protonové číslo 7
relativní atomová hmotnost 14.006
elektronegativita 3.1
elektronová konfigurace [He]2s22p3
hustota (g·cm-3) -
teplota tání (°C) -210.0
teplota varu (°C) -195.8

Dusík (7N)

historie

  • objeven v roce 1772 D. Rutherfordem, C. W. Scheelem a H. Cavendishem
  • název nitrogen navrhl J. A. C. Chaptal v roce 1790, kdy se zjistilo, že tento prvek je součástí kyseliny dusičné a dusičnanů (řecky nitron, gennan- tvořit). Lavoisier dával přednost názvu azot (řecky azotikos = bez života), vzhledem k dusivým vlastnostem plynu tento název se stále používá ve francouzštině a ruštině

výskyt

  • dusík tvoří 78,1 % objemu zemské atmosféry
  • zjištěn v sopečných plynech a některých plynech vyvěrajících z pramenů minerálních vod
  • biogenní prvek – bílkoviny
  • v amoniaku a jeho solích
  • v horninách zemské kůry a v zeminách se vyskytuje vzácně
  • v pořadí výskytu je na 33. místě
    jeho hlavními minerály jsou:
    • ledek draselný = salnitr - KNO3
    • ledek sodný = chilský ledek = chilský salnitr - NaNO3 (ohromná ložiska NaNO3 jsou v pustých neobydlených pouštních oblastech severního Chile)
  • z vázaného dusíku jsou suchozemskými i mořskými rostlinami syntetizovány bílkoviny, které jsou po odumření, rozpadu a oxidaci denitrifikovány bakteriemi opět na N2, který se vrací do moře a atmosféry

průmyslová výroba

  • vzhledem k dostupnosti průmyslově vyráběného dusíku jsou laboratorní způsoby přípravy čistého dusíku používány zřídka
  • jednou z možností je tepelný rozklad azidu sodného při teplotě 300°C za pečlivě kontrolovaných podmínek:
    2NaN3 → 2Na + 3N2
  • horké roztoky dusitanu amonného se rozkládají za vzniku dusíku, přitom se však tvoří malá množství NO a HNO3 , která musí být odstraněna vhodnými absorbenty, jako je dichroman rozpuštěný ve zředěné kyselině sírové:
    NH4NO2 → N2 + 2H2O
  • jinými způsoby přípravy jsou tepelný rozklad dichromanu amonného (NH4)2Cr2O7
    reakce NH3 s bromovou vodou nebo reakce amoniaku (NH3) s oxidem měďnatým (CuO) za vysokých teplot:
    (NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O:
    8NH3 + 3Br2 → N2 + 6NH4Br
    2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O
  • jediným významným způsobem výroby dusíku v průmyslovém měřítku je zkapalnění a frakční destilace vzduchu

fyzikální vlastnosti

  • diamagnetický bezbarvý plyn bez chuti a zápachu
  • lehčí než vzduch
  • nehoří a hoření nepodporuje
  • za nízkých teplot a za vysokého tlaku se dá zkapalnit
  • ve vodě je méně rozpustný než kyslík
  • molekula biatomická

chemické vlastnosti

  • molekulový dusík je za běžné teploty inertní
  • molekuly jsou tvořeny dvěma atomy vzájemně vázanými velice pevnou trojnou vazbou, která je příčinou jeho malé reaktivity
    tato trojná vazba je velice stabilní (vazebná energie 945 kJ/mol) a štěpí se až za vysokých teplot
  • reaktivita roste s teplotou
  • přímo se slučuje s Be, s kovy alkalických zemin, B, Al, Si, Ge za vzniku nitridů (za zvýšené teploty)
  • s Li reaguje za laboratorní teploty
  • reaguje s vodíkem (p = 20 MPa, t = 400 °C), v přítomnosti katalyzátoru
  • atomární dusík
    • vzniká při elektrickém výboji N2 (tlak 0,01 – 0,3 kPa)
    • velmi reaktivní

