Nitrogen
| |||||||||||||||||||||||||
Generelle eigenskapar | |||||||||||||||||||||||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Namn, kjemisk symbol, atomnummer | Nitrogen, N, 7 | ||||||||||||||||||||||||
Kjemisk serie | Ikkje-metall | ||||||||||||||||||||||||
Gruppe, periode, blokk | 15, 2, p | ||||||||||||||||||||||||
Tettleik, hardleik | 1,2506 kg/m3, n.a. (ikkje SI) | ||||||||||||||||||||||||
Utsjånad | Fargelaus  | ||||||||||||||||||||||||
Atomeigenskapar | |||||||||||||||||||||||||
Atommasse | 14,0067 u (ikkje SI) | ||||||||||||||||||||||||
Atomradius (berekna) | 65 (56) pm | ||||||||||||||||||||||||
Kovalent radius | 75 pm | ||||||||||||||||||||||||
Ioneradius | 146 pm (ladning: −3) | ||||||||||||||||||||||||
van der Waals radius | 155 pm | ||||||||||||||||||||||||
Elektronkonfigurasjon | [He]2s22p3 | ||||||||||||||||||||||||
Elektron per energinivå | 2, 5 | ||||||||||||||||||||||||
Oksidasjonstrinn (oksid) | −3, +2, +3, +4, +5 (NO2; sterk syre) | ||||||||||||||||||||||||
Krystallstruktur | Heksagonal | ||||||||||||||||||||||||
Fysiske eigenskapar | |||||||||||||||||||||||||
Tilstandsform | Gass | ||||||||||||||||||||||||
Smeltepunkt | 63,14 K (−210°C) | ||||||||||||||||||||||||
Kokepunkt | 77,35 K (−195,8°C) | ||||||||||||||||||||||||
Molart volum | 11200 cm3/mol | ||||||||||||||||||||||||
Fordampingsvarme | 2,7928 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
Smeltevarme | 0,3604 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
Damptrykk | (?) Pa ved K | ||||||||||||||||||||||||
Ljodfart | 334 m/s ved 25 °C | ||||||||||||||||||||||||
Diverse eigenskapar | |||||||||||||||||||||||||
Elektronegativitet | 3,04 (Paulings skala) | ||||||||||||||||||||||||
Spesifikk varmekapasitet | 1040 J/(kg·K) | ||||||||||||||||||||||||
Elektrisk konduktivitet | (?) MS/m | ||||||||||||||||||||||||
Termisk konduktivitet | 0,02598 W/(m·K) | ||||||||||||||||||||||||
Ioniseringspotensial | 1407 kJ/mol 2862 kJ/mol 4585 kJ/mol 7482 kJ/mol 9452 kJ/mol 53274 kJ/mol 64368 kJ/mol | ||||||||||||||||||||||||
Mest stabile isotopar | |||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||
SI-einingar og STP er brukt unntatt der det er avmerkt | |||||||||||||||||||||||||
Nitrogen (eldre nemning kvelstoff eller kvæve) er eit ikkje-metall i gruppe 15 i det periodiske systemet. Grunnstoffet finst i naturen som gassen N2 og i ei rekkje sambindingar. Nitrogen har berre ei allotrop form, ein fargelaus, luktfri, ugiftig og lite reaktiv diatomisk gass. Nitrogen har høgare elektronegativitet enn andre grunnstoff i gruppe 15.
Innhaldsliste
1 Bruk
2 Historie
3 Biologisk rolle
4 Førekomst og framstilling
5 Kjemi og sambindingar
6 Isotopar
7 Tryggleik
8 Bakgrunnsstoff
Bruk |
Flytande nitrogen
Sidan nitrogengass er så lite reaktiv, vert han brukt som inert atmosfære ved lagring og bruk av særs reaktive kjemikaliar. Gassen vert nytta i stålproduksjon og i oljeraffineri.
Innan vitskapen vert flytande nitrogen brukt som kjølemiddel.
Ammoniakk og nitrat vert brukt for å laga kunstgjødsel.
Natriumazid (NaN3) vert brukt i kollosjonsputer. Reaksjonen som får putene til å blåsa seg opp er:
2 NaN3(s) → 2 Na (l) + 3 N2
Fleire metodar kan nyttast for å bli kvitt flytande natrium.
Historie |
Daniel Rutherford oppdaga nitrogen i 1772. Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, og Joseph Priestley studerte gassen på omtrent same tid.
Sambindingar av nitrogen var kjende i mellomalderen.
Biologisk rolle |
DNA, aminosyrer og protein inneheld nitrogen.
Nitrogen er nødvendig for plantar. I nitrogenkrinsløpet omdannar bakteriar nitrogengass frå atmosfæren ved hjelp av enzym som nitrogenase. Slike bakteriar lever på røtene til mellom anna bønneplantar. Dyr skil ut nitrogen gjennom urinen.
Førekomst og framstilling |
Atmosfæren inneheld ca. 78 % nitrogengass (N2) eller dinitrogen.
Industrielt vert dinitrogen framstilt ved å varma flytande luft sakte. På denne måten kan N2, som har kokepunkt -196 grader Celsius, frå O2 med kokepunkt -183 grader Celsius.
I mindre skala er det mogleg å bruka ein zeolitt til å skilja nitrogen frå atmosfæren.
På laboratoriet kan nitrogengass dannast ved oppvarming av ammoniumnitrat.
NH4NO2(aq) -> N2(g) + 2 H2O(l)
Kjemi og sambindingar |
Nitrogen finst i både organiske og uorganiske sambindingar. Grunnstoffet kan ha fleire ulike oksidasjonstal i sambindingar. Stoffgruppene amid, amin, aminosyrer og sambindinga urea er eksempel på organiske sambindingar med nitrogen. Mellom dei uorganiske sambindingane finn ein ammoniakk (NH3), blåsyre eller hydrogencyanid (HCN), ulike nitrogenoksid og salpetersyre (HNO3)
Dinitrogenmolekylet (N2) er særs stabilt, men er likevel reaktant i nokre få reaksjonar. Gassen kan reagera med litium og jordalkalimetall. Ved å tenna på ei blanding av nitrogen og oksygen er det mogleg å danna nitrogendioksid.
N2(g) + 2O2(g) = 2NO2(g)
Denne reaksjonen skjer i lyn.
Ammoniakk vert danna i ein likevektsreaksjon mellom nitrogen- og hydrogengass.
I motsetnad til fosfor dannar nitrogen berre eit fluorid, NF3.
Isotopar |
Nitrogen har to naturlege isotopar, 14N og 15N.
Tryggleik |
Nitrogen kan, som alle gassar, fortrenga oksygen viss konsentrasjonen vert for høg.
Bakgrunnsstoff |
- Geoff Rayner-Canham: Descriptive Inorganic Chemistry 2.ed. New York, 2000
- Webelements om nitrogen
- Nitrogen
Wikimedia Commons har multimedia som gjeld: Nitrogen
Denne kjemiartikkelen er ei spire. Du kan hjelpe Nynorsk Wikipedia gjennom å utvide han.
|
