Dusík Bezfarebný a netoxický, bez zápachu a chuti. Dusík existuje v prírode ako nehorľavý plyn, keď normálne teploty a tlak. Tento plyn (dusík) je o niečo ľahší ako vzduch, takže jeho koncentrácia stúpa s nadmorskou výškou. Po ochladení na teplotu varu sa dusík zmení na bezfarebnú kvapalinu, ktorá sa pri určitom tlaku a teplote zmení na bezfarebnú tuhú látku kryštalická látka. Dusík je mierne rozpustný vo vode a vo väčšine ostatných kvapalín a je zlým vodičom elektriny a tepla.
Väčšina použitia dusíka je spôsobená jeho inertnými vlastnosťami. Avšak, kedy vysoké tlaky a teploty dusíka Reaguje s niektorými aktívnymi kovmi, ako je lítium a horčík, za vzniku nitridov a tiež s niektorými plynmi, ako je kyslík a vodík.
Základné fakty o dusíku: história objavov a základné vlastnosti
dusík (N2)- jedna z najbežnejších látok na Zemi. Tvorí 75 % atmosféry našej planéty, pričom podiel kyslíka v nej je len 22 %.
Napodiv, vedci na dlhú dobu nevedel o existencii tohto plynu. Až v roku 1772 ho anglický chemik Daniel Rutherford opísal ako „skazený vzduch“, neschopný podporovať spaľovanie, nereagujúci na alkálie a nevhodný na dýchanie. Samotné slovo" dusíka„(z gréčtiny – „bez života“) navrhol o 15 rokov neskôr Antoine Lavoisier.
O normálnych podmienkach Je to bezfarebný plyn bez zápachu a chuti, ťažší ako vzduch a prakticky inertný. Pri teplote -195,8 °C prechádza do kvapalného stavu; pri -209,9 °C - kryštalizuje, pripomína sneh.
Aplikácie dusíka
v súčasnosti dusíka našiel široké uplatnenie vo všetkých sférach ľudskej činnosti.
takže, Ropný a plynárenský priemysel používa ho na reguláciu hladiny a tlaku v ropných vrtoch, čím vytláča kyslík zo skladovacích nádrží zemný plyn, čistenie a testovanie potrubí. Chemický priemysel potrebuje ho na výrobu hnojív a syntézu čpavku, hutníctvo - na množstvo technologických procesov. Vďaka dusík vytláča kyslík, ale nepodporuje horenie, používa sa pri hasení požiarov. IN Potravinársky priemysel balenie produktov v dusíkovej atmosfére nahrádza používanie konzervačných látok, zabraňuje oxidácii tukov a rozvoju mikroorganizmov. Okrem toho sa táto látka používa vo farmaceutických výrobkoch na získanie rôznych liekov av laboratórnej diagnostike - na vykonanie množstva testov.
Kvapalný dusík schopný zmraziť čokoľvek v priebehu niekoľkých sekúnd, bez tvorby ľadových kryštálikov. Preto ho lekári využívajú pri kryoterapii na odstránenie odumretých buniek, ako aj pri kryokonzervácii spermií, vajíčok a vzoriek tkanív.
Je zaujímavé, že:
- Okamžitú zmrzlinu vyrobenú z tekutého dusíka vynašiel v roku 1998 biológ Curt Jones, keď sa bláznil s priateľmi v kuchyni. Následne založil spoločnosť vyrábajúcu tento dezert, ktorý je žiadaný medzi americkými maškrtníkmi.
- Svetový priemysel dostáva zo zemskej atmosféry 1 milión ton tohto plynu ročne.
- Ruka človeka, ponorená do pohára s tekutým dusíkom na 1-2 sekundy, zostane nezranená vďaka „rukavici“ plynových bublín, ktoré sa tvoria, keď tekutina vrie v miestach kontaktu s pokožkou.
DUSÍK, N (lat. Nitrogenium * a. dusík; n. Stickstoff; f. azote, dusík; i. dusíko), - chemický prvok skupiny V. periodická tabuľka Mendelejev, atómové číslo 7, atómová hmotnosť 14,0067. Objavený v roku 1772 anglickým prieskumníkom D. Rutherfordom.
Vlastnosti dusíka
Za normálnych podmienok je dusík bezfarebný plyn bez zápachu. Prírodný dusík sa skladá z dvoch stabilné izotopy 14N (99,635 %) a 15N (0,365 %). Molekula dusíka je dvojatómová; atómy sú spojené kovalentnou trojitou väzbou NN. Priemer molekuly dusíka, definovaný rôzne cesty, 3,15-3,53 A. Molekula dusíka je veľmi stabilná - disociačná energia je 942,9 kJ/mol.
