النيتروجين هوعنصر كيميائي في الجدول الدوري له الرمز N والعدد الذريسبعة . وهوعديم اللون والطعم والرائحة ، وهوعادة غير نشط وعلى شكل غاز في درجة الحرارة وقياس الضغط القياسيين ، كما أنه لا فلز ويكون على شكل جزيء من ذرتين. يشكل النيتروجين 78 بالمائة من الغلاف الجوي للأرض كما أنه يدخل في هجريب جميع الأنسجة الحية. كما يشكل الكثير من المركبات المهمة كالأمونيا (النشادر) وحمض النيتريك والسيانيد.ويستعمل ايضا في صناعة الاسمده.

وجوده في الطبيعة ووظائفه وخواصه

يوجد القسم الأعظم من النيتروجين حراً في الطبيعة، وهومن أجلّ عناصر الهواء إذ يؤلف أربعة أخماسه تقريباً أو78.8% منه حجماً أي مايعادل أربعة أمثال الأكسجين الهوائي. ولا يعادل القسم الموجود منه متحداً في الطبيعة بغيره أكثر من واحد بالمليون من النيتروجين الحر. ويوجد متحداً بالأكسجين والهدروجين والكربون والكبريت في المواد الهيولية ويؤلف 16% منها. وهوأحد العناصر الجوهرية في الخلايا الحية ويدخل في هجريب الأمينات والأميدات وأشباه القلويات و[[النتريلات وغيرها، ومن مركباته غير العضوية [[النشادر ونترات البوتاسيوم والصوديوم والكالسيوم والمغنزيوم، وأهمها نترات الصوديوم الموجودة في تشيلي في أمريكا. وما تزال تعبير ملح البارود تستعمل للدلالة على [[نترات البوتاسيوم منذ القرن الثالث عشر والتي تسمى اليوم «ملح الصخر»، وهوالملح الذي يُرى على الجدران القديمة والصخور الرطبة ويحتوي في المقام الأول على النترات.

إن العدد الذري للنيتروجينسبعة وبنيته الإلكترونية الأساسية هي 1S2, 2S2 2P3 وتساوي الطاقة الضرورية لنزع الإلكترون أي طاقة التأين أوالتشرد 14.1 إ- ف (إلكترون - فلط) للإلكترون الأول وهي طاقة مرتفعة، و29.7 إ-ف للثاني و47.7 إ-ف للثالث و77.5 إ-ف للرابع و100 إ-ف للخامس و507 إ-ف للسادس و665 إ-ف للأخير. وتزداد قيمة هذه الطاقة عند الانتنطق من إلكترونات الطبقة الخارجية إلى إلكترونات الطبقة الداخلية ازدياداً كبيراً جداً. ينتج من هذه القيم حتى لروابط الآزوت مع الذرات الأخرى صفة تكافئية خاصة. ويساوي نصف قطر ذرة النيتروجين 0.74 Aْ أنغستروم (Aْ=10-10م)

النيتروجين غاز عديم اللون في الشروط النظامية، يغلي بدرجة -196ْ س (سلزيوس) ويتجمد في الدرجة -210ْس. جزيئاته ثنائية الذرة وحرارة تفككها إلى ذراتٍ مرتفعةٌ إذ تساوي (225) حرة في المول وترتبط ذرتا الجزيء برابطة ثلاثية N ≡ N.

النيتروجين عنصر خامل إلا أنه يعطي بعض تفاعلات مهمة بالحرارة ولاسيما مع الهدروجين والأكسجين والسيليسيوم ومعادن شتى. ويُراوح رقم أكسدته بين (-3) و(+5) فهويتحول مع الأكسجين في القوس الكهربائية تحولاً ضئيلاً إلى ثاني أكسيد النيتروجين N2+O2"2NO ويعد تفاعله مع الهدروجين N2+3H2"2NH3 أساس اصطناع النشادر. وينفرد الليثيوم من بين المعادن باتحاده بالآزوت في درجة حرارة معتدلة معطياً نتريد nitride الليتيوم Li3N، ويتحد بالمغنزيوم والمعادن القلوية الترابية والبور والسيليسيوم والألمنيوم في درجة الحرارة الحمراء. وما إذا يجتاز النيتروجين القوس الكهربائية حتى يغدوفعالاً نتيجة لتكون نسبة مئوية مهمة من الذرات الحرة، ففي هذه الشروط يتفاعل في درجة الحرارة العادية مع الزئبق كما يتحد بالكبريت والفسفور مباشرة.

