Dusík

Výskyt a výroba dusíka link

Voľný dusík tvorí asi 78 % objemu vzduchu a je jeho hlavnou zložkou. Viazaný dusík sa v prírode vyskytuje v dusičnanoch a v živých organizmoch. Najrozšírenejším minerálom dusíka je čílsky liadok, dusičnan sodný NaNO₃. Dusík je biogénny prvok: je súčasťou aminokyselín, a teda bielkovín, ďalej nukleových kyselín aj chlorofylu.

Priemyselne sa dusík získava frakčnou destiláciou skvapalneného vzduchu. Vzduch sa opakovaným stláčaním, chladením a rozpínaním ochladí, až skvapalnie. Pri jeho pomalom zohrievaní sa dusík s teplotou varu -196 °C odparuje skôr ako kyslík, ktorý vrie pri -183 °C. V laboratóriu sa malé množstvo dusíka pripravuje tepelným rozkladom dusitanu amónneho:

\( \ce{NH4NO2 ->[\text{t}] N2 + 2H2O} \)

Využitie dusíka link

Atómy v molekule dusíka N₂ sú spojené veľmi pevnou trojitou väzbou. Na jej rozštiepenie treba veľa energie, preto je dusík za bežných podmienok málo reaktívny. Vzácne plyny sú nereaktívne z iného dôvodu – majú zaplnenú valenčnú vrstvu, a preto väzby takmer netvoria. Nízku reaktivitu dusíka využíva ochranná (inertná) atmosféra, ktorá zabraňuje oxidácii. Dusíkom sa plnia obaly potravín, napríklad čipsov a kávy. Chránia sa ním aj citlivé chemikálie a súčiastky pri výrobe elektroniky.

Najviac dusíka sa spotrebuje ako surovina na výrobu amoniaku. Kvapalný dusík s teplotou varu -196 °C slúži ako chladivo. V medicíne a biológii sa v ňom dlhodobo uchovávajú bunky a tkanivá a v dermatológii sa ním odstraňujú bradavice. V potravinárstve sa ním rýchlo zmrazujú potraviny.

Zlúčeniny dusíka link

Dusík tvorí zlúčeniny s oxidačnými číslami od −III po V. Najnižšie oxidačné číslo −III má v amoniaku a v amónnych soliach, najvyššie V v kyseline dusičnej a v dusičnanoch. Medzi nimi stojí rad oxidov dusíka, v ktorom má každé oxidačné číslo od I po V svoj oxid: N₂O (I), NO (II), N₂O₃ (III), NO₂ (IV) a N₂O₅ (V).

Amoniak link

Amoniak NH₃ je bezfarebný plyn so štipľavým zápachom, ľahší ako vzduch. Je toxický a pôsobí ako žieravina – dráždi oči a dýchacie cesty. Jeho molekuly tvoria s molekulami vody vodíkové väzby, preto je amoniak veľmi dobre rozpustný vo vode. Vodný roztok amoniaku, tradične nazývaný čpavok, reaguje zásadito, lebo molekula NH₃ prijíma od vody protón:

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

Priemyselne sa amoniak vyrába Haberovou-Boschovou syntézou priamo z prvkov. Reakcia je vratná a z dvoch molekúl plynu vzniká jedna, preto vysoký tlak (desiatky MPa) posúva rovnováhu v prospech amoniaku. Teplota okolo 450 °C a katalyzátor na báze železa urýchľujú reakciu, ktorá je za bežnej teploty príliš pomalá:

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

Amoniak je surovinou na výrobu dusíkatých hnojív, kyseliny dusičnej a močoviny. V reakciách s kyslíkom pôsobí ako redukovadlo – jeho katalytickou oxidáciou na oxid dusnatý sa začína výroba kyseliny dusičnej.