Molekulárny dusík
Konštanty molekulového dusíka: f topenie - 209,86 °C, f var - 195,8 °C; hustota plynný dusík 1,25 kg/m3, kvapalina - 808 kg/m3.
Charakteristika dusíka
IN pevné skupenstvo dusík existuje v dvoch modifikáciách: kubický tvar A s hustotou 1026,5 kg/m 3 a šesťuholníkový tvar b s hustotou 879,2 kg/m 3 . Teplo topenia 25,5 kJ/kg, teplo vyparovania 200 kJ/kg. Povrchové napätie kvapalný dusík v kontakte so vzduchom 8.5.10 -3 N/m; dielektrická konštanta 1,000538. Rozpustnosť dusíka vo vode (cm3 na 100 ml H20): 2,33 (0 °C), 1,42 (25 °C) a 1,32 (60 °C). Vonkajšie elektrónový obal Atóm dusíka pozostáva z 5 elektrónov. Oxidačné stavy dusíka sa pohybujú od 5 (v N205) do -3 (v NH3).
Zlúčenina dusíka
Za normálnych podmienok môže dusík reagovať so zlúčeninami prechodných kovov (Ti, V, Mo, atď.), vytvárať komplexy alebo sa redukovať za vzniku amoniaku a hydrazínu. Dusík interaguje s aktívnymi kovmi, napríklad pri zahrievaní na relatívne nízke teploty. Dusík reaguje s väčšinou ostatných prvkov pri vysokých teplotách a v prítomnosti katalyzátorov. Zlúčeniny dusíka s: N 2 O, NO, N 2 O 5 boli dobre študované. Dusík sa spája s C len pri vysokých teplotách a v prítomnosti katalyzátorov; tým vzniká amoniak NH3. Dusík priamo neinteraguje s halogénmi; preto sa všetky halogenidy dusíka získavajú len nepriamo, napríklad fluorid dusnatý NF 3 - interakciou s amoniakom. Dusík sa tiež priamo nezlučuje so sírou. Keď horúca voda reaguje s dusíkom, vzniká kyanogén (CN) 2. Pri vystavení bežného dusíka elektrickým výbojom, ako aj pri elektrických výbojoch vo vzduchu môže vzniknúť aktívny dusík, ktorý je zmesou molekúl dusíka a atómov so zvýšenou energetickou rezervou. Aktívny dusík veľmi energicky interaguje s kyslíkom, vodíkom, parami a niektorými kovmi.
Dusík je jedným z najbežnejších prvkov na Zemi a jeho väčšina (asi 4,10 15 ton) je sústredená vo voľnom stave v. Každý rok o vulkanickej činnosti 2.10 Do atmosféry sa uvoľní 6 ton dusíka. Malá časť dusíka sa koncentruje v (priemerný obsah v litosfére 1,9.10 -3 %). Prírodné zlúčeniny dusíka - chlorid amónny a rôzne dusičnany(ľadok). Nitridy dusíka môžu vznikať len vtedy vysoké teploty a tlakov, ku ktorým zrejme došlo v najskorších štádiách vývoja Zeme. Veľké akumulácie ledku sa vyskytujú iba v suchom púštnom podnebí ( atď.). Malé množstvá fixovaného dusíka sa nachádzajú v (1-2,5%) a (0,02-1,5%), ako aj vo vodách riek, morí a oceánov. Dusík sa hromadí v pôde (0,1 %) a živých organizmoch (0,3 %). Dusík je súčasťou proteínových molekúl a mnoho prírodných Organické zlúčeniny.
Cyklus dusíka v prírode
V prírode existuje cyklus dusíka, ktorý zahŕňa cyklus molekulárneho atmosférického dusíka v biosfére, cyklus chemicky viazaného dusíka v atmosfére, cyklus pochovaných organickej hmoty povrchový dusík v litosfére s jeho návratom späť do atmosféry. Dusík pre priemysel sa predtým získaval výlučne z prírodných ložísk ledku, ktorých počet je vo svete veľmi obmedzený. Obzvlášť veľké ložiská dusíka vo forme dusičnanu sodného sa nachádzajú v Čile; produkcia ledku v niektorých rokoch predstavovala viac ako 3 milióny ton.
Chemické vlastnosti dusíka
V dôsledku prítomnosti silnej trojitej väzby je molekulárny dusík neaktívny a zlúčeniny dusíka sú tepelne nestabilné a pri zahrievaní sa pomerne ľahko rozkladajú na voľný dusík.