užití

  • 2/3 vyrobeného dusíku se dodává v plynném skupenství, 1/3 v kapalném
  • používá se k vytváření inertní atmosféry (v železářském a ocelářském průmyslu)
  • v elektrotechnickém průmyslu
  • při balení zpracovaných potravin a léků
  • k udržování tlaku v elektrických a telefonních kabelech
  • k huštění pneumatik
  • elementární dusík je surovinou na výrobu amoniaku, kyseliny dusičné, dusíkatých hnojiv a řady dalších látek
  • ochrana biologických vzorků – krve, spermatu atd.
  • kapalný N2 – mražení potravin, lékařství

sloučeniny

  • amoniak (NH3)
    • bezbarvý alkalický plyn
    • charakteristický pronikavý zápach
    • dráždí a při v7yšších koncentracích leptá sliznice
    • snadno zkapalnitelný
    • přítomen v nepatrném množství ve vzduchu a v sopečných plynech
    • snadno se rozpouští ve vodě
    • vodné roztoky jsou slabě bazické – vzhledem k rovnováze:
      NH3(aq) + H2O → NH4+(aq) + OH-(aq)
    • příprava - reakcí amonných solí s roztoky silných zásad (NaOH, KOH, Ca(OH)2):
      NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O
    • průmyslová výroba - Haberova-Boschova vysokotlaká redukce dusíku vodíkem (p = 20 MPa, t = 400 °C, katalyzátor Fe):
      N2 + 3H2 → 2NH3
    • dále se získává z plynárenských nebo koksárenských čpavkových vod
    • volný el. pár na dusíku způsobuje jeho zásaditý charakter:
      NH3 + HCl → NH4+Cl-
    • při pokojové teplotě stálý
    • při vysokých teplotách, zejména v přítomnosti katalyzátorů, se rozkládá na dusík a vodík - tímto způsobem se vysvětlují redukční vlastnosti amoniaku za zvýšené teploty
      reakce se využívá k redukci oxidů ušlechtilých kovů:
      3CuO + 2NH3 → 3Cu + 3H2O + N2
      halogeny se redukují již za pokojové teploty:
      3Cl2 + 2NH3 → 6HCl + N2
    • reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí:
      2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 - síran amonný
    • na vzduchu hoří žlutým plamenem:
      • neúplné spalování:
        4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
      • úplné spalování:
        4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Pt, t = 800°C)
        2NO + O2 → 2NO2 (Pt, t = 400°C)
    • ve fluoru hoří za vzniku fluorodusíku (NF3)
    • s chlorem poskytuje v závislosti na podmínkách několik produktů: chlorid amonný (NH4Cl), chloramin (NH2Cl), chlorimin (NHCl2), chlorodusík (NCl3)
      reakce poskytující chloramin (NH2Cl) je důležitá pro městské i domácí systémy čištění vody
    • za žáru reaguje s uhlíkem za vzniku kyanidu amonného a vodíku (NH4CN a H2)
    • s fosforem vzniká fosfan a dusík (PH3 a N2)
    • se sírou vzniká sulfan (H2S) a N2S4
    • s kovy reaguje za zvýšené teploty za vzniku nitridů
    • kapalný NH3 je nejznámější nevodné rozpouštědlo
    • rozpouští alkalické kovy za vzniku zbarvených elektricky vodivých roztoků
    • vodné roztoky amoniaku nasycené vzduchem způsobují korozi mědi v mosazi, niklu
    • může být vázán jako ligand v koordinačních sloučeninách např.: anion tetraaminnměďnatý [Cu(NH3)4]2-
    • kapalný NH3 má nižší teplotu tání i varu, nižší hustotu a elektrickou vodivost než H2O, je to zčásti způsobeno slabší vodíkovou vazbou v NH3 a dále tím, že tato vodíková vazba nemůže tvořit stejné sítě jako H2O (pouze jeden elektronový pár proti dvěma u H2O)
    • NH3 podléhá autoprotolýze - vzniká kation amonný (amonium) a anion amidový
