Carl Scheele, ruotsalainen kemisti, ja Daniel Rutherford, skotlantilainen kasvitieteilijä, löysivät typen erikseen vuonna 1772. Pastori Cavendish ja Lavoisier saivat myös itsenäisesti typpeä suunnilleen samaan aikaan. Typen tunnisti alkuaineeksi ensin Lavoisier, joka antoi sille nimen "azo", joka tarkoittaa "elotonta". Chaptal nimesi alkuaineen typeksi vuonna 1790. Nimi on johdettu kreikan sanasta "nitre" (nitraatti, joka sisältää typpeä nitraatissa)
Typentuotantovalmistajat – Kiinan typentuotantotehdas ja toimittajat (xinfatools.com)
Typen lähteet
Typpi on maan 30. yleisin alkuaine. Ottaen huomioon, että typen osuus ilmakehän tilavuudesta on 4/5 eli yli 78 %, meillä on käytettävissämme lähes rajattomasti typpeä. Typpeä on myös nitraattien muodossa useissa eri mineraaleissa, kuten chileläisessä suolapisarassa (natriumnitraatti), salpeetissa tai nitraattissa (kaliumnitraatti) ja ammoniumsuoloja sisältävissä mineraaleissa. Typpeä on monissa monimutkaisissa orgaanisissa molekyyleissä, mukaan lukien proteiinit ja aminohapot, joita esiintyy kaikissa elävissä organismeissa
Fysikaaliset ominaisuudet
Typpi N2 on väritön, mauton ja hajuton kaasu huoneenlämpötilassa, ja se on yleensä myrkytön. Kaasun tiheys standardiolosuhteissa on 1,25 g/l. Typpi muodostaa 78,12 % kokonaisilmakehästä (tilavuusosuus) ja on ilman pääkomponentti. Ilmakehässä on noin 400 biljoonaa tonnia kaasua.
Normaalissa ilmanpaineessa, kun se jäähdytetään -195,8 ℃:seen, siitä tulee väritöntä nestettä. Jäähdytettynä -209,86 ℃:seen nestemäisestä typestä tulee lumimainen kiinteä aine.
Typpi on syttymätöntä ja sitä pidetään tukehtuvana kaasuna (eli puhtaan typen hengittäminen riistää ihmiskehosta happea). Typellä on erittäin alhainen vesiliukoisuus. 283 K:ssa yksi tilavuus vettä voi liuottaa noin 0,02 tilavuutta N2:ta.
Kemialliset ominaisuudet
Typellä on erittäin vakaat kemialliset ominaisuudet. Se on vaikea reagoida muiden aineiden kanssa huoneenlämmössä, mutta se voi muuttua kemiallisesti tiettyjen aineiden kanssa korkeissa lämpötiloissa ja korkean energian olosuhteissa ja sitä voidaan käyttää uusien ihmisille hyödyllisten aineiden valmistukseen.
Typpimolekyylien molekyyliratakaava on KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2. Kolme elektroniparia osallistuu sitoutumiseen, eli muodostuu kaksi π-sidosta ja yksi σ-sidos. Ei vaikuta sitoutumiseen, ja sidos- ja sitoutumisen estoenergiat ovat suunnilleen kompensoituja, ja ne vastaavat yksinäisiä elektronipareja. Koska N2-molekyylissä on kolmoissidos N≡N, N2-molekyylillä on suuri stabiilisuus ja sen hajottaminen atomeiksi vaatii 941,69 kJ/mol energiaa. N2-molekyyli on stabiilin tunnetuista kaksiatomisista molekyyleistä, ja typen suhteellinen molekyylimassa on 28. Lisäksi typpi ei ole helppo polttaa eikä se tue palamista.
