સ્વીડિશ રસાયણશાસ્ત્રી કાર્લ શીલે અને સ્કોટિશ વનસ્પતિશાસ્ત્રી ડેનિયલ રધરફોર્ડે 1772માં અલગથી નાઈટ્રોજનની શોધ કરી હતી. રેવરેન્ડ કેવેન્ડિશ અને લેવોઈઝિયરે પણ લગભગ એક જ સમયે સ્વતંત્ર રીતે નાઈટ્રોજન મેળવ્યું હતું. નાઇટ્રોજનને સૌપ્રથમ લેવોઇસિયર દ્વારા તત્વ તરીકે ઓળખવામાં આવ્યું હતું, જેમણે તેને "એઝો" નામ આપ્યું હતું, જેનો અર્થ થાય છે "નિર્જીવ". ચેપ્ટલે 1790 માં તત્વને નાઇટ્રોજન નામ આપ્યું. આ નામ ગ્રીક શબ્દ "નાઈટ્રે" (નાઈટ્રેટમાં નાઈટ્રોજન ધરાવતું નાઈટ્રેટ) પરથી ઉતરી આવ્યું છે.
નાઇટ્રોજન ઉત્પાદન ઉત્પાદકો - ચાઇના નાઇટ્રોજન ઉત્પાદન ફેક્ટરી અને સપ્લાયર્સ (xinfatools.com)
નાઇટ્રોજનના સ્ત્રોતો
નાઇટ્રોજન એ પૃથ્વી પરનું 30મું સૌથી વિપુલ પ્રમાણમાં તત્વ છે. નાઇટ્રોજન વાતાવરણીય જથ્થાના 4/5 અથવા 78% કરતા વધુ હિસ્સો ધરાવે છે તે ધ્યાનમાં લેતા, આપણી પાસે લગભગ અમર્યાદિત માત્રામાં નાઇટ્રોજન ઉપલબ્ધ છે. નાઈટ્રોજન વિવિધ પ્રકારના ખનિજોમાં નાઈટ્રેટના સ્વરૂપમાં પણ અસ્તિત્વ ધરાવે છે, જેમ કે ચિલીયન સોલ્ટપીટર (સોડિયમ નાઈટ્રેટ), સોલ્ટપીટર અથવા નાઈટ્રે (પોટેશિયમ નાઈટ્રેટ), અને એમોનિયમ ક્ષાર ધરાવતા ખનિજો. નાઇટ્રોજન ઘણા જટિલ કાર્બનિક અણુઓમાં હાજર છે, જેમાં તમામ જીવંત જીવોમાં હાજર પ્રોટીન અને એમિનો એસિડનો સમાવેશ થાય છે.
ભૌતિક ગુણધર્મો
નાઈટ્રોજન N2 એ ઓરડાના તાપમાને રંગહીન, સ્વાદહીન અને ગંધહીન ગેસ છે અને સામાન્ય રીતે બિન-ઝેરી હોય છે. પ્રમાણભૂત પરિસ્થિતિઓમાં ગેસની ઘનતા 1.25g/L છે. કુલ વાતાવરણ (વોલ્યુમ અપૂર્ણાંક) ના 78.12% નાઇટ્રોજનનો હિસ્સો છે અને તે હવાનો મુખ્ય ઘટક છે. વાતાવરણમાં લગભગ 400 ટ્રિલિયન ટન ગેસ છે.
પ્રમાણભૂત વાતાવરણીય દબાણ હેઠળ, જ્યારે -195.8℃ સુધી ઠંડુ થાય છે, ત્યારે તે રંગહીન પ્રવાહી બની જાય છે. જ્યારે -209.86℃ સુધી ઠંડુ થાય છે, ત્યારે પ્રવાહી નાઈટ્રોજન બરફ જેવો ઘન બની જાય છે.
નાઇટ્રોજન બિન-જ્વલનશીલ છે અને તેને શ્વાસ લેતો વાયુ માનવામાં આવે છે (એટલે કે, શુદ્ધ નાઇટ્રોજન શ્વાસ લેવાથી માનવ શરીર ઓક્સિજનથી વંચિત રહે છે). નાઈટ્રોજન પાણીમાં ખૂબ જ ઓછી દ્રાવ્યતા ધરાવે છે. 283K પર, એક જથ્થાનું પાણી N2 ના લગભગ 0.02 વોલ્યુમને ઓગાળી શકે છે.
