Nitrogen

Frå Wikipedia – det frie oppslagsverket
Gå til: navigering, søk
7 KarbonNitrogenOksygen


N

P
Nitrogen i periodesystemet
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
Nitrogen
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
Iso-
top
Naturleg
førekomst
Halverings-
tid
 (ikkje SI)
NM NE MeV
(ikkje SI)
NP
13N (kunstig) 9,965 min ε 2,220 13C
14N 99,634% (stabil)
15N 0,366% (stabil)
SI-einingar og STP er brukt unntatt der det er avmerka

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.

Bruk[endre | endre wikiteksten]

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[endre | endre wikiteksten]

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[endre | endre wikiteksten]

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[endre | endre wikiteksten]

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[endre | endre wikiteksten]

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[endre | endre wikiteksten]

Nitrogen har to naturlege isotopar, 14N og 15N.

Tryggleik[endre | endre wikiteksten]

Nitrogen kan, som alle gassar, fortrenga oksygen viss konsentrasjonen vert for høg.

Referansar og eksterne lenkjer[endre | endre wikiteksten]

Commons-logo.svg Commons har multimedia som gjeld: Nitrogen
Spire Denne kjemiartikkelen er ei spire. Du kan hjelpe Nynorsk Wikipedia gjennom å utvide han.