rest des Gases war hauptsächlich Stickstoff. So isolierte Cavendish Stickstoff, verstand aber nicht, dass dies eine neue einfache Substanz (chemisches Element) ist. Im selben Jahr berichtete Cavendish Joseph Priestley von der Erfahrung. Herkunft des NamensStickstoff (von anderen griechischen ἄζωτος - leblos, lat. Nitrogenium) anstelle der früheren Namen ("phlogistische", "mephitische" und "verdorbene" Luft) wurde 1787 von Antoine Lavoisier vorgeschlagen, der zu dieser Zeit Teil einer Gruppe war anderer französischer Wissenschaftler entwickelten die Prinzipien der chemischen Nomenklatur. Wie oben gezeigt, war schon damals bekannt, dass Stickstoff weder die Verbrennung noch die Atmung unterstützt. Diese Eigenschaft wurde als die wichtigste angesehen. Obwohl sich später herausstellte, dass Stickstoff im Gegenteil für alle Lebewesen lebensnotwendig ist, ist der Name auf Französisch und Russisch erhalten geblieben. KassenbonIn Laboratorien kann es durch die Zersetzungsreaktion von Ammoniumnitrit gewonnen werden: Die Reaktion ist exotherm und setzt 80 kcal (335 kJ) frei, so dass während ihres Verlaufs eine Kühlung des Gefäßes erforderlich ist (obwohl Ammoniumnitrit zum Starten der Reaktion erforderlich ist). Der reinste Stickstoff kann durch Zersetzung von Metallaziden erhalten werden: Der sogenannte „Luft“- oder „atmosphärische“ Stickstoff, also ein Gemisch aus Stickstoff und Edelgasen, wird durch Reaktion von Luft mit heißem Koks gewonnen: In diesem Fall wird das sogenannte "Generator" - oder "Luft" -Gas gewonnen - Rohstoffe für die chemische Synthese und Kraftstoff. Bei Bedarf kann daraus Stickstoff durch Absorption von Kohlenmonoxid abgetrennt werden. Ammoniak wird seiner gesättigten Lösung durch Erhitzen entzogen. Die CuO-Menge ist doppelt so hoch wie die berechnete. Unmittelbar vor der Verwendung wird Stickstoff durch Überleiten von Kupfer und dessen Oxid (II) (ebenfalls ~700 °C) von Sauerstoff- und Ammoniakverunreinigungen gereinigt und anschließend mit konzentrierter Schwefelsäure und trockenem Alkali getrocknet. Der Prozess ist ziemlich langsam, aber es lohnt sich: Das Gas ist sehr rein. Physikalische EigenschaftenUnter Normalbedingungen ist Stickstoff ein farbloses Gas, geruchlos, schwer wasserlöslich (2,3 ml/100 g bei 0 °C, 0,8 ml/100 g bei 80 °C), Dichte 1,2506 kg/m³ (at.). Passwort Wiederherstellung
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