Amónne soli link

S kyselinami amoniak reaguje na amónne soli, ktoré obsahujú amónny katión NH₄⁺. Ten vzniká tak, že voľný elektrónový pár atómu dusíka sa naviaže na katión vodíka koordinačnou väzbou:

\( \ce{NH3(g) + HCl(g) -> NH4Cl(s)} \)

• chlorid amónny NH₄Cl (salmiak) – čistí povrch kovov pri spájkovaní a je súčasťou suchých článkov
• uhličitan amónny (NH₄)₂CO₃ – pri zahriatí sa rozkladá na amoniak, oxid uhličitý a vodnú paru, ktoré nakypria cesto, preto sa používa pri pečení
• dusičnan amónny NH₄NO₃ a síran amónny (NH₄)₂SO₄ – dusíkaté hnojivá

Silné hydroxidy z amónnych solí uvoľňujú amoniak. Takto sa amoniak pripravuje v laboratóriu a podľa jeho zápachu sa dokazujú amónne soli:

\( \ce{2NH4Cl(s) + Ca(OH)2(s) -> CaCl2(s) + 2NH3(g) + 2H2O(l)} \)

Oxid dusný link

Oxid dusný N₂O je bezfarebný plyn sladkastej vône. Pripravuje sa opatrným tepelným rozkladom dusičnanu amónneho pri teplote okolo 200 °C:

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

Je to neutrálny oxid – s vodou nereaguje a kyselinu netvorí. Pri vdychovaní pôsobí omamne a tlmí bolesť, preto sa nazýva rajský plyn a v medicíne sa používa ako anestetikum, zvyčajne v zmesi s kyslíkom. V potravinárstve slúži ako hnací plyn v sprejoch so šľahačkou.

Oxid dusnatý link

Oxid dusnatý NO je bezfarebný plyn. Podobne ako oxid dusný je to neutrálny oxid. V laboratóriu vzniká reakciou medi so zriedenou kyselinou dusičnou:

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

Priemyselne vzniká katalytickou oxidáciou amoniaku ako prvý medziprodukt výroby kyseliny dusičnej. Z dusíka a kyslíka vzduchu sa tvorí aj pri vysokých teplotách, napríklad v spaľovacích motoroch, a odtiaľ uniká do ovzdušia. Na vzduchu sa ihneď oxiduje na červenohnedý oxid dusičitý.

Oxid dusitý link

Oxid dusitý N₂O₃ je modrá kvapalina alebo tuhá látka, ktorá vzniká ochladením zmesi oxidu dusnatého a oxidu dusičitého:

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

Je anhydridom kyseliny dusitej (tak sa nazýva oxid, z ktorého reakciou s vodou vzniká kyselina). S vodou z neho vzniká kyselina dusitá:

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

Oxid dusičitý link

Oxid dusičitý NO₂ je červenohnedý, veľmi toxický plyn s ostrým zápachom. Vzniká oxidáciou oxidu dusnatého kyslíkom a reakciou medi s koncentrovanou kyselinou dusičnou. Pri ochladzovaní sa dve molekuly NO₂ spájajú na bezfarebný dimér N₂O₄, pri zahrievaní sa rovnováha posúva späť k červenohnedému NO₂:

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

S vodou reaguje na kyselinu dusičnú a oxid dusnatý. Táto reakcia je posledným krokom výroby kyseliny dusičnej. Prebieha aj v ovzduší, kde oxidy dusíka z výfukových plynov a priemyselných emisií prispievajú ku kyslým dažďom.

Oxid dusičný link

Oxid dusičný N₂O₅ je biela kryštalická látka. Pripravuje sa odobratím vody z kyseliny dusičnej silným dehydratačným činidlom, oxidom fosforečným:

\( \ce{4HNO3(l) + P4O10(s) -> 2N2O5(s) + 4HPO3(s)} \)

Je anhydridom kyseliny dusičnej – s vodou reaguje späť na kyselinu:

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

Kyselina dusičná link

Kyselina dusičná HNO₃ je bezfarebná kvapalina. Na svetle sa pomaly rozkladá a vznikajúci oxid dusičitý ju sfarbuje dožlta, preto sa uchováva v tmavých fľašiach:

\( \ce{4HNO3 ->[h\nu] 4NO2 + O2 + 2H2O} \)