Interakcia s kovmi
Za normálnych podmienok molekulárny dusík reaguje len s niektorými silnými redukčnými činidlami, napríklad lítiom:
6Li + N2 = 2Li3N.
Na vytvorenie nitridu horečnatého z jednoduché látky vyžaduje ohrev až na 300 °C:
3Mg + N2 = Mg3N2.
Nitridy aktívne kovy reprezentovať iónové zlúčeniny, ktoré sú hydrolyzované vodou za vzniku amoniaku.
Interakcia s kyslíkom
Len pod vplyvom elektrického výboja reaguje dusík s kyslíkom:
02 + N2 = 2NO.
Interakcia s vodíkom
Reakcia s vodíkom prebieha pri teplote asi 400 °C a tlaku 200 atm v prítomnosti katalyzátora - kovového železa:
3H2 + N2 = 2NH3.
Interakcia s inými nekovmi
Pri vysokých teplotách reaguje s inými nekovmi, napríklad s bórom:
Dusík nereaguje priamo s halogénmi a sírou, ale halogenidy a sulfidy môžu vznikať nepriamo. Dusík neinteraguje s vodou, kyselinami a zásadami.
Nitridy- zlúčeniny dusíka s menej elektronegatívnymi prvkami, napríklad s kovmi (AlN; TiN x ; Na3N; Ca3N2; Zn3N2; atď.) a s množstvom nekovov (NH3, BN, Si3N4 ).
Štruktúra.
V závislosti od typu chemickej väzby medzi atómami sa nitridy delia na iónové, kovalentné a iónovo-kovalentné-kovové Atómy dusíka v nitridoch môžu prijímať elektróny z menej elektronegatívneho prvku, pričom tvoria stabilný elektronická konfigurácia s 2 p 6 alebo darujte elektrón partnerovi na vytvorenie stabilnej konfigurácie sp 3
Potvrdenie
Nitridy iónového typu sa získavajú interakciou kovov s dusíkom pri teplotách 700-1200 °C. Iné nitridy možno získať reakciou kovu s dusíkom alebo amoniakom alebo redukciou oxidov kovov a chloridov uhlíkom v prítomnosti dusíka alebo amoniaku pri vysokých teplotách. Nitridy vznikajú aj v plazme v oblúkových, vysokofrekvenčných a mikrovlnných plazmových horákoch. IN posledný prípad nitridy vznikajú ako ultrajemné prášky s veľkosťou častíc 10-100 nm.
Chemické vlastnosti
Nitridy iónového typu sa ľahko rozkladajú vodou a kyselinami, pričom vykazujú tieto základné vlastnosti:
Ohrev nitridov prvkov V, VI a VIII skupiny vedie k ich rozkladu s uvoľňovaním dusíka, nižších nitridov a tuhé roztoky dusík v kovoch. Nitridy bóru, kremíka, hliníka, india, gália a prechodných kovov skupiny IV sa pri zahrievaní vo vákuu nerozkladajú.
Oxidácia nitridov kyslíkom vedie k tvorbe oxidov kovov a dusíka. Interakcia nitridov s uhlíkom vedie ku karbidom a karbonitridom.
14.Čo viete o chemických vlastnostiach amoniaku a jeho derivátov? Čo je podstatou procesu katalytickej oxidácie amoniaku?
Vzhľadom na prítomnosť osamelých elektrónový pár v mnohých reakciách pôsobí amoniak ako Brønstedova báza alebo komplexotvorné činidlo (pojmy „nukleofil“ a „Brønstedova báza“ by sa nemali zamieňať. Nukleofilita je určená afinitou ku kladne nabitej častici. Báza má afinitu k protón Pojem „základ“ je špeciálnym prípadom pojmu „nukleofil“). Takže pridáva protón a vytvára amónny ión:
Vodný roztok amoniak (" amoniak") má mierne zásaditú reakciu v dôsledku procesu:
Ko = 1,8.10 -5
Pri interakcii s kyselinami dáva zodpovedajúce soli amoniak:
Amoniak je tiež veľmi slabá kyselina(10 000 000 000 krát slabší ako voda), je schopný tvoriť soli s kovmi - amidy. Zlúčeniny obsahujúce ióny NH 2 − sa nazývajú amidy a ióny N 3 − sa nazývajú nitridy. Amidy alkalických kovov získané ich spracovaním s amoniakom:
Pri zahrievaní sa amoniak rozkladá a vystavuje sa regeneračné vlastnosti. Horí teda v kyslíkovej atmosfére, pričom vzniká voda a dusík. Oxidáciou amoniaku vzduchom na platinovom katalyzátore vznikajú oxidy dusíka, ktoré sa priemyselne využívajú na výrobu kyselina dusičná:
(reakcia je reverzibilná)
(bez katalyzátora, pri zvýšenej teplote)
(v prítomnosti katalyzátora, pri zvýšenej teplote)
Zapnuté schopnosť zotavenia NH 3 je založený na použití amoniaku NH 4 Cl na čistenie kovového povrchu od oxidov pri spájkovaní:
Oxidáciou amoniaku chlórnanom sodným v prítomnosti želatíny sa získa hydrazín:
· Halogény (chlór, jód) tvoria s amoniakom nebezpečné výbušniny - halogenidy dusíka (chlorid dusnatý, jodid dusnatý).