النيتروجين والحياة

كل الكائنات الحية بحاجة إلى النيتروجين لكي تعيش، إذ يكوِّن النيتروجين أبرز جزء من جزيء البروتين، الذي يوجد في البروتوبلازم، وهي مادّة حيّة موجودة في كلّ من خلايا النّباتات والحيوانات. يحصل الإنسان والحيوان على البروتين من الطعام من النباتات والحيوانات الأخرى.

تنتج النباتات من البروتينات المركبات النيتروجينية اليسيرة المذابة في التربة. بعض النيتروجين المذاب في التربة يأتي من الغلاف الجوي على شكل حمض النتريك، إذْ يتفاعل النيتروجين مع الأكسجين عند وقوع الصواعق مكوّنا مركّبات عديدة تعهد بأكاسيد النيتروجين، والتي بدورها تتفاعل مع الماء مكوِّنة حمض النيتريك الذي تحمله الأمطار إلى التربة.

تنتج النباتات من عائلة البقول البروتين من نيتروجين الهواء بمساعدة نوع معين من البكتيريا. وتضم البقول نباتات عديدة مثل: البرسيم والبازلاء، وفول الصويا. تحتوي جذور البقول على انتفاخات صغيرة تسمى العقيدات. وتحتوي هذه العقيدات على نوع من البكتيريا المثبتة للنيتروجين، إذ لها القدرة على أخذ النيتروجين من الهواء وتحويله إلى مركبات النيتروجين.

ويستخدم النبات المركبات النيتروجينية المتكونة ويحولها إلى بروتين، وبعد موت النبات تتحلل المركبات النيتروجينية وتصبح جزءا من التربة. ولأن النيتروجين يُستخدم ويُعاد استخدامه بوساطة الكائنات الحية، فإنه يمر خلال دورة مستمرة من التغيير الكيميائي. وتسمى هذه الدورة بدورة النيتروجين.

خصائصة

النيتروجين من اللا فلزات ، وبسالبية كهربائية مقدارها 3.0 ، لديه خمسة إلكترونات في الغلاف الإلكتروني الخارجي ، وهوثلاثي التكافؤ في معظم مركباته. النيتروجين النقي غير نشط كيميائيا ، عديم اللون ، جزيئه ثنائي الذرات في درجة حرارة الغرفة ، يتكثف بدرجة حرارة 77 كالفن ويتجمد بدجة 63 كالفن. والنيتروجين السائل رائج لدراسة تأثير درجات الحرارة المنخفضة على الكائنات الحية.

استخداماته

يُسْتَخْرج النيتروجين النَّقي في الصِّناعة بوساطة تقطير الهواء السائل ويتكون الهواء من النيتروجين والأكسجين تقريبا. ولأن درجة غليان النيتروجين أقل من درجة غليان الأكسجين، فإنه يغلي أولا في عملية التقطير، وعندما يتبخر يجمع ويحفظ تحت ضغط معين في أسطوانات من الفولاذ.

المركبات الهدروجينية: النشادر، وهوأكثرها أهمية، والهدْرازين H2N-NH2 وحمض آزوت الماء NH3، وتصنف معها منتجات تفاعل حمض آزوت الماء مع النشادر (أزيد الأمونيوم NH4N3) ومع الهدْرازين (أزيد الهدْرازين N2H5N3).

إن الهدْرازين مركب ذوتكون ماص للحرارة وهويتفكك بنسبة لا يستهان بها بدءاً من الدرجة 50 ْس، وجذره NH2 ذوخواص أساسية وأملاحه (أملاح الهدْرازينيوم) أكثر ثباتاً منه. وهناك هدْرازينات متبادلة كثاني ميتيل الهدْرازين (CH3)2N-NH2 المستعمل وقوداً دافعاً في الصواريخ نظراً لسهولة أكسدته وشدة هذه الأكسدة.