Je to silná kyselina a zároveň silné oxidovadlo. Na rozdiel od kyseliny chlorovodíkovej rozpúšťa aj kovy, ktoré sú v rade napätia za vodíkom, napríklad meď a striebro. Namiesto vodíka sa pritom uvoľňujú oxidy dusíka a ich druh závisí od koncentrácie kyseliny a reaktivity kovu:

• koncentrovaná kyselina – s meďou vzniká oxid dusičitý

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

• zriedená kyselina – s meďou vzniká oxid dusnatý
• veľmi zriedená kyselina – s neušľachtilými kovmi, napríklad so zinkom, sa dusík redukuje až na amónny katión

\( \ce{4Zn(s) + 10HNO3(\text{veľmi zried.}) -> 4Zn(NO3)2(aq) + NH4NO3(aq) + 3H2O(l)} \)

Hliník, železo a chróm s koncentrovanou kyselinou dusičnou nereagujú, lebo sa na ich povrchu vytvorí tenká súvislá vrstva oxidu. Tento jav sa nazýva pasivácia. Preto sa koncentrovaná kyselina môže prevážať v oceľových alebo hliníkových cisternách. Zmes koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej a dusičnej v pomere 3 : 1 sa nazýva lúčavka kráľovská a rozpúšťa aj zlato a platinu.

Priemyselne sa kyselina dusičná vyrába Ostwaldovým spôsobom z amoniaku. Amoniak sa najprv na platinovom katalyzátore oxiduje na oxid dusnatý:

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

Oxid dusnatý sa potom kyslíkom zo vzduchu oxiduje na oxid dusičitý:

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

Oxid dusičitý napokon reaguje s vodou na kyselinu dusičnú. Vzniká pri tom aj oxid dusnatý, ktorý sa znova oxiduje na oxid dusičitý:

\( \ce{3NO2(g) + H2O(l) -> 2HNO3(aq) + NO(g)} \)

Kyselina dusičná sa používa na výrobu dusíkatých hnojív a výbušnín. V zmesi s koncentrovanou kyselinou sírovou, tzv. nitračnej zmesi, sa ňou vyrába napríklad trinitrotoluén (TNT) a nitroglycerín. Jej soli sa nazývajú dusičnany. Takmer všetky sú dobre rozpustné vo vode, výnimkou sú zásadité soli, napríklad zásaditý dusičnan bizmutitý.

Kyselina dusitá link

Kyselina dusitá HNO₂ je slabá kyselina, ktorá existuje len v zriedených vodných roztokoch. Je nestála a rozkladá sa tak, že dusík s oxidačným číslom III sa súčasne oxiduje aj redukuje (disproporcionácia):

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

Jej soli, dusitany, sú na rozdiel od kyseliny stále. Dusitan sodný NaNO₂ sa pridáva do mäsových výrobkov ako konzervačná látka (E250), ktorá bráni rastu baktérií a udržiava ružovú farbu mäsa. Vo väčšom množstve sú dusitany toxické – v krvi menia hemoglobín na formu, ktorá neprenáša kyslík. Ohrozené sú najmä dojčatá, preto sa sleduje obsah dusičnanov a dusitanov v pitnej vode.

Dusíkaté hnojivá link

Rastliny potrebujú na rast najmä dusík, fosfor a draslík, ktoré z pôdy odčerpávajú a ktoré treba dopĺňať hnojivami. Podľa pôvodu sa hnojivá delia na prírodné (organické), napríklad maštaľný hnoj, kompost a močovku, a priemyselné (minerálne), ktoré sa vyrábajú chemicky. Priemyselné hnojivá sa podľa živiny delia na dusíkaté, fosforečné a draselné, kombinované hnojivá (NPK) obsahujú všetky tri živiny.

Medzi dusíkaté hnojivá patria liadky – dusičnan sodný, draselný, vápenatý a amónny –, ďalej síran amónny, močovina (NH₂)₂CO a kvapalný amoniak. Všetky sa vyrábajú z amoniaku, a teda stoja na Haberovej-Boschovej syntéze. Na Slovensku vyrába dusíkaté hnojivá Duslo Šaľa.