Dusík

Využitie elementárneho dusíka link

Plynný dusík (N₂), hlavná zložka vzduchu (78 %), je za bežných podmienok známy svojou nízkou reaktivitou (inertnosťou) vďaka veľmi pevnej trojitej väzbe N≡N. Práve táto inertnosť sa využíva na vytváranie ochranných atmosfér, ktoré zabraňujú nežiaducim reakciám, najmä oxidácii. Uplatňuje sa v potravinárstve (balenie čipsov, kávy), pri skladovaní chemikálií, v metalurgii a elektronike. Okrem toho je plynný dusík kľúčovou surovinou pre priemyselnú syntézu amoniaku (NH₃) Haber-Boschovým procesom, ktorý je základom výroby hnojív.

Kvapalný dusík (N₂(l)), získaný frakčnou destiláciou vzduchu, má extrémne nízku teplotu varu (-196 °C). Jeho hlavné využitie spočíva v kryogénnom zmrazovaní a uchovávaní biologických vzoriek (krv, bunky, tkanivá) v medicíne a biológii. Používa sa aj v kryochirurgii (napr. odstraňovanie bradavíc), na rýchle zmrazovanie potravín, ako chladivo v laboratóriách a priemysle (napr. pre supravodivé magnety) a pre efektné vedecké demonštrácie vďaka svojmu "dymeniu" pri odparovaní.

Výskyt a významné zlúčeniny dusíka link

Voľný dusík (N₂) tvorí hlavnú zložku vzduchu. Viazaný sa nachádza v dusičnanoch (napr. čílsky liadok NaNO₃, draselný liadok KNO₃) a je súčasťou všetkých živých organizmov (bielkoviny, nukleové kyseliny).

Dusík tvorí mnoho dôležitých zlúčenín, najmä amoniak, rôzne oxidy dusíka, kyselinu dusitú a jej soli dusitany, a kyselinu dusičnú a jej soli dusičnany.

Amoniak link

Amoniak (NH₃) je bezfarebný, štipľavo zapáchajúci plyn, ľahší ako vzduch, dobre rozpustný vo vode (vodný roztok sa nazýva čpavok a reaguje zásadito). Molekula má tvar trigonálnej pyramídy. Priemyselne sa vyrába priamou syntézou z dusíka a vodíka za vysokého tlaku, teploty a prítomnosti katalyzátora (Haber-Boschov proces):

\( \ce{N2(g) + 3H2(g) <=> 2NH3(g)} \)

Je kľúčovou surovinou pre výrobu dusíkatých hnojív, kyseliny dusičnej, močoviny, plastov a výbušnín. Používa sa aj ako chladivo a v analytickej chémii.

\( \ce{NH3(aq) + H2O(l) <=> NH4+(aq) + OH-(aq)} \)

Oxid dusný link

Oxid dusný (N₂O) je bezfarebný plyn príjemnej vône a sladkastej chuti.

Pripravuje sa opatrným tepelným rozkladom dusičnanu amónneho pri teplote okolo 200 °C:

\( \ce{NH4NO3(s) ->[\approx 200 \text{°C}] N2O(g) + 2H2O(g)} \)

Pri laboratórnej teplote je N₂O pomerne málo reaktívny a nie je anhydridom žiadnej známej oxokyseliny dusíka.

Pri vdychovaní pôsobí narkoticky, preto sa triviálne nazýva „rajský plyn“. Tieto účinky sa využívajú v medicíne ako krátkodobé anestetikum (často v zmesi s kyslíkom). Používa sa aj v potravinárstve ako hnací plyn pri príprave šľahačky v tlakových fľašiach.

Oxid dusnatý link

Oxid dusnatý (NO) je bezfarebný plyn. V živých organizmoch hrá úlohu dôležitej signálnej molekuly (napr. pri regulácii krvného tlaku).

Laboratórne sa pripravuje napríklad redukciou zriedenej kyseliny dusičnej meďou:

\( \ce{3Cu(s) + 8HNO3(\text{zried.}) -> 3Cu(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)} \)

Priemyselne sa vyrába ako medziprodukt pri výrobe kyseliny dusičnej katalytickou oxidáciou amoniaku:

\( \ce{4NH3(g) + 5O2(g) ->[\ce{Pt/Rh}] 4NO(g) + 6H2O(g)} \)

Malé množstvá NO vznikajú aj pri spaľovaní palív za vysokých teplôt vo výbušných motoroch a unikajú do atmosféry, kde prispievajú k znečisteniu ovzdušia a tvorbe kyslých dažďov.