ويحضر الهدرازين بعمل تحت كلوريت الصوديوم بالنشادر ويحفظ على شكل كبريتات، أما الهدروكسيلامين (NH2.OH) فهومركب قليل الثبات ينصهر في درجة 38ْس وهوجسم مُرجع ويعطي أملاح هدروكسيل الأمونيوم (NH3OHCl). وحمض آزوت الماء (HN3) hydrazoic acid مركب مرجع وهوقليل الثبات وكذلك أملاحه.

إنتاج النَّشَادر

يعتبر إنتاج النشادر NH3 من غاز النيتروجين الاستخدام الأساسي المهم له. ويتكون غاز النشادر من النيتروجين والهيدروجين. وينتج غاز النشادر في الصناعة بوساطة عملية هابر. وفي هذه العملية يتفاعل النيتروجين والهيدروجين عند درجة حرارة 550°م، وضغط يعادل حوالي 200 إلى 250 مرة ضغط جوي. ويتم التفاعل أيضا في وجود عامل حفاز، والعامل الحفاز هومادة تساعد على زيادة سرعة التفاعل الكيميائي.

وهوسهل التمييع وينقل مائعه بسهولة في خزانات من الفولاذ، ذلك حتى توتر سائله يساوي (8) ضغط جوي في الدرجة (20)ْ س. يتفكك النشادر بالحرارة إلى آزوت وهدروجين، وهوذوخواص مرجعة، ويحترق في الأكسجين ويتأكسد بوجود البلاتين في الدرجة (850)ْ س مكوِّناً ثنائي أكسيد الآزوت الذي يعطي حمض الآزوت الصناعي وذلك وفق التفاعلات الآتية:

ويتحد النشادر مع المعادن ليكوّن النتريدات:

إن هدروجين النشادر قابل للتبادل، إذ يتفاعل النشادر مع بعض المعادن كالمعادن القلوية كالصوديوم أوالكالسيوم معطياً تفاعلَ تبادلٍ جزئياً مؤدياً إلى أميد معدني كأميد الصوديوم أوأميد الكالسيوم:

ويمكن حتى يحل الهالوجين محل الهدروجين تدريجياً معطياً مركبات مثل NH2X.

يستخدم النشادر سمادًا مخصبًا، وفي إنتاج المتفجرات، وحمض النيتريك، ومواد كيميائية أخرى. ومن المنظفات المنزلية المعروفة ذلك المحلول المخفف المكون من النشادر المذاب في الماء.

النيتروجين في الزراعة

مُعْظمُ السِّماد المُخَصِّب للأرض المستخدم بوساطة المزارعين والمشرفين على الحدائق يحتوي على النيتروجين الذي يساعد على ازدياد النّموالصّحي للنبات. والنشادر أكثر المخصبات النيتروجينية شيوعا. يحقن المزارعون غاز النشادر في التربة مباشرة حيث يذوب ويساعد النباتات على النمو. كما يستخدم النشادر السائل، وكبريتات الأمونيوم، ونترات الأمونيوم، سمادًا نيتروجينيًا، ومن المصادر الأخرى للنيتروجين السماد الطبيعي، والجوانو، وهومن مخلفات الطيور البحرية.

ويمكن للمزارعين إمداد حقولهم بالنيتروجين عن طريق زراعة محاصيل مختلفة في دورة زراعية؛ أي تدويرها. ففي الدورة الزراعية يمكن للمزارع زراعةُ الحقل بالذرة الشامية، أوالقمح تارة، أوأي نبات آخر آخذ للنيتروجين من التربة ؛ يعقبها زراعة الحقل نفسه بنباتات قرنية كالبرسيم، أوفول الصويا، مما يؤدي إلى تغذية التربة بالنيتروجين.

أوسع استخدام تجاري للنيتروجين هوكجزء في عملية تصنيع النشادر (الأمونيا) باستخدام طريقة هابر. وتستخدم الأمونيا بعدها لإنتاج الأسمدة وحمض النيتريك. ويستخدم النيتروجين كمادة غير نشطة في أجواء خزانات السوائل القابلة للانفجار، وأثناء تصنيع الأجزاء الإلكترونية كالصمامات الإلكترونية (ترانزيستورات) والدايود والدوائر المتكاملة، كما يستخدم في صناعة الفولاذ الذي لا يصدأ (Stainless Steel).

