عنصر النيتروجين: الخصائص الفيزيائية والكيميائية واستخداماته

في هذه المقالة سنتعرف على الخصائص الفيزيائية والكيميائية لعنصر النيتروجين. كما تشمل نظائر النيتروجين واستخداماته والتواجد الطبيعي له. بالإضافة إلى تاريخ الاكتشاف وطرق الحصول عليه ومركباته.

عنصر النيتروجين

النيتروجين (الأزوت) هو عنصر كيميائي يحمل الرمز N والعدد الذري 7. ينتمي النيتروجين إلى مجموعة اللافلزات ويوجد بكميات كبيرة في الجو الأرضي متشكلًا من جزيئات النيتروجين ثنائي الذرة (N₂) المستقرة. يوجد ضمن الدورة الأفقية الثانية وعلى رأس المجموعة 15 في الجدول الدوري^[1].

خصائص النيتروجين

الخصائص الذرية العامة

الخاصية	القيمة
الرمز	N
رمز الجزيء الثنائي	\(\ce{N2}\)
العدد الذري	7
الدورة	الثانية
المجموعة	الخامسة عشر
مستويات الطاقة الرئيسية	K,L
التوزيع الإلكتروني على المستويات الرئيسية	2، 5
مستويات الطاقة الفرعية	s,p
التوزيع الإلكتروني للمستويات الفرعية	1s² 2s² 2p³
الكتلة الذرية	14.00674 غ/مول
رقم CAS	7727-37-9
التركيب البلوري	سداسي النمط
الكهرسلبية	3.04
طاقات التأين	الأولى: 1402.3 كيلوجول/مول الثانية: 2856 كيلوجول/مول الثالثة: 4578.1 كيلوجول/مول

الخصائص الفيزيائية

الخاصية	القيمة
نقطة الانصهار	-210.00 درجة مئوية
نقطة الغليان	-195.79 درجة مئوية
كثافة الغاز عند 0 درجة مئوية	1.251 غ/سم³
الحالة الفيزيائية	غاز
الكثافة النوعية	1.251 غ/سم³ (عند الحالة القياسية)
اللون	عديم اللون في الحالة الغازية، أحمر قرميدي في الحالة السائلة
قابلية التوصيل الحراري	0.02591 واط/م∙ك
نصف القطر الذري	56 بيكومتر
نصف القطر التساهمي	71 بيكومتر
نصف قطر ذرة فان دير فالس	155 بيكومتر
حالة الأكسدة الشائعة	-3, -2, -1, 1, 2, 3, 4, 5
المعامل الحراري الخطي	7.8 x 10^-6 (°C)^-1
النوع المغناطيسي	دايا

نظائر النيتروجين (N)

النظير	النواة	الوفرة الطبيعية (%)	العدد الكتلي	الإستقرارية
نيتروجين-13	7 بروتونات + 6 نيوترونات	0.002	13	غير مستقر (مشع)
نيتروجين-14	7 بروتونات + 7 نيوترونات	99.634	14	مستقر
نيتروجين-15	7 بروتونات + 8 نيوترونات	0.366	15	مستقر
نيتروجين-16	7 بروتونات + 9 نيوترونات	كمية ضئيلة (منتج صناعيا)	16	غير مستقر (مشع)
نيتروجين-17	7 بروتونات + 10 نيوترونات	كمية ضئيلة (منتج صناعيا)	17	غير مستقر (مشع)
نيتروجين-18	7 بروتونات + 11 نيوترونات	كمية ضئيلة (منتج صناعيا)	18	غير مستقر (مشع)

الاكتشاف والتواجد الطبيعي وطرق الحصول عليه

إن اكتشاف النيتروجين ووجوده الطبيعي وطرق الحصول عليه كلها جوانب مثيرة للاهتمام لهذا العنصر الأساسي:

اكتشاف النيتروجين:

تم اكتشاف النيتروجين في أواخر القرن الثامن عشر على يد الكيميائي الاسكتلندي دانييل رذرفورد في عام 1772^[2]. وأجرى رذرفورد تجارب على الهواء، موضحًا أنه يتكون من غازات مختلفة. قام بإزالة الأكسجين وثاني أكسيد الكربون من حجم محدود من الهواء ولاحظ وجود غاز متبقي، وهو ما لا يدعم الاحتراق أو الحياة الحيوانية. وقد أطلق على هذا الغاز المكتشف حديثًا اسم "الهواء المفلوجي" في ذلك الوقت. تم التعرف على هذا الغاز لاحقًا على أنه نيتروجين، وهو اسم مشتق من الكلمتين اليونانيتين "نيترون" و"جينات" وتعني "تكوين النترات".