· Amoniak reaguje s halogénovanými alkánmi prostredníctvom nukleofilnej adície za vzniku substituovaného amóniového iónu (metóda výroby amínov):
(metylamónium hydrochlorid)
· S karboxylové kyseliny, ich anhydridy, halogenidy kyselín, estery a iné deriváty poskytujú amidy. S aldehydmi a ketónmi - Schiffovými zásadami, ktoré je možné redukovať na zodpovedajúce amíny (reduktívna aminácia).
· Pri 1000 °C reaguje amoniak s uhlím, pričom vzniká kyselina kyanovodíková HCN a čiastočne sa rozkladá na dusík a vodík. Môže tiež reagovať s metánom za vzniku rovnakej kyseliny kyanovodíkovej:
deriváty amoniaku;. Amíny sa podľa počtu amoniakových zvyškov obsiahnutých v ich zložení delia na monoatomické alebo mono-, dvojatómové alebo di- a polyatomické alebo polyamíny; tak známe sú napríklad C 2 H 5 NH 2, C 2 H 4 (NH 2) 2, CH(C 6 H 4 NH 2) 3 atď rovnako ako atomicita posledného menovaného sa amíny delia na 1) primárne, v ktorých je vždy prítomný napr. metylamín CH 3 NH 2, fenylamín alebo anilín, C 6 H 5 NH 2 atď. 2) sekundárne, vznikajúce nahradením 2 atómov vodíka v amoniaku dvoma monoatómovými radikálmi alebo jedným dvojatómovým (v druhom prípade sa amíny nazývajú imíny, pozri ďalej) a sú charakterizované napríklad dvojatómovým zvyškom (NH). dimetylamín NH(CH3)2, metyletylamín NH(CH3)(C2H5), metylanilín NH(C6H5)(CH3); piperidín alebo pentametylénimín, C5H10=NH, atď. 3) terciárny, vyskytujúci sa nahradením všetkých troch atómov vodíka v amoniaku tromi monoatómovými radikálmi, alebo napríklad dvojatómovými a jednoatómovými, alebo jedným triatómovým. trimetylamínN(CH3)3, dimetylanilín C6H5N(CH3)2, propylpiperidín C5H10N(C3H7), pyridín C5H5N atď. Všetky amíny sa extrémne podobajú amoniaku; sú schopné pridávať prvky kyselín a premieňať sa napríklad na amónne soli. (CH3)NH3CI, C5H5NHCI, atď.; najjednoduchšie z nich, metyl- a dimetylamíny, sú podobné čpavku dokonca aj zápachom a inými fyzikálnymi vlastnosťami
Katalytická oxidácia amoniaku je v súčasnosti hlavnou metódou výroby kyseliny dusičnej.
Spôsob sa týka výroby oxidov dusíka a ich spracovania na kyselinu dusičnú. Podstata metódy: proces katalytickej oxidácie molekulárneho dusíka sa uskutočňuje pod tlakom zhodným so stupňom absorpcie vznikajúcich oxidov dusíka vodou a energia pre endotermický proces katalytickej oxidácie molekulárneho dusíka sa dodáva prúd plynu priamo do reakčnej zóny. Proces katalytickej oxidácie molekulárneho dusíka sa uskutočňuje pri teplotách pod 1000 o C a keď je obsah oxidačného činidla v plynnej fáze pred katalyzátorom pod 10 obj.% pár HNO 3 + NO x a tlak v r. systém je do 25 atm. Katalyzátory na oxidáciu molekulárneho dusíka využívajú zliatiny platiny s kovmi platinovej skupiny alebo katalyzátory na báze oxidov železa, kobaltu, chrómu, hliníka s pomocnými prísadami žiaruvzdorných kovov. Na vytvorenie prúdu plynu s oxidačným činidlom sa môže použiť nielen atmosférický vzduch, ale aj zmes plynov, získaný stripovaním výrobnej kys. Technickým výsledkom je zníženie energetických a kapitálových nákladov, ako aj zjednodušenie technologickej schémy výroby kyseliny dusičnej.