ويستخدم النيتروجين السائل كمبرد للمنتوجات الغذائية، إما بالغمر أولأغراض النقل لحفظ الأجسام والخلايا التكاثرية كالحيوانات المنوية والبويضات الإنثوية، وللتخزين الآمن للعينات الحيوية. كما أنه يستخدم في دراسات حفظ الأجسام الحية. ويتم الحصول على النيتروجين السائل بعملية التقطير للهواء السائل.

أملاح حمض النيتريك تضم بعض المركبات المهمة، على سبيل المثال نترات البوتاسيوم الذي يدخل في هجريب البارود ونترات الأمونيوم الذي يدخل في هجريب الأسمدة ومخصبات التربة. المركبات العضوية التي يدخل فيها النيتروجين ، كالنيتروجليسرين والترينيترولولين تكون قابلة للانفجار عادة.

يستخدم حمض النيتريك كعامل أكسدة في الصورايخ التي تعمل بالوقود السائل، فالهايدرازين ومشتقاته تستخدم في وقود الصواريخ. كما يستخدم النيتروجين السائل لعلاج لعلاج الأورام الجلدية خاصة الحميدة منها (الثآليل).

استخدام النيتروجين السائل

يستخدم النيتروجين السائل في صناعة الأغذية لتجميد الأطعمة بسرعة كبيرة. ويستخدم النيتروجين السائل مبردًا لحفظ الأغذية أثناء نقلها. كما يستخدم النيتروجين السائل بوساطة الفهماء في إنتاج درجات حرارة منخفضة ضرورية لاستخدامها في تجارب معينة.

المركبات الأكسجينية

يكوِّن الآزوت مع الأكسجين خمسة أكاسيد مختلفة هي: أكسيد الآزوتي N2O وأكسيد الآزوت NO وثنائي أكسيد الآزوت NO2 وثلاثي أكسيد الآزوت N2O3 وخماسي أكسيد الآزوت N2O5 وفيما يلي خواص أهمها:

أكسيد الآزوت NO

هوأكثر أكاسيد الآزوت فائدة في الصناعة مع أنه لا يعزل أبداً بالحالة الصرفة بسبب تأكسده. ويحصل عليه بأكسدة النشادر بالهواء:

ويتحد تلقائياً مع الأكسجين بالدرجة العادية من الحرارة فيعطي ثنائي أكسيد الآزوت:

يحوي الجزيء NO عدداً فردياً من الإلكترونات Ń=Ö: فهوجذر حقيقي مثل جذر النتروزيل، وهويحقِّق تفاعلات ضم عدة، ويعطي مع الهالوجينات [[هالوجين النتروزيل مثل كلور النتروزيل NOCl وهناك معادن نتروزيلية مثل Fe(NO)4 وهناك مركبات مزيج نتروزيلية ـ كربونيلية أومركبات هالوجين المعادن النتروزيلية Fe(NO)2X حيث X هالوجين I-Br-Cl.

ثنائي أكسيد الآزوت NO2

سائل في الدرجة (صفر) س، وهومكوَّن من الجزيئات N2O4 ويثار تفكك جزيئاته هذه في درجة غليانه النظامية (21.1)س ويصبح التفكك كلياً في الدرجة (150) س وفق التفاعل:

ثلاثي أكسيد الآزوت N2O3

ويسمى أيضاً بلا ماء الآزوتي، سائل يغلي في الدرجة 3ْس، وهوقليل الثبات، ويعطي مع الماء محلولاً حمضياً هوحمض الآزوتي HNO2 ، وتدعى أملاحه النتريتات nitrites ويُرجع حمض الآزوتي فوق منغنات البوتاسيوم KMnO4 ويؤكسد أملاح الحديدي وأملاح القصديري، ويتكاثف مع كلوريدرات الأمين C6H5NH2.HCl معطياً مركب ديأزوC6H5.N=N.Cl.

تنحل النتريتات القلوية في الماء وهي أكثر ثباتاً من النترات الموافقة ويمكن حتى تُشتق منها بالتفكك الحراري.