      2NH3 → NH4+ + NH2-
    • užití
      • výroba kyseliny dusičné
      • výroba uhličitanu sodného Solvayovou metodou
      • v chladírenství jako cirkulační kapalina do chladicích zařízení (vysoké skupenské teplo vypařování)
      • v různých formách jako hnojivo
    • fluorid amonný (NH4F)
      • vzniká reakcí fluoridu sodného se salmiakem:
        NaF + NH4Cl → NH4F + NaCl
      • hygroskopický
      • rozpustný v H2O
      • při zahřívání se mění na hydrogenfluorid:
        2NH4F → NH4HF2 + NH3
      • roztok hydrogenfluoridu leptá sklo – k tomu účelu se také používá
    • chlorid amonný - salmiak (NH4Cl)
      • příprava - reakcí amoniaku s kyselinou chlorovodíkovou:
        NH3 + HCl → NH4Cl
      • bílá krystalická látka
      • lehce sublimuje
      • ve vodě snadno rozpustný
      • zahříváním se rozkládá:
        NH4Cl → NH3 + HCl
      • se silnějšími zásadami reaguje za uvolnění amoniaku:
        NH4Cl + NaOH → NaCl + H2O + NH3
      • užití
        • pájení kovů
        • elektrolyt v suchých (Lechlancheových) článcích
    • sulfid amonný ((NH4)2S)
      • vzniká při -18 °C přímou syntézou amoniaku a sulfanu:
        2NH3 + H2S → (NH4)2S
      • málo stálý
      • ve vodě rozpustný
      • užití
        • analytická chemie
    • síran amonný ((NH4)2SO4)
      • vzniká reakcí:
        2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
      • tvoří bezbarvé, ve vodě snadno rozpustné krystalky
      • zahříváním se rozkládá na hydrogensíran amonný a amoniak:
        (NH4)2SO4 → NH4HSO4 + NH3
      • užití
        • dusíkaté hnojivo
    • dusičnan amonný (NH4NO3)
      • vzniká reakcí:
        NH3 + HNO3 → NH4NO3
        k odstranění výbušnosti se přidává do zahuštěného roztoku jemně mletý vápenec a horká směs se granuluje
      • užití
        • bezpečnostní trhavina
        • průmyslové hnojivo - ledek amonno-vápenatý (směs NH4NO3 s CaCO3)
    • uhličitan amonný ((NH4)2CO3)
      • bílá krystalická látka
      • ve vodě snadno rozpustná
      • součástí kypřícího prášku
        na vzduchu se snadno rozkládá na amoniak a hydrogenuhličitan amonný, při dalším zahřívání až na amoniak, oxid uhličitý a vodu (cukrářské kvasnice):
        (NH4)2CO3 → NH4HCO3 + NH3
        NH4HCO3 → NH3 + H2O + CO2
    • deriváty amoniaku
      • amidy
        • obsahují NH2- (např. NaNH2 - amid sodný)
        • příprava - vedením suchého amoniaku přes zahřívaný kov (alkalické kovy a kovy alkalických zemin):
          2NH3 + 2Na → 2NaNH2 + H2
        • amidy těžkých kovů vznikají reakcí alkalického amidu se solí těžkého kovu v kapalném amoniaku
          Pb(NO3)2 + 2NaNH2 → Pb(NH2)2 + 2NaNO3
      • imidy
        • obsahují NH2- (např. CaNH - imid vápenatý)
        • vznikají zahříváním některých amidů v dusíkové atmosféře
      • nitridy
        • obsahují N3- (např. Mg3N2 - nitrid hořečnatý)
        • příprava - přímou reakcí s N2 nebo NH3:
          3Ca + N2 → Ca3N2
          3Mg + 2NH3 → Mg3N2 + 3H2
        • termickým rozkladem kovových amidů:
          3Zn(NH2)2 → Zn3N2 + 4NH3
    • hydrazin (N2H4)
      • příprava - reakcí NH3 s alkalickým chlornanem v přítomnosti želatiny nebo klihu:
        2NH3 + NaOCl → N2H4 + NaCl + H2O
      • bezvodý N2H4 je dýmavá bezbarvá kapalina
      • tvoří dvě řady solí: (N2H5)+ a (N2H6)2+
        př. N2H5Cl - chlorid hydrazonia; N2H6SO4 - síran hydrazonia
      • užití