التواجد الطبيعي:

يوجد النيتروجين عادة في مصادر طبيعية مختلفة، بما في ذلك:

 1. الغلاف الجوي: يتكون الغلاف الجوي للأرض بشكل أساسي من غاز النيتروجين (N2)، الذي يشكل حوالي 78% من الهواء الذي نتنفسه.

 2. التربة: يعتبر النيتروجين عنصرًا أساسيًا في التربة، ويمكن العثور عليه في المواد العضوية، وكذلك على شكل نترات، ونتريت، ومركبات الأمونيوم.

 3. النباتات: تمتص النباتات النيتروجين من التربة من خلال جذورها، وهو عنصر غذائي حاسم لنموها.  يمكن للبقوليات، مثل البازلاء والفاصوليا، تحويل النيتروجين الجوي إلى شكل قابل للاستخدام بمساعدة البكتيريا المثبتة للنيتروجين.

 4. الحيوانات: تحصل الحيوانات على النيتروجين عن طريق استهلاك النباتات أو الحيوانات الأخرى.  تحتوي البروتينات الضرورية لنمو الحيوان ووظيفته على النيتروجين.

 5. الماء: يمكن العثور على مركبات النيتروجين، مثل النترات والنتريت، في المسطحات المائية الطبيعية بسبب الجريان السطحي من الأنشطة الزراعية وتحلل المواد العضوية.

 6. الكائنات الحية الدقيقة: تلعب البكتيريا المثبتة للنيتروجين في التربة دورًا حيويًا في تحويل النيتروجين الجوي إلى شكل يمكن للنباتات استخدامه.

 7. الانفجارات البركانية: يمكن للثورات البركانية إطلاق غاز النيتروجين في الغلاف الجوي والمساهمة في دورة النيتروجين.

 تعد هذه المصادر والعمليات الطبيعية جزءًا لا يتجزأ من دورة النيتروجين، التي تعمل على توزيع النيتروجين عبر البيئة، مما يدعم الحياة على الأرض.

طرق الحصول على النيتروجين:

1. التقطير التجزيئي للهواء السائل: يمكن الحصول على النيتروجين من خلال التقطير التجزيئي للهواء السائل، حيث يتم تبريد الهواء وتكثيفه لفصل مكوناته بناءً على نقاط غليانها. يغلي النيتروجين عند درجة حرارة أقل من الأكسجين، مما يسمح بجمعه كمنتج منفصل.
2. تركيب الأمونيا: الأمونيا (NH3) عبارة عن مركب يحتوي على النيتروجين، ويتم إنتاجه تجاريًا بواسطة عملية هابر بوش. تجمع هذه الطريقة بين النيتروجين الجوي وغاز الهيدروجين تحت ضغط ودرجة حرارة عالية لتكوين الأمونيا، والتي يمكن بعد ذلك استخدامها كمصدر للنيتروجين للأسمدة والعمليات الكيميائية المختلفة.
3. فصل الغشاء: يمكن استخدام تقنية الغشاء لفصل النيتروجين عن الغازات الأخرى. تسمح الأغشية المتخصصة للنيتروجين بالمرور بسهولة أكبر من الغازات الأخرى، مما يتيح عزل النيتروجين النقي.
4. الامتزاز بتأرجح الضغط (PSA) وامتزاز التأرجح الفراغي (VSA): تستخدم هذه الطرق مواد ماصة لالتقاط النيتروجين بشكل انتقائي من خليط الغاز عند ضغوط عالية أو منخفضة، على التوالي. يتم بعد ذلك إطلاق النيتروجين المحتجز عندما يتغير الضغط، مما يسمح بفصل وتجميع غاز النيتروجين.^[3].

تجعل هذه الطرق النيتروجين متاحًا بسهولة لمجموعة واسعة من التطبيقات الصناعية والزراعية والعلمية. يعد النيتروجين عنصرًا حاسمًا لمختلف القطاعات، بما في ذلك الزراعة والتصنيع الكيميائي وصناعة الأغذية.

