Kväve

Från Wikipedia
(Omdirigerad från N2)
Hoppa till: navigering, sök
Kväve
Nummer
7
Tecken
N
Grupp
15
Period
2
Block
p

N

P
KolKväveSyre
   
Flytande kväve
Flytande kväve

Urladdningsrör
Urladdningsrör


Emissionsspektrum
Emissionsspektrum
Generella egenskaper
Ämnesklass      Diatomisk icke-metall
Relativ atommassa 14,0067 (14,00643–14,00728)[1][2] u
Utseende Färglös i gasform
Allotroper Kvävgas (N2)
Fysikaliska egenskaper
Densitet vid 0 °C och 101,325 kPa 1,251 g/L
– flytande, vid kokpunkten 0,808 g/cm3
Aggregationstillstånd Gas
Smältpunkt 63,15 K ​(−210 °C)
Kokpunkt 77,355 K ​(−195,795 °C)
Trippelpunkt 63,151 K (−209,999 °C)
12,52 kPa
Kritisk punkt 126,192 K (−146,958 °C)
3,3958 MPa
Molvolym 13,54 × 10−6 m3/mol
Smältvärme 0,36 kJ/mol
Ångbildningsvärme 5,58[3] kJ/mol
Specifik värmekapacitet 1040 J/(kg × K)
Molär värmekapacitet 29,124 J/(mol × K)
Ångtryck
Tr. (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
Te. (K) 37 41 46 53 62 77
Atomära egenskaper
Atomradie 65 pm
Kovalent radie 75 pm
van der Waalsradie 155 pm
Elektronaffinitet 7 kJ/mol
1:a jonisationspotential 1402,3 kJ/mol
2:a jonisationspotential 2856 kJ/mol
3:e jonisationspotential 4578,1 kJ/mol
4:e jonisationspotential 7475 kJ/mol
5:e jonisationspotential 9444,9 kJ/mol
6:e jonisationspotential 53266,6 kJ/mol
7:e jonisationspotential 64360 kJ/mol
Elektronkonfiguration
Elektronkonfiguration [He] 2s2 2p3
e per skal 2, 5
Elektronkonfiguration
Kemiska egenskaper
Oxidationstillstånd 5, 4, 3, 2, 1, −1, −2, −3
Oxider (basicitet) N2O, NO, N2O3, NO2, N2O5 (starkt sur)
Elektronegativitet 3,04 (Paulingskalan)
3,066 (Allenskalan)
Diverse
Kristallstruktur Hexagonal
Kristallstruktur
Ljudhastighet 333,6
Värmeledningsförmåga 0,02583 W/(m × K)
Magnetism Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet −6,7 × 10−9[4]
Brytningsindex 1,000298
Identifikation
CAS-nummer 7727-37-9
EG-nummer 231-783-9
Pubchem 947
ATC-kod V03AN04
RTECS-nummer QW9700000
Historia
Namnursprung Från grekiska nitron och -gen, vilket betyder ”niterbildande”.[5][6]
Upptäckt Daniel Rutherford (1772)
Namngivare Jean-Antoine Chaptal (1790)
Stabilaste isotoper
Huvudartikel: Kväveisotoper
Nuklid NF t1/2 ST SE (MeV) SP


13N
{syn.} 9,965 min β+ 2,22 13C
14N
99,634 % Stabil
15N
0,366 % Stabil
16N
{syn.} 7,13 s β 10,419 16O
β + α 17O


Säkerhetsinformation
Säkerhetsdatablad: Sigma-Aldrich
GHS-märkning av farliga ämnen enligt EU:s förordning 1272/2008 (CLP)[7]
04 – Gasflaska





Gasflaska





H-fraser H280
P-fraser P403

NFPA 704

NFPA 704.svg

0
3
0
SI-enheter och STP används om inget annat anges.

Kväve eller nitrogen (latin: Nitrogenium) är grundämnet med tecknet N och atomnummer 7. Kväve förekommer som rikligt i atmosfären som allotropen kvävgas (N2) där den står för cirka 78 % av volymen.

Egenskaper[redigera | redigera wikitext]

Glödande ultrarent kväve.

Kvävgas är färglös och kemiskt trögreaktivt beroende på att dess två atomer i molekylen (N2) binds med en trippelbindning som är svår att lösa upp. Vid hög energitillförsel, till exempel elektriska urladdningar, sönderdelas kvävgasmolekylen dock till enskilda atomer som lätt reagerar – vid elektrisk urladdning i luft (kväve, syre och spår av andra gaser) bildas flera kväveoxider, bland annat kväve(mon)oxid NO, (äldre benämning kväveoxidul) och kvävedioxid NO2. Dessa bildas också vid flera typer av förbränning och kemiska industriella processer och kallas då ofta ”NOx”. Vid reaktion med vatten bildar dessa gaser salpetersyrlighet HNO2 och salpetersyra HNO3, vilka kan ge ett stort bidrag till försurning av miljön vid nederbörd.