રાસાયણિક ગુણધર્મો
નાઇટ્રોજન ખૂબ જ સ્થિર રાસાયણિક ગુણધર્મો ધરાવે છે. ઓરડાના તાપમાને અન્ય પદાર્થો સાથે પ્રતિક્રિયા કરવી મુશ્કેલ છે, પરંતુ તે ઉચ્ચ તાપમાન અને ઉચ્ચ ઉર્જા પરિસ્થિતિઓમાં ચોક્કસ પદાર્થો સાથે રાસાયણિક ફેરફારોમાંથી પસાર થઈ શકે છે, અને તેનો ઉપયોગ માનવો માટે ઉપયોગી નવા પદાર્થો ઉત્પન્ન કરવા માટે થઈ શકે છે.
નાઇટ્રોજન પરમાણુઓનું મોલેક્યુલર ઓર્બિટલ ફોર્મ્યુલા KK σs2 σs*2 σp2 σp*2 πp2 છે. ઇલેક્ટ્રોનની ત્રણ જોડી બંધનમાં ફાળો આપે છે, એટલે કે, બે π બોન્ડ અને એક σ બોન્ડ રચાય છે. બોન્ડિંગમાં કોઈ યોગદાન નથી, અને બોન્ડિંગ અને એન્ટી-બોન્ડિંગ એનર્જી લગભગ સરભર છે, અને તે એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની સમકક્ષ છે. N2 પરમાણુમાં ટ્રિપલ બોન્ડ N≡N હોવાથી, N2 પરમાણુમાં ખૂબ જ સ્થિરતા હોય છે, અને તેને અણુઓમાં વિઘટન કરવા માટે 941.69 kJ/mol ઊર્જા લે છે. N2 પરમાણુ જાણીતા ડાયાટોમિક પરમાણુઓમાં સૌથી વધુ સ્થિર છે, અને નાઇટ્રોજનનું સાપેક્ષ પરમાણુ સમૂહ 28 છે. વધુમાં, નાઇટ્રોજનને બાળવામાં સરળ નથી અને તે દહનને સમર્થન આપતું નથી.
પરીક્ષણ પદ્ધતિ
બર્નિંગ Mg બારને નાઇટ્રોજનથી ભરેલી ગેસ એકત્ર કરતી બોટલમાં નાખો, અને Mg બાર બળવાનું ચાલુ રાખશે. બાકીની રાખ (થોડો પીળો પાવડર Mg3N2) કાઢો, થોડી માત્રામાં પાણી ઉમેરો અને ગેસ (એમોનિયા) ઉત્પન્ન કરો જે ભીના લાલ લિટમસ પેપરને વાદળી કરે છે. પ્રતિક્રિયા સમીકરણ: 3Mg + N2 = ઇગ્નીશન = Mg3N2 (મેગ્નેશિયમ નાઇટ્રાઇડ); Mg3N2 + 6H2O = 3Mg (OH) 2 + 2NH3↑
બોન્ડિંગ લાક્ષણિકતાઓ અને નાઇટ્રોજનની સંયોજકતા બોન્ડ માળખું
કારણ કે એક પદાર્થ N2 સામાન્ય સ્થિતિમાં અત્યંત સ્થિર છે, લોકો ઘણીવાર ભૂલથી માને છે કે નાઇટ્રોજન રાસાયણિક રીતે નિષ્ક્રિય તત્વ છે. હકીકતમાં, તેનાથી વિપરીત, નિરંકુશ નાઇટ્રોજનમાં ઉચ્ચ રાસાયણિક પ્રવૃત્તિ હોય છે. N (3.04) ની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી F અને O પછી બીજા સ્થાને છે, જે દર્શાવે છે કે તે અન્ય તત્વો સાથે મજબૂત બંધન બનાવી શકે છે. વધુમાં, એક પદાર્થ N2 પરમાણુની સ્થિરતા માત્ર N અણુની પ્રવૃત્તિ દર્શાવે છે. સમસ્યા એ છે કે લોકોને હજુ સુધી ઓરડાના તાપમાને અને દબાણમાં N2 અણુઓને સક્રિય કરવા માટેની શ્રેષ્ઠ પરિસ્થિતિઓ મળી નથી. પરંતુ કુદરતમાં, છોડના નોડ્યુલ્સ પરના કેટલાક બેક્ટેરિયા સામાન્ય તાપમાન અને દબાણમાં ઓછી ઊર્જાની સ્થિતિમાં હવામાં રહેલા N2 ને નાઇટ્રોજન સંયોજનોમાં રૂપાંતરિત કરી શકે છે અને પાકની વૃદ્ધિ માટે ખાતર તરીકે તેનો ઉપયોગ કરી શકે છે.