        • N2H4 a jeho methylderiváty CH3NHNH2 a (CH3)2N-NH2 – paliva v řízených střelách, raketoplánech, kosmických zařízeních
        • nadouvadlo
        • zemědělské chemikálie
        • léky
        • redukční činidlo
        • úprava vody pro vysokotlaké kotle (odstraňuje O2, nezvyšuje obsah rozpuštěných látek, sám i jeho reakční a rozkladné produkty jsou těkavé)
        • inhibitor koroze (převádí Fe2O3 na tvrdý Fe3O4)
        • N2H4 a jeho deriváty – syntéza biologicky aktivních látek (např. hydrazid kyseliny isonikotinové, hydrazid kyseliny maleinové, pesticidy)
    • hydroxylamin (NH2OH)
      • bezvodý je bezbarvý
      • termicky nestálá hygroskopická látka
      • používá se ve vodném roztoku nebo ve formě soli
      • užití
        • redukční činidlo
        • absorbent pro spalovací analýzu
        • výroba kaprolaktamu, z kterého se vyrábí polyamidová vlákna (silon)
    • azoimid - kyselina azidovodíková (HN3)
      • nestálá explozivní kapalina
      • odpudivý, dráždivý zápach
      • smrtelný jed
      • soli - azidy (N3)-
    • azid olovnatý (Pb(N3)2) (náplň do rozbušek)
    • sloučeniny dusíku se sírou
      • tetranitrid tetrasíry - S4N4
        • vzniká rozpouštěním síry v kapalném amoniaku:
          4NH3(aq) + 10S → S4N4 + 6H2S
        • nebo zaváděním suchého amoniaku do roztoku chloridu sirného v lihu:
          6S2Cl2 + 16NH3 → S4N4 + 12NH4Cl + S8
        • vytváří oranžové krystalky
        • ve vodě nerozpustný
        • rozpouští se však v mnohých organických rozpouštědlech
        • sublimací ve vakuu se S4N4 mění na S2N2, tato sloučenina polymeruje na (SN)x, vlastnosti polovodiče
    • sloučeniny dusíku s halogeny
      • fluorodusík (NF3)
        • výroba - fluorace amoniaku
          4NH3 + 3F2 → NF3 + 3NH4F (katalyzátor Cu)
        • nejstálejší halogenid dusíku
        • bezbarvý plyn, bez zápachu
        • při vyšších teplotách fluorační činidlo
      • chlorodusík (NCl3)
        • příprava - elektrolýza roztoku chloridu amonného (NH4Cl)
        • hustá, těkavá, vysoce explozivní kapalina
        • v plynném stavu méně nebezpečná látka
        • užití
          • bělení a sterilizace mouky
            NCl3 + 3H2O → NH3 + 3HOCl
      • bromodusík (NBr3)
        • temně rudá,těkavá pevná látka
        • silně citlivá na teplo
        • exploduje již při 100 °C
    • jododusík (NI3)
      • čistý nebyl izolován
      • (NI3 · NH3)x - nerozpustná sloučenina (polymérní struktura extrémně citlivá na náraz)
    • halogenid - oxidy (XNO - halogenidy nitrosylu; XNO2 - halogenidy nitrylu)
      • chlorid nitrosylu - NOCl
        • příprava - reakcí oxidu dusitého s chlorovodíkem za přítomnosti látek odnímajících vodu:
          N2O3 + 2HCl → 2NOCl + H2O (P2O5)
        • červenožlutý plyn, který je poměrně stálý
        • působením ozonu vzniká chlorid nitrylu - NO2Cl, který je nestálý
    • oxidy
      • oxid dusný - rajský plyn (N2O)
        • příprava - opatrným termickým rozkladem roztaveného dusičnanu amonného:
          NH4NO3 → N2O + 2H2O (t = 250 °C)
        • bezbarvý plyn
        • bez chuti
        • málo reaktivní
        • reaktivita výrazně stoupá s rostoucí teplotou:
          NaNH2 + N2O → NaN3 + H2O (t = 200 °C) - reakce průmyslové výroby azidu sodného, z kterého se vyrábějí ostatní azidy
        • může vystupovat jako ligand a může nahradit H2O v aquakomplexech:
          [Ru(NH3)5H2O]2+ + N2O(aq) → [Ru(NH3)5N2O]2+ + H2O
        • rozpustný v rostlinných tucích za zvýšeného tlaku
        • užití
          • dříve anestetikum
          • hnací plyn do bombiček na přípravu šlehačky
      • oxid dusnatý (NO)
        • příprava - reakcí mědi se zředěnou kyselinou dusičnou:
          3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
          nebo redukcí okyselených vodných roztoků dusitanů jodidy:
          KNO2 + KI + H2SO4 → NO + K2SO4 + H2O + 1/2I2
        • průmyslová výroba:
          4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Pt/800 °C)
        • bezbarvý paramagnetický plyn
        • nestálý, při vyšší teplotě se rozkládá na prvky
        • vzdušným kyslíkem se oxiduje na oxid dusičitý (NO2) a zbarvuje se dohněda:
          2NO + O2 → 2NO2
        • při vysokých tlacích a mírných teplotách (50 °C) rychle disproporcionuje:
          3NO → N2O + NO2
        • reakcí s alkalickými hydroxidy vznikají dusitany, oxid dusný a voda:
          2NaOH + 4NO → 2NaNO2 + N2O + H2O
        • snadno reaguje s mnoha sloučeninami přechodných kovů za vzniku nitrosylových komplexů např. [Fe(H2O)5NO]2+ nebo Na2[Fe(CN)5NO]·2H2O – nitroprussid sodný
        • většina nitrosylových komplexů je zbarvena tmavě rudě, hnědě nebo černě
      • oxid dusitý (N2O3)
        • příprava - kondenzací oxidu dusnatého (NO) a oxidu dusičitého (NO2) při t = -20 °C
        • modrá pevná látka, bez technického významu
        • podléhá disproporcionaci:
          N2O3 → NO + NO2
        • reaguje s H2O na kyselinu dusitou:
          N2O3 + H2O → 2HNO2
        • s alkalickým hydroxidem na dusitan:
          2NaOH + N2O3 → 2NaNO2 + H2O
      • oxid dusičitý (NO2)
        • příprava - oxidací oxidu dusnatého:
          2NO + O2 → 2NO2
          nebo reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou:
          Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
          termickým rozkladem dusičnanu olovnatého:
          2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2
        • hnědočervený, paramagnetický plyn
        • silně jedovatý
        • charakteristický zápach
        • ochlazením pod t = -11 °C tuhne na ledový dimér N2O4:
          2NO2 → N2O4
        • reaguje s vodou za vzniku kyseliny dusičné a dusité:
          N2O4 + H2O → HNO3 + HNO2
          protože tvoří směs kyselin, nazývá se smíšeným anhydridem
      • oxid dusičný (N2O5)
        • příprava - dehydratací kyseliny dusičné např. oxidem fosforečným:
          2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + N2O5
        • bezbarvá krystalická látka
        • snadno se rozkládá:
          N2O5 → NO2 + O2 + NO
          je explozivní
        • při 30 °C sublimuje
        • jako oxidační činidlo reaguje prudce s mnoha kovy:
          N2O5 + Na → NaNO3 + NO2
        • reaguje s vodou na kyselinu dusičnou:
          N2O5 + H2O → 2HNO3
        • s H2O2 reaguje za vzniku kyseliny dusičné a kyseliny peroxodusičné:
          H2O2 + N2O5 → HNO3 + HOONO2
      • Oxidy NO a NO2 hrají spolu s oxidy síry hlavní roli při tvorbě kyselého deště. V Evropě způsobují asi 1/3 okyselení dešťových srážek. Oxid dusičitý navíc způsobuje snižování odolnosti vůči virovým onemocněním, bronchytýdě a zápalu plic.
    • kyseliny:
      • kyselina didusná (H2N2O2)
        • příprava - působením bezvodého chlorovodíku na didusnan distříbrný v etherovém roztoku:
          2HCl + Ag2N2O2 → H2N2O2 + 2AgCl↓
        • bezbarvá krystalická látka
        • snadno se rozkládá
        • slabá dvojsytná kyselina
        • soli didusnany (N2O2)2-
          • příprava - redukcí roztoků dusičnanů amalgamem Na nebo Mg:
            4H2O + 2NaNO3 + 8Na/Hg → Na2N2O2 + 8NaOH + 8Hg
          • redukční činidla
      • kyselina dusitá (HNO2)
        • příprava - působením kyseliny chlorovodíkové na roztok dusitanu sodného:
          NaNO2 + HCl → HNO2 + NaCl
        • slabá kyselina
        • stálá jen ve zředěných roztocích
        • podléhá disproporciaci:
          3HNO2(aq) → HNO3 + 2NO + H2O
        • užití
          • diazotace
        • soli: dusitany (NO2)-
          • příprava - mírnou redukcí dusičnanů pomocí C, Fe nebo Pb za zvýšené teploty:
            NaNO3 + Pb → NaNO2 + PbO
          • rozpustné ve vodě
          • něktěré hygroskopické (NaNO2, KNO2)
          • snadno se redukují oxidem siřičitým na NO a N2O
          • oxidují se manganistanem draselným (KMnO4na dusičnany
        • dusitan sodný (NaNO2)
          • užití
            • nakládací sůl na maso
            • výroba hydroxylaminu
            • v kyselém roztoku při diazotaci primárních aromatických aminů
      • kyselina dusičná (HNO3)
        • výroba - 50 – 60% kyselina vzniká katalytickou oxidací amoniaku:
          2NH3 + 5/2O2 → 2NO + 3H2O
          2NO + O2 → 2NO2
          2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
          vzniklá HNO2 se rozkládá podle rovnice:
          3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
        • tzv. dýmavá kyselina (w = 0,89) vzniká reakcí kapalného N2O4 za přítomnosti O2:
          2N2O4 + O2 + 2H2O → 4HNO3
        • bezvodá se získá destilací koncentrovaného roztoku kyseliny v přítomnosti oxidu fosforečného nebo bezvodé kyseliny sírové za sníženého tlaku
        • bezbarvá kapalina
        • silná kyselina
        • oxidační vlastnosti
        • uchovává se v tmavých lahvích, poněvadž se působením světla rozkládá:
          4HNO3 → 4NO2 + 2H2O + O2
        • reaguje s většinou kovů s vyjímkou Au, Pt, Rh, Ir, Ti, Ta, často však záleží na její koncentraci
        • koncentrovaná pasivuje některé kovy (vytváří filmy oxidů, které brání další reakci kovu s kyselinami např. Al, Cu, Fe)
        • některé nekovy oxiduje až na kyselinu:
          3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
        • lučavka královská – směs HNO3 a HCl (v poměru 1:3) rozpouští i Au a platinové kovy
        • užití
          • výroba hnojiv
          • výbušnin
          • zápalných prostředků
          • plastů, léčiv, barviv
        • soli – dusičnany (NO3)-
          • příprava - reakcí kovu, oxidu kovu nebo hydroxidu s HNO3
          • často krystalizují jako hydráty
          • rozpustné ve vodě
          • některé dusičnany hydrolyzují:
            Bi(NO3)3 + 2H2O → Bi(OH)2NO3 + 2HNO3 - zásaditý dusičnan bismutitý
          • dusičnany alkalických kovů se zahřátím rozkládají na dusitan a kyslík:
            2KNO3 → 2KNO2 + O2
          • dusičnany těžkých kovů se zahřátím rozkládají na oxid dusičitý a oxid olovnatý
            Pb(NO3)2 → 2NO2 + PbO
          • užití
            • dusíkatá hnojiva (NaNO3 – chilský ledek, Ca(NO3)2 – norský ledek, KNO3 – draselný ledek , NH4NO3 – amonný ledek)
            • oxidační činidla