15.Povedzte mi o tých, ktorých poznáte alotropné formy uhlíka. Čo viete o histórii objavu fullerénov?
Diamant je jedným z najznámejších alotropov uhlíka, ktorého tvrdosť a vysoký rozptyl svetla ho robia užitočným priemyselné aplikácie a v šperkoch. Diamant je najtvrdší známy prírodný minerál, čo z neho robí vynikajúce brusivo a možno ho použiť na brúsenie a leštenie. IN prírodné prostrediežiadna nie je známa látka, schopný poškriabať aj ten najmenší úlomok diamantu.
Trh s diamantmi priemyselnej kvality sa trochu líši od trhov s inými drahými kameňmi Priemyselné diamanty sú oceňované predovšetkým pre svoju tvrdosť a tepelnú vodivosť, vďaka čomu sú ostatné gemologické vlastnosti diamantov, vrátane čírosti a farby, do značnej miery nadbytočné.
Každý atóm uhlíka v diamante je kovalentný so štyrmi ďalšími atómami uhlíka v štvorstene. Tieto štvorsteny spolu tvoria trojrozmernú sieť vrstiev šesťčlenných kruhov atómov. Táto stabilná sieť kovalentných väzieb a trojrozmerné rozloženie väzieb je dôvodom, prečo sú diamanty také tvrdé.
Grafit
Grafit (pomenovaný Abrahamom Gottlobom Wernerom v roku 1789, (z gréckeho graphene - „ťahať/písať“, používaný v ceruzkách) je jedným z najbežnejších alotropov uhlíka. Vyznačuje sa šesťuholníkovou vrstvenou štruktúrou. Vyskytuje sa v prírode. Tvrdosť na Mohsova stupnica je 1. Jeho hustota je 2,3, je menšia ako má diamant Pri približne 700 °C horí v kyslíku, pričom vzniká oxid uhličitý Je reaktívnejší v chemickej činnosti ako diamant reagencie medzi hexagonálnymi vrstvami uhlíkových atómov v grafite Nereaguje s bežnými rozpúšťadlami, kyselinami ani roztavenými alkáliami. kyselina chrómová oxiduje ho na oxid uhličitý.získané zahrievaním zmesi smoly a koksu na 2800 °C; z plynných uhľovodíkov pri 1400-1500 °C pri nízkych tlakoch s následným zahriatím vzniknutého pyrouhľovodíka pri 2500-3000 °C a tlaku asi 50 MPa za vzniku pyrografitu. Na rozdiel od diamantu má grafit elektrickú vodivosť a je široko používaný v elektrotechnike. Grafit je za štandardných podmienok najstabilnejšia forma uhlíka
Na rozdiel od diamantu, v ktorom sú všetky štyri vonkajšie elektróny každého atómu uhlíka „lokalizované“ medzi atómami v ňom kovalentná väzba v grafite je každý atóm kovalentne viazaný len na 3 zo 4 vonkajšie elektróny. Preto každý atóm uhlíka prispieva jedným elektrónom do delokalizovaného systému elektrónov. Tieto elektróny sú vo vodivom pásme. Elektrická vodivosť grafitu je však orientovaná pozdĺž povrchu vrstiev. Preto grafit vedie elektrinu pozdĺž roviny vrstvy atómov uhlíka, ale nevedie elektrinu v smere kolmom na rovinu.
16.O čom vieš fyzikálne a chemické vlastnosti oxid uhličitý (CO 2) ? Povedzte nám o úlohe oxidu uhličitého a uhličitanov v procesoch prebiehajúcich v prírode
Dusík je chemický prvok s atómové číslo 7. Je to plyn bez zápachu, chuti a farby.
Človek teda necíti prítomnosť dusíka v zemskú atmosféru, pričom tvorí 78 percent tejto látky. Dusík je jednou z najbežnejších látok na našej planéte. Často môžete počuť, že bez dusíka by nebolo žiadne jedlo, a to je pravda. Koniec koncov, bielkovinové zlúčeniny, ktoré tvoria všetko živé, nevyhnutne obsahujú dusík.