તેથી, નાઇટ્રોજન ફિક્સેશનનો અભ્યાસ હંમેશા એક મહત્વપૂર્ણ વૈજ્ઞાનિક સંશોધન વિષય રહ્યો છે. તેથી, આપણા માટે નાઇટ્રોજનની બોન્ડિંગ લાક્ષણિકતાઓ અને વેલેન્સ બોન્ડ સ્ટ્રક્ચરને વિગતવાર સમજવું જરૂરી છે.
બોન્ડ પ્રકાર
N અણુનું વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન સ્તરનું માળખું 2s2p3 છે, એટલે કે, ત્યાં 3 એકલ ઇલેક્ટ્રોન અને એકલ ઇલેક્ટ્રોન જોડીની જોડી છે. આના આધારે, સંયોજનો બનાવતી વખતે, નીચેના ત્રણ બોન્ડ પ્રકારો પેદા કરી શકાય છે:
1. આયનીય બોન્ડ બનાવવું 2. સહસંયોજક બોન્ડ બનાવવું 3. કોઓર્ડિનેશન બોન્ડ બનાવવું
1. આયનીય બોન્ડ બનાવવું
N અણુઓમાં ઉચ્ચ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી (3.04) હોય છે. જ્યારે તેઓ ઓછી ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી ધરાવતી ધાતુઓ સાથે દ્વિસંગી નાઇટ્રાઇડ બનાવે છે, જેમ કે Li (ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી 0.98), Ca (ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી 1.00), અને Mg (ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી 1.31), ત્યારે તેઓ 3 ઇલેક્ટ્રોન મેળવી શકે છે અને N3- આયનો બનાવી શકે છે. N2+ 6 Li == 2 Li3N N2+ 3 Ca == Ca3N2 N2+ 3 Mg =ignite= Mg3N2 N3- આયનોમાં વધુ નકારાત્મક ચાર્જ અને મોટી ત્રિજ્યા (171pm) હોય છે. જ્યારે તેઓ પાણીના અણુઓનો સામનો કરશે ત્યારે તેઓ મજબૂત રીતે હાઇડ્રોલાઇઝ્ડ થશે. તેથી, આયનીય સંયોજનો માત્ર શુષ્ક સ્થિતિમાં જ અસ્તિત્વમાં હોઈ શકે છે, અને N3- ના કોઈ હાઇડ્રેટેડ આયનો હશે નહીં.
2. સહસંયોજક બોન્ડની રચના
જ્યારે N પરમાણુ ઉચ્ચ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી સાથે બિન-ધાતુઓ સાથે સંયોજનો બનાવે છે, ત્યારે નીચેના સહસંયોજક બંધનો રચાય છે:
⑴N અણુઓ sp3 વર્ણસંકર સ્થિતિ લે છે, ત્રણ સહસંયોજક બોન્ડ બનાવે છે, એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની જોડી જાળવી રાખે છે અને મોલેક્યુલર રૂપરેખાંકન ત્રિકોણીય પિરામિડલ છે, જેમ કે NH3, NF3, NCl3, વગેરે. જો ચાર સહસંયોજક સિંગલ બોન્ડ રચાય છે, તો પરમાણુ રૂપરેખાંકન ત્રિકોણીય પિરામિડલ છે. નિયમિત ટેટ્રાહેડ્રોન, જેમ કે NH4+ આયનો.