التفاعلات الكيميائية للنيتروجين

1. تفاعل تكوين زوج أيونات الأمونيوم (هابر-بوش):

عملية هابر-بوش هي عملية كيميائية تُصنع من خلالها الأمونيا (NH3) من غازات النيتروجين (N2) والهيدروجين (H2) تحت ضغط وحرارة عاليين، باستخدام محفز قائم على الحديد عادةً. تُستخدم هذه العملية بشكل أساسي لإنتاج الأمونيا، والتي تُستخدم بشكل أساسي في الأسمدة والتطبيقات الصناعية الأخرى. تم تطوير هذه العملية من قبل فريتز هابر وكارل بوش في أوائل القرن العشرين، وقد أثرت بشكل كبير على الزراعة وإنتاج الغذاء عالميًا^[4].
\[\ce{N2 + 3H2 ->[\text{400...650°C, Fe}][\text{200...400atm}] 2NH3}\]

2. تفاعل تكوين حمض النيتريك:

تفاعل تكوين حمض النيتريك (HNO3) من النيتروجين (N2) هو تفاعل معقد يشمل عدة مراحل، وهو غير مباشر. الطريقة الأكثر شيوعًا لتحضير حمض النيتريك تتضمن استخدام عمليتين رئيسيتين: تكوين أكسيد النيتروجين (NO) وأكسدة أكسيد النيتروجين إلى ثاني أكسيد النيتروجين (NO2) ومن ثم تفاعله مع الماء لتكوين حمض النيتريك.\[\ce{N2 + O2 → 2NO\\2NO + O2 → 2NO2\\3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO}\]هذا التفاعل يتم بوجود محفز مثل البلاتين أو الروديوم.

3. تفاعل تكوين أملاح النيترات:

تكوين أملاح النيترات يمكن أن يحدث من خلال تفاعل حمض النيتريك (HNO3) مع القواعد أو المعادن. هذه العملية تشمل استبدال أيون الهيدروجين (H+) في حمض النيتريك بأيون المعدن أو القاعدة.

على سبيل المثال:\[\ce{HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O}\]

في هذا التفاعل، حمض النيتريك (HNO3) يتفاعل مع هيدروكسيد الصوديوم (NaOH) لتكوين نترات الصوديوم (NaNO3) وماء (H2O). تتم عملية التكوين هنا عن طريق استبدال الهيدروجين (H+) في حمض النيتريك بأيون الصوديوم (Na+).

4. تفاعل هابر-بوش لتكوين النتريدات:

تفاعل هابر-بوش يُستخدم لإنتاج الأمونيا (NH3) من النيتروجين (N2) والهيدروجين (H2)، ولا يُستخدم مباشرةً لتكوين النيتريدات. ومع ذلك، بعض أملاح النيترات يمكن تحضيرها بشكل غير مباشر من الأمونيا باستخدام عمليات كيميائية إضافية.

على سبيل المثال، تكوين نيترات الصوديوم (NaNO3) يمكن أن يتم من خلال تفاعل الأمونيا مع أكسيد النيتروجين (NO2) والهواء، حيث يتم إنتاج نيترات الصوديوم وماء:\[\ce{N2 + 3H2 → 2NH3\\2NH3 + Cl2 → 2NH2Cl + H2\\NH2Cl + NaOH → NaN3 + H2O}\]تكوين النيتريدات يتطلب عمليات كيميائية معقدة تشمل تفاعلات متعددة. لاحظ أن هذه العمليات ليست جزءًا من تفاعل هابر-بوش الأساسي، وإنما تشمل تفاعلات إضافية لتحضير النيتريدات من الأمونيا.

5. تفاعل احتراق النيتروجين:

احتراق النيتروجين هو عملية تكون أكاسيد النيتروجين نتيجة تفاعل النيتروجين (N2) مع الأكسجين (O2) في الجو أو في ظروف تحترق فيها المواد العضوية. هذا التفاعل يحدث عند درجات حرارة عالية وعادةً يتطلب وجود شرارة أو حرارة كافية لبدء العملية. التفاعلات الرئيسية لاحتراق النيتروجين تشمل:\[\ce{N2 + O2 → 2NO\\ 2 NO + O2 → 2 NO2}\]أكاسيد النيتروجين الناتجة عن احتراق النيتروجين تلعب دورًا هامًا في تلوث الهواء وتشكيل السحب والأمطار الحمضية وغيرها من التأثيرات البيئية. يتم التحكم في تلك الاحتراقات في معظم الحالات للحد من تلوث الهواء والآثار السلبية المحتملة.