Dusík v prírode
Dusík sa nachádza v atmosfére vo forme molekúl pozostávajúcich z dvoch atómov. Dusík sa okrem atmosféry nachádza aj v zemskom plášti a v humusovej vrstve pôdy. Hlavným zdrojom dusíka pre priemyselnú výrobu sú minerály.
Avšak v posledné desaťročia, keď sa zásoby nerastných surovín začali vyčerpávať, vznikla naliehavá potreba oddeliť dusík zo vzduchu v priemyselnom meradle. Tento problém je teraz vyriešený a z atmosféry sa získavajú obrovské objemy dusíka pre priemyselné potreby.
Úloha dusíka v biológii, cyklus dusíka
Na Zemi prechádza dusík množstvom premien, pri ktorých dochádza k biotickým (s životom) aj abiotické faktory. Dusík vstupuje do rastlín z atmosféry a pôdy nie priamo, ale prostredníctvom mikroorganizmov. Baktérie viažuce dusík zadržiavajú a spracovávajú dusík a premieňajú ho na formu, ktorú môžu rastliny ľahko absorbovať. V rastlinnom tele sa dusík premieňa na komplexné zlúčeniny najmä – bielkoviny.
Autor: potravinový reťazec Tieto látky sa dostávajú do tiel bylinožravcov a následne predátorov. Po smrti všetkého živého sa dusík vracia do pôdy, kde dochádza k jeho rozkladu (amonifikácia a denitrifikácia). Dusík je fixovaný v pôde, mineráloch, vode, vstupuje do atmosféry a kruh sa opakuje.
Aplikácia dusíka
Po objavení dusíka (stalo sa to v 18. storočí) boli dobre preštudované vlastnosti samotnej látky, jej zlúčenín a možnosti využitia na farme. Keďže zásoby dusíka na našej planéte sú obrovské, tento prvok sa začali mimoriadne aktívne využívať. 
Čistý dusík sa používa v kvapalnej alebo plynnej forme. Kvapalný dusík má teplotu mínus 196 stupňov Celzia a používa sa v týchto oblastiach:
— v medicíne. Kvapalný dusík je chladivom pri kryoterapeutických procedúrach, teda pri liečbe chladom. Bleskové zmrazenie sa používa na odstránenie rôznych nádorov. Vzorky tkanív a živé bunky (najmä spermie a vajíčka) sa uchovávajú v tekutom dusíku. Nízka teplota umožňuje uchovať biomateriál na dlhú dobu a potom ho rozmraziť a použiť.
Možnosť uchovávať celé živé organizmy v tekutom dusíku a v prípade potreby ich bez poškodenia rozmraziť, vyjadrili autori sci-fi. V skutočnosti však ešte nebolo možné zvládnuť túto technológiu;
— v potravinárskom priemysle Kvapalný dusík sa používa pri plnení tekutín do fliaš na vytvorenie inertného prostredia v nádobe.
Vo všeobecnosti sa dusík používa v oblastiach, kde je to potrebné plynné médium bez kyslíka napr.
— pri hasení požiarov. Dusík vytláča kyslík, bez ktorého nie sú podporované spaľovacie procesy a oheň zhasína.
Plynný dusík našiel uplatnenie v nasledujúcich odvetviach:
— produkcia jedla. Dusík sa používa ako médium inertného plynu na udržanie čerstvosti balených produktov;
— v ropnom priemysle a baníctve. Potrubia a nádrže sú prepláchnuté dusíkom, ktorý sa vstrekuje do šácht, aby vytvorili ochranu proti výbuchu plynné prostredie;
— vo výrobe lietadiel Pneumatiky podvozku sú hustené dusíkom.
Všetko vyššie uvedené platí pre použitie čistého dusíka, ale nezabudnite, že tento prvok je východiskovým materiálom na výrobu hmoty rôznych zlúčenín:
- amoniak. Mimoriadne vyhľadávaná látka s obsahom dusíka. Amoniak sa používa pri výrobe hnojív, polymérov, sódy a kyseliny dusičnej. Používa sa v medicíne a pri výrobe chladiacich zariadení;
— dusíkaté hnojivá;
- výbušniny;
- farbivá atď. 
Dusík nie je len jedným z najbežnejších chemické prvky, ale aj veľmi potrebný komponent využívaný v mnohých odvetviach ľudskej činnosti.