Oxid dusnatý nie je anhydridom žiadnej oxokyseliny dusíka. Na vzduchu sa ochotne oxiduje na červenohnedý oxid dusičitý:

\( \ce{2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)} \)

Oxid dusitý link

Oxid dusitý (N₂O₃) vzniká ako modrá kvapalina alebo tuhá látka ochladením zmesi oxidu dusnatého a oxidu dusičitého.

\( \ce{NO(g) + NO2(g) <=> N2O3(l/s)} \)

Je anhydridom kyseliny dusitej, s vodou reaguje za jej vzniku:

\( \ce{N2O3 + H2O -> 2HNO2(aq)} \)

Oxid dusičitý link

Oxid dusičitý (NO₂) je hnedo sfarbený, toxický plyn s ostrým zápachom. Vzniká napríklad redukciou koncentrovanej kyseliny dusičnej meďou alebo oxidáciou oxidu dusnatého kyslíkom (táto reakcia je kľúčová pri výrobe HNO₃).

\( \ce{Cu(s) + 4HNO3(\text{konc.}) -> Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)} \)

\( \ce{2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)} \)

Pri ochladzovaní dimerizuje na bezfarebný dimér oxidu dusičitého (N₂O₄), pri zahrievaní nad 150 °C existuje len ako monomér NO₂.

\( \ce{2NO2(g) <=> N2O4(g)} \)

Reaguje s vodou za vzniku zmesi kyseliny dusičnej a dusitej (disproporcionácia), čo je dôležité pri výrobe HNO₃ a prispieva ku kyslým dažďom:

\( \ce{2NO2(g) + H2O(l) -> HNO3(aq) + HNO2(aq)} \)

Oxid dusičný link

Oxid dusičný (N₂O₅) je biela kryštalická látka. Možno ho pripraviť napríklad oxidáciou oxidu dusičitého ozónom:

\( \ce{2NO2(g) + O3(g) -> N2O5(s) + O2(g)} \)

Je anhydridom kyseliny dusičnej, s vodou reaguje za jej vzniku:

\( \ce{N2O5(s) + H2O(l) -> 2HNO3(aq)} \)

Kyselina dusičná link

Kyselina dusičná (HNO₃) je bezfarebná, na svetle žltnúca kvapalina. Je to silná kyselina a silné oxidačné činidlo. Jej oxidačné účinky závisia od koncentrácie a reaktivity kovu. Koncentrovaná HNO₃ oxiduje aj menej reaktívne kovy (Cu, Ag) za vzniku NO₂, zriedená reaguje s aktívnejšími kovmi za vzniku NO (alebo iných redukovaných foriem dusíka).

\( \ce{Cu(s) + 4HNO3(\text{konc.}) -> Cu(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)} \)

\( \ce{3Zn(s) + 8HNO3(\text{zried.}) -> 3Zn(NO3)2(aq) + 2NO(g) + 4H2O(l)} \)

Priemyselne sa vyrába Ostwaldovým procesom (katalytická oxidácia amoniaku). Používa sa na výrobu hnojív, výbušnín (nitroglycerín, TNT), farbív, liečiv a na nitráciu organických zlúčenín.

Jej soli sa nazývajú dusičnany (väčšinou dobre rozpustné vo vode).

Kyselina dusitá link

Kyselina dusitá (HNO₂) je slabá kyselina, ktorá existuje len vo vodných roztokoch (napríklad pri reakcii jej anhydridu N₂O₃ s vodou). Je nestabilná a pri zahriatí alebo aj státí sa rozkladá (disproporcionuje) na kyselinu dusičnú a oxid dusnatý:

\( \ce{3HNO2(aq) -> HNO3(aq) + 2NO(g) + H2O(l)} \)

Jej soli, dusitany (napr. NaNO₂), sú na rozdiel od kyseliny stabilné. Používajú sa ako konzervačné látky, ale môžu byť prekurzormi karcinogénnych nitrozamínov.