مركبات النيتروجين

المركب	الصيغة الكيميائية	الوصف
الأمونيا	NH₃	غاز عديم اللون وذو رائحة قوية، يستخدم في صناعة الأسمدة والمنتجات الكيميائية الأخرى.
نترات الأمونيوم	NH₄NO₃	مركب صلب بلوري يستخدم أساسًا كسماد نيتروجيني في الزراعة.
الأنيلين	C6H5NH2	أمين عطري ينتمي إلى فئة الأمينات الأولية، يستخدم في تحضير المشتقات الأمينية الأروماتية
نتريت الصوديوم	NaNO₂	مركب صلب يستخدم كمادة مؤكسدة في الصناعات الكيميائية والمعالجة المائية.
أزيد النتروزيل	N≡N-NO₂	مركب عضوي غازي يستخدم كمادة متفجرة ومؤكسدة في العديد من التطبيقات العسكرية والصناعية.
هيدرازين	N₂H₄	مركب سائل قابل للامتزاج بالماء، يستخدم في الصناعات النسيجية وصناعة الألوان والمبيدات الحشرية.

دورة النيتروجين

دورة النيتروجين هي عملية حيوية أساسية تحدث في الطبيعة لتدوير النيتروجين وتحويله بين الأشكال المختلفة في البيئة. تلعب هذه الدورة دورًا حاسمًا في المحافظة على توازن النيتروجين في النظام البيئي وتوفير المواد الغذائية اللازمة للكائنات الحية.

تبدأ دورة النيتروجين بتثبيت النيتروجين الجوي من الغلاف الجوي الذي يتكون من جزيئات النيتروجين ثنائي الذرة (N₂) بواسطة بعض البكتيريا والسماد الأزرق الذي يعيش في جذور النباتات القليلة التعشب. يتم تحويل النيتروجين الجوي إلى أملاح نيتروجين قابلة للامتصاص من قبل النباتات.

بعد ذلك، تستهلك النباتات هذه الأملاح النيتروجينية كجزء من العملية الضوئية للتمثيل الضوئي وتحولها إلى مركبات عضوية تحتوي على النيتروجين، مثل الأحماض الأمينية والبروتينات والنوكليوتيدات.

من هنا، تتم استهلاك هذه المركبات المائية التي تحتوي على النيتروجين من قبل الكائنات الحية، سواء كانت حيوانات أو ميكروبات. وبفضل عملية الهضم والاستنزاف الحيوي، يتم تحويل النيتروجين في هذه المركبات التي تحتوي على النيتروجين إلى نيتروجين ثنائي الأكسيد (N₂O) وأمونيا (NH₃) ومركبات أخرى قابلة للتحلل.

أخيرًا، يتم تحويل النيتروجين ثنائي الأكسيد والأمونيا إلى النيترات والنيتريتات بواسطة البكتيريا في عملية تسمى التنتباب البكتيري. ويمكن استخدام هذه المركبات النيتروجينية كمصدر للنيتروجين اللازم للنباتات للبدء من جديد في دورة النيتروجين.

تعد دورة النيتروجين أساسية للحفاظ على توازن النيتروجين في النظام البيئي وتوفير المغذيات اللازمة للكائنات الحية. تؤثر على المناخ وجودة التربة وتوافر الغذاء في النظام البيئي.

العمليات الكيميائية في دورة النيتروجين

1. تثبيت النيتروجين الجوي: يتم تحويل النيتروجين الجوي (N₂) إلى أملاح نيتروجينية قابلة للامتصاص من قبل النباتات. هذا العمل يتم بواسطة بكتيريا تسمى بكتيريا تثبيت النيتروجين التكافلية أو Rhizobia. المعادلة الكيميائية لهذه العملية:
\[\ce{N2 + 8H⁺ + 8e⁻ + 16ATP → 2NH3 + H2 + 16ADP + 16Pi}\]
2. التنتباب البكتيري: هو عملية تحويل النيتروجين العضوي الذي يتواجد في المخلفات البيولوجية والنباتات الميتة إلى نيترات (NO₃⁻) أو نيتريت (NO₂⁻). هذه العملية تتم عن طريق بعض البكتيريا في التربة. المعادلة الكيميائية لهذه العملية:
\[\ce{NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻ → NO₂⁻ + H₂O\\ $\text{وأ}$\\NO₂⁻ + H₂O → NO₃⁻ + 2H⁺ + 2e⁻}\]
3. استهلاك النباتات للنيتروجين: يستهلك النباتات الأملاح النيتروجينية من التربة ويتم تحويلها إلى مركبات عضوية تحتوي على النيتروجين مثل الأحماض الأمينية والبروتينات. هناك العديد من العمليات الكيميائية المعقدة المشاركة في هذه العملية، ومن المعادلات الكيميائية الممكنة:
\[\ce{NH₄⁺ + 2O₂ → NO₃⁻ + 2H₂O + 2H+}\]
أو

\[\ce{NH₄⁺ + α–ketoglutarate → Glutamate + H₂O + NH₃}\]

هذه المعادلات الكيميائية تمثل بعض العمليات الرئيسية في دورة النيتروجين.