Dusík (anglicky Nitrogen, francúzsky Azote, nem. Stickstoff) objavili takmer súčasne viacerí výskumníci. Cavendish získaval dusík zo vzduchu (1772) jeho prechodom cez horúce uhlie a potom cez alkalický roztok, aby absorboval oxid uhličitý. Cavendish nedal špeciálne meno nový plyn, označujúci ho ako mefitický vzduch (lat. - mephitis - dusivé alebo škodlivé vyparovanie zeme). Oficiálne sa objav dusíka zvyčajne pripisuje Rutherfordovi, ktorý v roku 1772 publikoval svoju dizertačnú prácu „O fixovateľnom vzduchu, inak nazývanom dusenie“, kde Chemické vlastnosti dusíka. Počas tých istých rokov Scheele získaval dusík z atmosférický vzduch rovnakým spôsobom ako Cavendish. Nový plyn nazval skazeným vzduchom (Verdorbene Luft). Priestley (1775) nazval dusíkom flogistický vzduch. Lavoisier v rokoch 1776-1777 podrobne študovali zloženie atmosférického vzduchu a zistili, že 4/5 jeho objemu tvorí dusivý plyn (Air mofeta).
Lavoisier navrhol pomenovať prvok „dusík“ zo zápornej gréckej predpony „a“ a slova pre život „zoe“, pričom zdôraznil jeho neschopnosť podporovať dýchanie. V roku 1790 bol pre dusík navrhnutý názov „dusík“ (dusík – „tvoriaci ľadok“), ktorý sa stal ďalší základ medzinárodný názov prvku (Nitrogenium) a symbol dusíka - N.
Byť v prírode, prijímať:
Dusík sa v prírode vyskytuje prevažne vo voľnom stave. Vo vzduchu objemový zlomok je to 78,09 % a hmotnostný zlomok- 75,6 %. Zlúčeniny dusíka v nie veľké množstvá nachádzajúce sa v pôdach. Dusík je súčasťou bielkovín a mnohých prírodných organických zlúčenín. Všeobecný obsah dusík v zemská kôra 0,01%.
Atmosféra obsahuje asi 4 kvadrilióny (4 10 15) ton dusíka a oceány asi 20 biliónov (20 10 12) ton. Malá časť z tohto množstva – asi 100 miliárd ton – sa každoročne viaže a zabudováva do živých organizmov. Z týchto 100 miliárd ton fixovaného dusíka sa len 4 miliardy ton nachádzajú v rastlinných a živočíšnych tkanivách – zvyšok sa hromadí v rozkladných mikroorganizmoch a nakoniec sa vracia do atmosféry.
V technológii sa dusík získava zo vzduchu. Na získanie dusíka sa vzduch prevedie do kvapalného stavu a potom sa dusík oddelí od menej prchavého kyslíka odparením (t bal N 2 = -195,8 ° C, t bal O 2 = -183 ° C)
IN laboratórne podmienkyčistý dusík možno získať rozkladom dusitanu amónneho alebo zmiešaním roztokov chloridu amónneho a dusitanu sodného pri zahrievaní:
NH4N02N2 + 2H20; NH4CI + NaN02 NaCl + N2 + 2H20.
Fyzikálne vlastnosti:
Prírodný dusík tvoria dva izotopy: 14 N a 15 N. Dusík je za normálnych podmienok bezfarebný plyn bez zápachu a chuti, o niečo ľahší ako vzduch, zle rozpustný vo vode (v 1 litri vody sa rozpustí 15,4 ml dusíka, 31 ml kyslíka). Pri teplote -195,8 ° C sa dusík zmení na bezfarebnú kvapalinu a pri teplote -210,0 ° C - na bielu kvapalinu pevný. V tuhom stave existuje vo forme dvoch polymorfných modifikácií: pod -237,54°C je stabilná forma s kubickou mriežkou, nad - s hexagonálnou mriežkou.
Väzbová energia atómov v molekule dusíka je veľmi vysoká a dosahuje 941,6 kJ/mol. Vzdialenosť medzi centrami atómov v molekule je 0,110 nm. Molekula N2 je diamagnetická. To naznačuje, že väzba medzi atómami dusíka je trojitá.
Hustota plynného dusíka pri 0 °C 1,25046 g/dm 3
Chemické vlastnosti:
Za normálnych podmienok je dusík chemicky neaktívna látka vďaka svojej silnej kovalentnej väzbe. Za normálnych podmienok reaguje iba s lítiom za vzniku nitridu: 6Li + N 2 = 2Li 3 N
So zvyšujúcou sa teplotou sa zvyšuje aktivita molekulárneho dusíka, pričom môže ísť o oxidačné činidlo (s vodíkom, kovmi) aj redukčné činidlo (s kyslíkom, fluórom). Pri zahrievaní, vysoký krvný tlak a v prítomnosti katalyzátora reaguje dusík s vodíkom za vzniku amoniaku: N 2 + 3H 2 = 2NH 3
Dusík sa s kyslíkom spája iba v elektrický oblúk s tvorbou oxidu dusíka (II): N 2 + O 2 = 2NO
IN elektrický výboj možná je aj reakcia s fluórom: N2 + 3F2 = 2NF3
Dôležité spojenia:
Dusík je schopný tvoriť chemické zlúčeniny vo všetkých oxidačných stupňoch od +5 do -3. Pripojenia v kladné stupne oxidáciou sa dusík tvorí s fluórom a kyslíkom a v oxidačných stavoch vyšších ako +3 sa dusík nachádza len v zlúčeninách s kyslíkom.