تتحلل بالماء نتريدات المعادن الشديدة الكهربائية الموجبة كالمعادن القلوية مطلقة النشادر أوNHX2 أوNX3؛ فالمركب NH2Cl هوكلور الأمين، والمركب NHCl2 هوثنائي كلور الأمين، أما NCl3 فهوكلور الآزوت.

ويحصل على الأمينات

باستبدال ذرات هدروجين النشادر بجذور فحمية هدروجينية R. كما يمكن أيضاً حتى يستبدل الهدروجين بجذور شتى كما في الأسِت أميد CH3CONH2 والسُّلفاميد O2S(NH2)2 والسُّلفيميد O2S=NH.

وهناك زمرة أخرى من الخاصيات توافق تفاعلات ضم، وخاصة ضم الشاردة H+ حيث تحصل شاردة الأمونيوم NH+ أربعة وأملاح الأمونيوم التي لبعضها أهمية كبيرة لاستعمالها سماداً. كما تحصل تفاعلات ضم مع كثير من أملاح المعادن الانتنطقية مثل CO(NH3)6Cl2 أوCu(NH3)4Cl2، والتي تدعى أملاح المعادن النشادرية، وهناك أيضاً تفاعلات ضم للنشادر مع أملاح أخرى مثل LiCl,nNH3 حيث n =1 أو2 أو3.

حمض الآزوت HNO3

هومن أكثر المركبات الآزوتية الأكسجينية أهمية، عُرِفَ قديماً واستخدم باسم «الماء القوي» كما اشتهر بـ «ماء الفضة» لأنه كان يستعمل لفصل الفضة عن المضى.

اكتشفه أول مرة العالم العربي جابر بن حيان الكوفي في القرن الثامن للميلاد. كان يستحصله بتقطير ملح البارود بعد مزجه بالشب والزنجار (كربونات النحاس الأساسية) تقطيراً جافاً. وفي عام 1784 أبان العالم الانكليزي كافندش Cavendish هجريبه ونوع العناصر التي يتألف منها، ثم اتى العالم الفرنسي غاي لوساك Gay- Lussac وحدد نسبة ذلك الهجريب.

يحصل على حمض الآزوت اليوم صناعياً بأكسدة النشادر؛ وتسوَّق محاليله المائية بتراكيز مختلفة. يتفكك حمض الآزوت عند درجة حرارة غليانه في الضغط الجوي 84ْس، وبما حتى حمض الآزوت المركّز الساخن مركب غير ثابت فهويسلك سلوك مؤكسد عنيف فهومثلاً يؤكسد الكبريت والفسفور وشوارد الحديدي ++Fe. ويعطي مع الأسس أملاحاً تدعى «النترات» أو«الآزوتات». ويتفاعل مع المعادن باستثناء المضى والبلاتين معطياً أملاح النترات الموافقة إضافةً إلى منتجات إرجاعه NO مع النحاس والزئبق، وملح الأمونيوم مع التوتياء والحديد. وبإمكان حمض الآزوت الشديد الهجريز تمنيع passivation بعض المعادن؛ فالحديد المعالج بحمض الآزوت الوسطي التمديد لا يتأثر عملياً بحمض الآزوت الشديد الهجريز بل يغدومُمَنَّعاً passive، أي حتى بترة الحديد التي غدت ممنعة لم تعد تتأثر حتى بحمض الآزوت الممدد.

ويعطي حمض الآزوت إيتيرات ملحية مع الأغوال، ويعطي منتجات تبادل مع المواد العطرية العضوية، كالحصول على النتروبنزن بتأثير حمض الآزوت في البنزن:

يفيد حمض الآزوت في تحضير الأسمدة الآزوتية، كما تستعمل المشتقات العطرية المنترجة بحمض الآزوت ([[مركبات النترو) وإيتيراته الملحية مع متعددات أغوال شتى كالنتروغليسرين والنتروسلولوز.