Föreningar[redigera | redigera wikitext]

Kväve har fem elektroner i sitt yttersta elektronskal. Därmed kan det i sitt grundtillstånd bilda tre kovalenta bindningar. Förlorar den en elektron kan den bilda fyra, som i ammoniumjonen. Kväve bildar inte anjoner direkt. Kvävets viktigaste föreningar är:

  • Ammoniak (NH3) – en färglös, giftig och illaluktande gas med kokpunkt −33 °C, som används i kemiindustrin för bland annat framställning av gödselmedel och sprängämnen. Vidare används ammoniak som kylmedium i större kylanläggningar. I vattenlösning är den en stark bas.
  • Ammoniumsalter – ammoniak bildar tillsammans med syror ammoniumsalter, vilka då innehåller den positiva jonen NH4+, vilken kemiskt påminner om en alkalimetalljon. Ett exempel är ammoniumnitraten NH4NO3, vilken förr användes som gödselmedel.
  • Salpetersyra (HNO3) – en färglös vätska som stelnar vid −42 °C och kokar vid 84 °C. Det är en stark syra som vid reaktion med metaller bildar nitrater innehållande den negativa jonen NO3. Salpetersyra används som råvara för tillverkning av gödsel och sprängämnen.
  • Aminosyrorna – utgör de viktigaste byggstenarna för livet. De har aminogrupp NH2 kopplad till kolvätekedjor. Kväve är således av yttersta vikt för den organiska kemin.
  • Vätecyanid (HCN) – en mycket giftig gas eller vätska. Den används som råvara för tillverkning av plaster och pigment.

Användning[redigera | redigera wikitext]

En behållare för flytande kväve.
Metallkopp med flytande kväve.

Kväve används på grund av sin reaktionströghet som skyddsgas vid metallurgiska processer, och i vissa glödlampor, ofta blandat med argon.

Kväve används som förpackningsgas i livsmedel för att bevara varan man förpackar och har E-nummer E941. Även en blandning av kväve och koldioxid är vanlig för detta ändamål, och användningsområdet inkluderar exempelvis kött, charkprodukter och öl.[8]

Ett av de största användningsområdena för kväve är tillverkning av ammoniak. Ammoniaken produceras genom sammanslagning av kväve och väte i en process som kallas Haber-Boschprocessen. I Haber-Boschprocessen blandas kväve och väte i proportionerna 1:3 och utsätts för 200 atmosfärer tryck och leds vid 400 °C förbi en katalysator av järnoxid varvid ammoniak bildas.

N2 + 3H2 → 2NH3

Ammoniaken kan sedan användas för att bilda salpetersyra genom att ledas över en koppar- eller platinakatalysator tillsammans med syrgas. Ammoniak används även för framställning av bland annat konstgödsel (ammonium- och nitratsalter) samt sprängämnen (ammoniumnitrat) samt som kylmedel.

Kväve är ett nödvändigt grundämne i allt liv, bland annat som en beståndsdel i aminosyrorna – proteinernas byggstenar. Tillgång på kväve är ofta en begränsande faktor för växter i vilt tillstånd. Detta är till viss del ett problem för jordbruket, eftersom gödseln har mindre andel kväve i sig än vad grödan tog med sig in i skörden. Svinnet beror på att djuren mjölkas och skickas till slakt. Kväve är lagrat i djurens mjölk/kött.

Kvävgas i däck[redigera | redigera wikitext]

Den vanliga däckfyllningen består av luft, det vill säga den innehåller 78 % kvävgas. Flygplansdäck ska fyllas med torrt kväve av två skäl. Det ena är att fyllning med vanlig luft ibland kan innehålla mycket vattenånga, som kondenserar och fryser vid flygning på hög höjd, något som minskar däcktrycket vid landning. Det andra skälet är att syre långsamt oxiderar däckets gummi vid fyllning med luft, något som också minskar trycket. För vanliga bildäck är kvävefyllning inte viktigt enligt däcktillverkare.[9]

Flytande kväve[redigera | redigera wikitext]

Huvudartikel: Flytande kväve

Flytande kväve är kväve i flytande form. Den kan betecknas LN2. Flytande kväve kokar vid 77 K eller -196 grader Celsius.