⑵N અણુઓ sp2 વર્ણસંકર સ્થિતિ લે છે, બે સહસંયોજક બોન્ડ અને એક બોન્ડ બનાવે છે, અને એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની જોડી જાળવી રાખે છે, અને મોલેક્યુલર રૂપરેખાંકન કોણીય છે, જેમ કે Cl—N=O. (N અણુ Cl અણુ સાથે σ બોન્ડ અને π બોન્ડ બનાવે છે, અને N પરમાણુ પર એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીઓની જોડી પરમાણુને ત્રિકોણાકાર બનાવે છે.) જો એકલ ઇલેક્ટ્રોન જોડી ન હોય, તો પરમાણુ રૂપરેખા ત્રિકોણાકાર હોય છે, જેમ કે HNO3 પરમાણુ અથવા NO3- આયન. નાઈટ્રિક એસિડ પરમાણુમાં, N અણુ અનુક્રમે ત્રણ O અણુઓ સાથે ત્રણ σ બોન્ડ બનાવે છે, અને તેના π ભ્રમણકક્ષા પર ઇલેક્ટ્રોનની જોડી અને બે O અણુઓના સિંગલ π ઇલેક્ટ્રોન ત્રણ-કેન્દ્ર ચાર-ઇલેક્ટ્રોન ડિલોકલાઈઝ્ડ π બોન્ડ બનાવે છે. નાઈટ્રેટ આયનમાં, ત્રણ O અણુઓ અને કેન્દ્રીય N અણુ વચ્ચે ચાર-કેન્દ્ર છ-ઈલેક્ટ્રોન ડિલોકલાઈઝ્ડ લાર્જ π બોન્ડ રચાય છે. આ રચના નાઈટ્રિક એસિડ +5 માં N અણુની દેખીતી ઓક્સિડેશન સંખ્યા બનાવે છે. મોટા π બોન્ડની હાજરીને કારણે, નાઈટ્રેટ સામાન્ય સ્થિતિમાં પર્યાપ્ત સ્થિર છે. ⑶N અણુ સહસંયોજક ટ્રિપલ બોન્ડ બનાવવા માટે sp સંકરીકરણ અપનાવે છે અને એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીની જોડી જાળવી રાખે છે. મોલેક્યુલર રૂપરેખાંકન રેખીય છે, જેમ કે N2 પરમાણુમાં N અણુનું માળખું અને CN-.
3. સંકલન બોન્ડની રચના
જ્યારે નાઇટ્રોજન પરમાણુ સાદા પદાર્થો અથવા સંયોજનો બનાવે છે, ત્યારે તેઓ ઘણીવાર એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીને જાળવી રાખે છે, તેથી આવા સરળ પદાર્થો અથવા સંયોજનો મેટલ આયનો સાથે સંકલન કરવા માટે ઇલેક્ટ્રોન જોડી દાતા તરીકે કાર્ય કરી શકે છે. ઉદાહરણ તરીકે, [Cu(NH3)4]2+ અથવા [Tu(NH2)5]7, વગેરે.
ઓક્સિડેશન સ્ટેટ-ગિબ્સ ફ્રી એનર્જી ડાયાગ્રામ
નાઈટ્રોજનના ઓક્સિડેશન સ્ટેટ-ગિબ્સ ફ્રી એનર્જી ડાયાગ્રામ પરથી પણ જોઈ શકાય છે કે, NH4 આયનો સિવાય, 0 ની ઓક્સિડેશન નંબર સાથેનો N2 પરમાણુ ડાયાગ્રામમાં વળાંકના સૌથી નીચા બિંદુએ છે, જે દર્શાવે છે કે N2 થર્મોડાયનેમિકલી છે. અન્ય ઓક્સિડેશન નંબરો સાથે નાઇટ્રોજન સંયોજનોની તુલનામાં સ્થિર.