التاريخ

النيتروجين من اللاتينية nitrumواليوناينة Nitron لفظة تعني الصودا الأصيلة، أصل أويشكل ،ويعتبر وعلى نطاق واسع ان مكتشفها هوإرنست رذرفورد عام 1772، الذي أسماها الهواء الضار (؟) noxious air، أوالهواء المحروق (؟)'phlogisticated air .وكان من المعروف لدى الكيميائيين وجود جزء من الهواء لا يحترق منذ نهايات القرن الثامن عشر. وكان العالم كارل ويلهلم شيل والعالم هنري كاڤنديش وجوزيف بريستلي الذي أسماه بالهواء المحروق ، يدرسون غاز النيتروجين في ذات الفترة تقريبا ، وكان يعتبر غير نشط لدرجة حتى أنطون لافوزييه أطلق عليه تسمية الآزوت والتي تعني "بلا حياة".

كانت مركبات النيتروجين معروفة في العصور الوسطى ، وعهد الخيميائيون حمض النيتريك بإسم الماء الشديد aqua fortis، وخليط حمض النيتريك وحمض الهيدروكلوريك عهد بإسم "الماء الملكي"، المعروف بقدرته على إذابة المضى.

كما يستخدم النيتروجين في ملء الإطارات ، وذلك يعود إلى الثبات النسبي لحجمه لدى تغير درجات الحرارة.

النيتروجين والتلوث

يؤثرّ الإنسان في دورة النيتروجين؛ وذلك لأن استخدام الأسمدة النيتروجينية يزيد من نيتروجين التربة. ثم تحمل مياه الأمطار الأسمدة غير المستخدمة ومركبات النيتروجين الأخرى إلى الأنهار والبحيرات مما يؤدي إلى تكاثر النباتات المائية والطحالب. وعندما تموت تلك النباتات والطحالب وتتحلل، فإنها تستخدم الأكسجين المذاب في الماء مما يهدد حياة الحيوانات الموجودة داخل المياه. تُعْتَبر أكاسيدُ النيتروجين من ملوثات الهواء الجوي، وتُطْلَقُ هذه المُلوِّثات في الجوعن طريق حرق الوقود المتحجّر كالفحم الحجري والنفط. كما حتى ضوء الشمس يساعد على تفاعل أكاسيد النيتروجين في الغلاف الجوي مع الأكسجين مكونة الأوزون. وهومادة مهيجة في الضباب الدخاني. كما حتى أكاسيد النيتروجين تعود للأرض في شكل حمض النيتريك أحيانا، وهومن المكونات الأساسية للأمطار الحمضية. وتنتج المحركات النفاثة أكاسيد النيتروجين في الطبقات العليا من الغلاف الجوي، مما يؤدي إلى إتلاف البيئة بطرق مختلفة. ومن أمثلة ذلك حتى أكاسيد النيتروجين تزيد من تفكك الأوزون في الطبقات العليا،حيث يعمل الأوزون على حماية الإنسان والنبات وذلك بمنعه وصول الأشعة فوق البنفسجية الضارّة.

أنظر أيضاً

• Industrial gas
• Liquid nitrogen
• Nitrogen asphyxiation
• Nitrogenomics
• Nutrient
• Reactive nitrogen species
• Tetranitrogen
• TKN

المصادر

الموسوعة المعهدية الكاملة

قراءات أخرى

• Garrett, Reginald H. (1999). Biochemistry (2nd ed.). Fort Worth: Saunders College Publ. ISBN . Unknown parameter |coauthors= ignored (|author= suggested) (help)

• Greenwood, Norman N. (1984). Chemistry of the Elements. Oxford: Pergamon Press. ISBN . Unknown parameter |coauthors= ignored (|author= suggested) (help)

• "Nitrogen". Los Alamos National Laboratory. 2003-10-20.

وصلات خارجية

مشاع الفهم فيه ميديا متعلقة بموضوع Nitrogen.

• Etymology of Nitrogen
• Why high nitrogen density in explosives?
• WebElements.com - Nitrogen
• It's Elemental - Nitrogen
• Chemistry in its element podcast (MP3) from the Royal Society of Chemistry: Nitrogen
• Schenectady County Community College - Nitrogen
• Nitrogen N2 Properties, Uses, Applications
• Handling procedures for liquid nitrogen
• Material Safety Data Sheet

Nitrogen