Amoniak NH 3 je bezfarebný plyn štipľavého zápachu, rozpustný vo vode („amoniak“). Amoniak má základné vlastnosti a interaguje s vodou, halogenovodíkmi a kyselinami:
NH3 + H20 NH3 * H20 NH4 + + OH-; NH3 + HCl = NH4CI
Jeden z typických ligandov v komplexných zlúčeninách: Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 (viol., r-Rom)
Redukčné činidlo: 2NH3 + 3CuO3Cu + N2 + 3H20.
Hydrazín- N 2 H 4 (pernitrid vodíka), ...
Hydroxylamín-NH2OH,...
oxid dusnatý (I), N 2 O (oxid dusný, rajský plyn). ...
oxid dusnatý (II) NO je bezfarebný plyn, bez zápachu, mierne rozpustný vo vode a netvoriaci soľ. V laboratóriu sa získavajú reakciou medi a zriedenej kyseliny dusičnej:
3Cu + 8HN03 = 3Cu(N03)2 + 2NO + 4H20.
V priemysle sa získava katalytickou oxidáciou amoniaku na kyselinu dusičnú:
4NH3 + 502 4NO + 6 H20
Ľahko sa oxiduje na oxid dusnatý (IV): 2NO + O2 = 2NO2
Oxid dusnatý (III), ??? ...
...
Kyselina dusitá, ??? ...
...
Dusitany, ??? ...
...
Oxid dusnatý (IV), NO 2 - jedovatý plyn hnedej farby, má charakteristický zápach, dobre sa rozpúšťa vo vode, poskytuje dve kyseliny, dusičnú a dusičnú: H 2 O + NO 2 = HNO 2 + HNO 3
Po ochladení sa zmení na bezfarebný dimér: 2NO 2 N 2 O 4
oxid dusnatý (V), ??? ...
...
Kyselina dusičná, HNO 3 je bezfarebná kvapalina štipľavého zápachu, bod varu = 83°C. Silná kyselina, soli - dusičnany. Jedno z najsilnejších oxidačných činidiel, ktoré je spôsobené prítomnosťou atómu dusíka v zvyšku kyseliny najvyšší stupeň oxidácia N +5. Keď kyselina dusičná reaguje s kovmi, neuvoľňuje sa ako hlavný produkt vodík, ale rôzne produkty redukcia dusičnanových iónov:
Cu + 4HN03 (konc) = Cu(N03)2 + 2N02 + 2H20;
4Mg + 10HN03 (vysoko zriedené) = 4Mg(N03)2 + NH4N03 + 5H20.
Dusičnany, ??? ...
...
Aplikácia:
Široko používaný na vytvorenie inertného prostredia - plnenie žhaviacich elektrických lámp a voľného priestoru v ortuťových teplomeroch, pri čerpaní kvapalín, v potravinárskom priemysle ako baliaci plyn. Používa sa na nitridáciu povrchu výrobkov z ocele, v povrchovej vrstve vznikajú nitridy železa, ktoré dodávajú oceli väčšiu tvrdosť. Kvapalný dusík sa často používa na hlboké chladenie rôznych látok.
Dusík je dôležitý pre život rastlín a živočíchov, keďže je súčasťou bielkovinových látok. Na výrobu amoniaku sa používa veľké množstvo dusíka. Pri výrobe sa používajú zlúčeniny dusíka minerálne hnojivá, výbušniny a v mnohých odvetviach.
L.V. Čerkašina
Štátna univerzita HF Tyumen, gr. 542 (I)
Zdroje:
- G.P. Chomčenko. Príručka o chémii pre uchádzačov o štúdium na univerzitách. M., Nová vlna, 2002.
- A.S. Egorov, Chémia. Doučovacia pomôcka pre tých, ktorí vstupujú na univerzity. Rostov na Done, Phoenix, 2003.
- objavenie prvkov a pôvod ich názvov/