استخدامات عنصر النيتروجين

1. الأسمدة:

النيتروجين عنصر حاسم في الأسمدة ، ويعزز نمو النباتات ويعزز غلة المحاصيل في الزراعة.

2. حفظ الطعام:

يستخدم غاز النيتروجين في صناعة تغليف المواد الغذائية للحفاظ على نضارتها وإطالة العمر الافتراضي عن طريق استبدال الأكسجين.

3. إنتاج الأمونيا:

النيتروجين مكون رئيسي في إنتاج الأمونيا ، والذي يستخدم في صناعة الأسمدة والمركبات الكيميائية المختلفة.

4. الأدوية:

تعتبر المركبات المحتوية على النيتروجين ضرورية في صناعة الأدوية لتصنيع العقاقير والأدوية.

5. وسائد هوائية:

يستخدم غاز النيتروجين في الوسائد الهوائية للسيارات لأنه يوفر تأثير توسيد غير قابل للاشتعال في حالة الاصطدام.

6. التبريد:

يستخدم النيتروجين السائل للتطبيقات المبردة لتبريد وتجميد المواد في مختلف الصناعات ، مثل الأدوية والأغذية والبحث العلمي.

7. معالجة المعادن:

يستخدم النيتروجين كغاز وقائي في اللحام ومعالجة المعادن لمنع الأكسدة وتحسين جودة اللحام.

8. إلكترونيات:

في صناعة الإلكترونيات ، يستخدم النيتروجين للتطهير والشطف لحماية المكونات الحساسة من الرطوبة والأكسدة.

9. فصل الهواء:

يتم الحصول على النيتروجين من خلال عملية فصل الهواء ، والتي تتضمن تسييل الهواء وفصل مكوناته بناءً على نقاط غليانها.

10. الدفع الصاروخي:

يمكن استخدام النيتروجين كمادة دافعة في بعض محركات الصواريخ.

هذه مجرد أمثلة قليلة على الاستخدامات العديدة للنيتروجين. تجعل تطبيقاته الواسعة النطاق عنصرًا أساسيًا في مختلف العمليات الصناعية والزراعية والتكنولوجية.

الأسئلة الشائعة

ما هو النيتروجين؟

أن النيتروجين هو عنصر كيميائي غير فلزي يحمل الرمز N والعدد الذري 7 في الجدول الدوري.

ما هي الخصائص الفيزيائية والكيميائية للنيتروجين؟

يُظهر النيتروجين في درجة حرارة الغرفة على شكل غاز عديم اللون وعديم الرائحة وغير قابل للاشتعال.

ما هي النظائر الرئيسية للنيتروجين وخصائصها؟

هناك ثلاثة نظائر رئيسية للنيتروجين: N-14 و N-15 و N-13.

كيف يتفاعل النيتروجين مع العناصر الأخرى؟

يتفاعل النيتروجين مع الهيدروجين لتكوين الأمونيا، ومع الأكسجين لتكوين أكاسيد النيتروجين.

ما هي درجة غليان النيتروجين وحالته الطبيعية؟

درجة غليان النيتروجين تبلغ -196 درجة مئوية، وهو يكون عنصر غازي عند الحرارة العادية.

ما هي بعض الاستخدامات الرئيسية للنيتروجين؟

النيتروجين يستخدم في الزراعة لإنتاج الأسمدة، وفي الصناعات لإنتاج الأمونيا والمركبات الكيميائية، وفي التبريد والتجميد السريع، وفي تصنيع الأدوية والإلكترونيات، والمزيد.

المصادر

1. نيتروجين. (2023، سبتمبر 11). ويكيبيديا. تاريخ الوصول 12:38، 23 أكتوبر 2023.
2. Galloway, J. N., Leach, A. M., Bleeker, A., & Erisman, J. W. (2013). A chronology of human understanding of the nitrogen cycle. Philosophical transactions of the Royal Society of London. Series B, Biological sciences, 368(1621), 20130120.
3. GENERON. (2020, April 28). How to Separate Nitrogen from Air.
4. Britannica, T. Editors of Encyclopaedia (2023, August 25). Haber-Bosch process. Encyclopedia Britannica.