0 અને +5 ની વચ્ચેના ઓક્સિડેશન નંબરો સાથેના વિવિધ નાઇટ્રોજન સંયોજનોના મૂલ્યો બધા બે બિંદુઓ HNO3 અને N2 (ડાયાગ્રામમાં ડોટેડ રેખા) ને જોડતી રેખાની ઉપર છે, તેથી આ સંયોજનો થર્મોડાયનેમિકલી અસ્થિર છે અને અપ્રમાણ પ્રતિક્રિયાઓનું જોખમ ધરાવે છે. N2 પરમાણુ કરતાં નીચા મૂલ્ય સાથે ડાયાગ્રામમાં એકમાત્ર NH4+ આયન છે. [1] નાઇટ્રોજનની ઓક્સિડેશન સ્થિતિ-ગિબ્સ ફ્રી એનર્જી ડાયાગ્રામ અને N2 પરમાણુની રચના પરથી જોઈ શકાય છે કે એલિમેન્ટલ N2 નિષ્ક્રિય છે. માત્ર ઉચ્ચ તાપમાન, ઉચ્ચ દબાણ અને ઉત્પ્રેરકની હાજરીમાં નાઈટ્રોજન એમોનિયા બનાવવા માટે હાઈડ્રોજન સાથે પ્રતિક્રિયા કરી શકે છે: વિસર્જનની સ્થિતિમાં, નાઈટ્રોજન ઓક્સિજન સાથે મળીને નાઈટ્રિક ઑકસાઈડ બનાવી શકે છે: N2+O2=ડિસ્ચાર્જ=2NO નાઈટ્રિક ઑક્સાઈડ ઝડપથી ઑક્સિજન સાથે જોડાઈ જાય છે. નાઈટ્રોજન ડાયોક્સાઇડ 2NO+O2=2NO2 નાઈટ્રોજન ડાયોક્સાઇડ પાણીમાં ઓગળીને નાઈટ્રિક એસિડ બનાવે છે, નાઈટ્રિક ઑક્સાઈડ 3NO2+H2O=2HNO3+NO વિકસિત હાઈડ્રોપાવર ધરાવતા દેશોમાં, આ પ્રતિક્રિયાનો ઉપયોગ નાઈટ્રિક એસિડ બનાવવા માટે થાય છે. N2 એમોનિયા ઉત્પન્ન કરવા માટે હાઇડ્રોજન સાથે પ્રતિક્રિયા આપે છે: N2+3H2=== (ઉલટાવી શકાય તેવું ચિહ્ન) 2NH3 N2 ઓછી આયનીકરણ સંભવિત ધાતુઓ સાથે પ્રતિક્રિયા આપે છે અને જેના નાઇટ્રાઇડ્સમાં આયનીય નાઇટ્રાઇડ્સ બનાવવા માટે ઉચ્ચ જાળી ઊર્જા હોય છે. ઉદાહરણ તરીકે: N2 ઓરડાના તાપમાને મેટાલિક લિથિયમ સાથે સીધી પ્રતિક્રિયા કરી શકે છે: 6 Li + N2=== 2 Li3N N2 આલ્કલાઇન પૃથ્વી ધાતુઓ Mg, Ca, Sr, Ba સાથે અગ્નિથી પ્રકાશિત તાપમાન પર પ્રતિક્રિયા આપે છે: 3 Ca + N2=== Ca3N2 N2 કરી શકે છે અગ્નિથી પ્રકાશિત તાપમાને માત્ર બોરોન અને એલ્યુમિનિયમ સાથે જ પ્રતિક્રિયા આપે છે: 2 B + N2=== 2 BN (મેક્રોમોલેક્યુલ સંયોજન) N2 સામાન્ય રીતે 1473K કરતા વધુ તાપમાને સિલિકોન અને અન્ય જૂથ તત્વો સાથે પ્રતિક્રિયા આપે છે.
નાઇટ્રોજન પરમાણુ બંધનમાં ત્રણ જોડી ઇલેક્ટ્રોનનું યોગદાન આપે છે, એટલે કે બે π બોન્ડ અને એક σ બોન્ડ બનાવે છે. તે બોન્ડીંગમાં ફાળો આપતું નથી, અને બોન્ડીંગ અને એન્ટી બોન્ડીંગ એનર્જી લગભગ સરભર હોય છે, અને તે એકલા ઈલેક્ટ્રોન જોડીની સમકક્ષ હોય છે. N2 પરમાણુમાં ટ્રિપલ બોન્ડ N≡N હોવાને કારણે, N2 પરમાણુ મહાન સ્થિરતા ધરાવે છે, અને તેને અણુઓમાં વિઘટન કરવા માટે 941.69kJ/mol ઊર્જા લે છે. N2 પરમાણુ જાણીતા ડાયાટોમિક પરમાણુઓમાં સૌથી વધુ સ્થિર છે, અને નાઇટ્રોજનનું સાપેક્ષ પરમાણુ સમૂહ 28 છે. વધુમાં, નાઇટ્રોજનને બાળવામાં સરળ નથી અને તે દહનને સમર્થન આપતું નથી.
પોસ્ટ સમય: જુલાઈ-23-2024