Flytande kväve används till att kyla snabbt och hålla kallt, bland annat:

  • Snabb kylning av mat, så att inte iskristaller bildas som kan förstöra matens celler.
  • Kryologisk kylning av levande organismer inom kryologi.
  • Kylmedel – exempelvis för att kyla anordningar som i sin tur kyls med flytande helium för att kyla supraledande magneter till nmr-spektroskopi och MRI.
  • Kapning av metaller – om metallen kyls med flytande kväve kan det räcka med en liten stöt för att metallen ska knäckas.

Förekomst och framställning[redigera | redigera wikitext]

Kväve är den vanligaste gasen i jordens atmosfär följd av syre, men i jordskorpan är kväve mindre vanligt med en halt av i medeltal 25 gram/ton.

Gas Kokpunkt Volymprocent i luft
vid havsnivå [10]
Kväve −196 °C 78,073 %
Syre −183 °C 20,947 %
Koldioxid −78 °C 0,04 %
Ädelgaser Varierande 0,94 %

Kväve framställs genom fraktionerad destillation av flytande luft. Den erhålls som en biprodukt vid framställning av den tekniskt viktiga syrgasen (oxygen). Ren kvävgas är därför förhållandevis billig.

Säkerhet[redigera | redigera wikitext]

Kontakt med flytande kväve, kylsprejer eller föremål som kyls med flytande kväve kan orsaka köldskador.

Historia[redigera | redigera wikitext]

Kvävet upptäcktes av botanikprofessorn Daniel Rutherford (1772) i Edinburgh, som stängde in möss i en sluten behållare och avlägsnade koldioxiden från den kvarvarande gasen efter djurens död. Han fann att den återstående gasen kvävde eld och dödade djur. [11]

Svensken Carl Wilhelm Scheele visade samma år att luft består av två komponenter kallade eldsluft (syre) och skämd luft (resten, det vill säga mest kväve) – fransmannen Antoine Laurent de Lavoisier döpte om den skämda luften till azote och var också den som insåg att kväve var ett grundämne i modern bemärkelse.[11] Engelsmannen John Dalton presenterade azote som ett grundämne i sin publicerade atomteori (1807). Det internationella namnet nitrogene/nitrogenium tillkom 1790 på grund av upptäckta samband mellan kväve och salpetersyra (νίτρον; grekiska för ”salpeter”). Det svenska namnet kväve föreslogs av Pehr von Afzelius och Anders Gustaf Ekeberg (1795) för dess eldkvävande egenskaper.

Isotoper[redigera | redigera wikitext]

Huvudartikel: Kväveisotoper

Naturligt förekommande kväve består av två stabila isotoper: 14N (99,64 %) och 15N (0,36 %). Dessutom är 14 kända isotoper instabila (och därmed radioaktiva). De mest stabila av dessa är 13N med halveringstid 9,965 minuter, 16N med halveringstid 7,13 sekunder och 17N med halveringstid 4,173 sekunder. Alla de resterande isotoperna har halveringstider kortare än en 1 sekund, och de flesta kortare än 110 millisekunder.[12]

Källor[redigera | redigera wikitext]

  1. ^ Angegeben ist der von der IUPAC empfohlene Standardwert; da die Isotopenzusammensetzung dieses Elements örtlich schwanken kann, ergibt sich für die mittlere Atommasse der in Klammern angegebene Massenbereich. Siehe: Michael E. Wieser, Tyler B. Coplen: Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report). In: Pure and Applied Chemistry. 2010, S. 1, doi:10.1351/PAC-REP-10-09-14.
  2. ^ IUPAC, Standard Atomic Weights Revised 2013.
  3. ^ Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks. In: Journal of Chemical & Engineering Data. 56, 2011, S. 328–337, doi:10.1021/je1011086.
  4. ^ Weast, Robert C. (ed. in chief): CRC Handbook of Chemistry and Physics. CRC (Chemical Rubber Publishing Company), Boca Raton 1990. Seiten E-129 bis E-145. ISBN 0-8493-0470-9. Werte dort sind auf g/mol bezogen und in cgs-Einheiten angegeben. Der hier angegebene Wert ist der daraus berechnete maßeinheitslose SI-Wert.
  5. ^ Royal Society of Chemistry – Visual Element Periodic Table
  6. ^ – Online Etymological Dictionary
  7. ^ Mall:GESTIS.
  8. ^ Air Liquide: Förpackning, läst 2012-12-26
  9. ^ Nytta med gasfyllda däck ifrågasätts”. Ekot. 2 januari 2008. http://www.sr.se/ekot/arkiv.asp?DagensDatum=2008-01-02&Artikel=1794797. 
  10. ^ På hög höjd är sammansättningen annorlunda
  11. ^ [a b] Anders Lennartsson, Periodiska systemet, Studentlitteratur, 2011
  12. ^ Lawrence Berkeley National Laboratory - Isotoptabell för kväve