Testausmenetelmä
Laita palava Mg-tanko typellä täytettyyn kaasunkeräyspulloon, niin Mg-tanko jatkaa palamista. Uuta jäljelle jäänyt tuhka (hieman keltainen jauhe Mg3N2), lisää pieni määrä vettä ja muodosta kaasua (ammoniakki), joka muuttaa märän punaisen lakmuspaperin siniseksi. Reaktioyhtälö: 3Mg + N2 = sytytys = Mg3N2 (magnesiumnitridi); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
Typen sitoutumisominaisuudet ja valenssisidosrakenne
Koska yksittäinen aine N2 on erittäin stabiili normaaleissa olosuhteissa, ihmiset uskovat usein virheellisesti, että typpi on kemiallisesti inaktiivinen alkuaine. Itse asiassa alkuainetypellä on päinvastoin korkea kemiallinen aktiivisuus. N:n elektronegatiivisuus (3.04) on toisella sijalla F:n ja O:n jälkeen, mikä osoittaa, että se voi muodostaa vahvoja sidoksia muiden alkuaineiden kanssa. Lisäksi yksittäisen aineen N2-molekyylin stabiilius osoittaa vain N-atomin aktiivisuuden. Ongelmana on, että ihmiset eivät ole vielä löytäneet optimaalisia olosuhteita N2-molekyylien aktivoimiseksi huoneenlämpötilassa ja paineessa. Mutta luonnossa jotkin kasvien kyhmyissä olevat bakteerit voivat muuttaa ilmassa olevan N2:n typpiyhdisteiksi matalan energian olosuhteissa normaalilämpötilassa ja paineessa ja käyttää niitä lannoitteena sadon kasvuun.
Siksi typen kiinnittymisen tutkimus on aina ollut tärkeä tieteellinen tutkimusaihe. Siksi meidän on ymmärrettävä typen sitoutumisominaisuudet ja valenssisidosrakenne yksityiskohtaisesti.
Bond-tyyppi
N-atomin valenssielektronikerrosrakenne on 2s2p3, eli siinä on 3 yksittäistä elektronia ja pari yksinäisiä elektronipareja. Tämän perusteella yhdisteitä muodostettaessa voidaan muodostaa seuraavat kolme sidostyyppiä:
1. Ionisidosten muodostaminen 2. Kovalenttisten sidosten muodostaminen 3. Koordinaatiosidosten muodostaminen
1. Ionisidosten muodostaminen
N-atomeilla on korkea elektronegatiivisuus (3,04). Kun ne muodostavat binäärisiä nitridejä metallien kanssa, joilla on pienempi elektronegatiivisuus, kuten Li (elektronegatiivisuus 0,98), Ca (elektronegatiivisuus 1,00) ja Mg (elektronegatiivisuus 1,31), ne voivat saada 3 elektronia ja muodostaa N3-ioneja. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg = syttyy= Mg3N2 N3- ioneilla on suurempi negatiivinen varaus ja suurempi säde (171pm). Ne hydrolysoituvat voimakkaasti, kun ne kohtaavat vesimolekyylejä. Siksi ioniset yhdisteet voivat olla olemassa vain kuivassa tilassa, eikä N3-ioneja ole hydratoituneita.
2. Kovalenttisten sidosten muodostuminen
Kun N-atomit muodostavat yhdisteitä ei-metallien kanssa, joilla on korkeampi elektronegatiivisuus, muodostuu seuraavat kovalenttiset sidokset:
⑴N-atomit ottavat sp3-hybridisaatiotilan, muodostavat kolme kovalenttista sidosta, säilyttävät parin yksinäisiä elektronipareja ja molekyylikonfiguraatio on trigonaalinen pyramidimainen, kuten NH3, NF3, NCl3 jne. Jos muodostuu neljä kovalenttista yksittäissidosta, molekyylikonfiguraatio on säännöllinen tetraedri, kuten NH4+-ionit.
⑵N-atomit ottavat sp2-hybridisaatiotilan, muodostavat kaksi kovalenttista sidosta ja yhden sidoksen ja säilyttävät parin yksinäisiä elektronipareja, ja molekyylikonfiguraatio on kulmikas, kuten Cl-N=O. (N-atomi muodostaa σ-sidoksen ja π-sidoksen Cl-atomin kanssa, ja yksinäisten elektroniparien pari N-atomissa tekee molekyylistä kolmiomaisen.) Jos yksinäistä elektroniparia ei ole, molekyylikonfiguraatio on kolmiomainen, kuten HNO3-molekyyli tai NO3-ioni. Typpihappomolekyylissä N-atomi muodostaa kolme σ-sidosta kolmen O-atomin kanssa, vastaavasti, ja elektronien pari sen π-radalla ja kahden O-atomin yksittäiset π-elektroni muodostavat kolmikeskuksen neljän elektronin delokalisoidun π-sidoksen. Nitraatti-ionissa kolmen O-atomin ja keskeisen N-atomin välille muodostuu neljän keskuksen kuuden elektronin delokalisoitu suuri π-sidos. Tämä rakenne tekee typpihapon N-atomin näennäishapetusluvuksi +5. Suurten π-sidosten läsnäolon vuoksi nitraatti on riittävän stabiili normaaleissa olosuhteissa. ⑶N-atomi ottaa sp-hybridisaation muodostaen kovalenttisen kolmoissidoksen ja säilyttää parin yksinäisiä elektronipareja. Molekyylikonfiguraatio on lineaarinen, kuten N-atomin rakenne N2-molekyylissä ja CN-.
3. Koordinointisidosten muodostuminen
Kun typpiatomit muodostavat yksinkertaisia aineita tai yhdisteitä, ne säilyttävät usein yksinäisiä elektronipareja, joten tällaiset yksinkertaiset aineet tai yhdisteet voivat toimia elektroniparin luovuttajina koordinoidakseen metalli-ioneja. Esimerkiksi [Cu(NH3)4]2+ tai [Tu(NH2)5]7 jne.
Hapetustila-Gibbsin vapaan energian diagrammi
Typen hapetustila-Gibbsin vapaan energian kaaviosta voidaan myös nähdä, että NH4-ioneja lukuun ottamatta N2-molekyyli, jonka hapetusluku on 0, on käyrän alimmassa pisteessä, mikä osoittaa, että N2 on termodynaamisesti stabiili verrattuna typpiyhdisteisiin, joilla on muut hapetusluvut.
Erilaisten typpiyhdisteiden arvot, joiden hapetusluvut ovat välillä 0 ja +5, ovat kaikki pisteet HNO3 ja N2 yhdistävän viivan yläpuolella (kaaviossa katkoviiva), joten nämä yhdisteet ovat termodynaamisesti epästabiileja ja alttiita epäsuhtautumisreaktioihin. Ainoa kaaviossa N2-molekyyliä pienempi arvo on NH4+-ioni. [1] Typen hapetustila-Gibbsin vapaan energian kaaviosta ja N2-molekyylin rakenteesta voidaan nähdä, että alkuaine N2 on inaktiivinen. Vain korkeassa lämpötilassa, korkeassa paineessa ja katalyytin läsnä ollessa typpi voi reagoida vedyn kanssa muodostaen ammoniakkia: Purkausolosuhteissa typpi voi yhdistyä hapen kanssa muodostaen typpioksidia: N2+O2=purkaus=2NO Typpioksidi yhdistyy nopeasti hapen kanssa. muodostaa typpidioksidia 2NO+O2=2NO2 Typpidioksidi liukenee veteen muodostaen typpihappoa, typpioksidia 3NO2+H2O=2HNO3+NO Maissa, joissa vesivoima on kehittynyt, tätä reaktiota on käytetty typpihapon valmistukseen. N2 reagoi vedyn kanssa muodostaen ammoniakkia: N2+3H2=== (käänteinen merkki) 2NH3 N2 reagoi sellaisten metallien kanssa, joilla on alhainen ionisaatiopotentiaali ja joiden nitrideillä on korkea hilaenergia muodostaen ionisia nitridejä. Esimerkiksi: N2 voi reagoida suoraan metallisen litiumin kanssa huoneenlämpötilassa: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 reagoi maa-alkalimetallien Mg, Ca, Sr, Ba kanssa hehkulamppujen lämpötiloissa: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 voi reagoivat vain boorin ja alumiinin kanssa hehkulamppujen lämpötiloissa: 2 B + N2=== 2 BN (makromolekyyliyhdiste) N2 reagoi yleensä piin ja muiden ryhmän alkuaineiden kanssa yli 1473K:n lämpötilassa.
Typpimolekyyli osallistuu kolmeen elektronipariin sitoutumiseen, toisin sanoen muodostaen kaksi π-sidosta ja yhden σ-sidoksen. Se ei edistä sitoutumista, ja sidos- ja sitoutumisen estoenergiat ovat suunnilleen kompensoituja, ja ne vastaavat yksinäisiä elektronipareja. Koska N2-molekyylissä on kolmoissidos N≡N, N2-molekyylillä on suuri stabiilisuus, ja sen hajottaminen atomeiksi vaatii 941,69 kJ/mol energiaa. N2-molekyyli on stabiilin tunnetuista kaksiatomisista molekyyleistä, ja typen suhteellinen molekyylimassa on 28. Lisäksi typpi ei ole helppo polttaa eikä se tue palamista.
Postitusaika: 23.7.2024
