Dusík

Dusík se nachází v V.A skupině, tudíž má 5 valenčních elektronů ve druhé vrstvě. Je to nekov, za normálních podmínek je plynný a jeho elektronová konfigurace je 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1. Má 7 protonů, 7 neutronů a 7elektronů a nukleonové číslo 14. Jeho teplota tání je -209.86°C a teplota varu je -195.8° C. Může mít oxidační čísla –III, II, III, IV, V.

Výskyt:
Dusík se vyskytuje na Zemi jako směs dvou izotopů:
14N – výskyt: 99.63 %
15N – výskyt: 0.37 %
Jsou známy tři radioaktivní izotopy dusíku: 12N, 13N, 16N
Biogenní prvek (v bílkovinách a v močovině).
Volný:
V atmosféře 78%
Vázaný:
v dusičnanech (chilský ledek NaNO3, ledek draselný KNO3) a amoniaku NH3

Výroba:
Laboratorní:
tepelným rozkladem NH4NO2
NH4NO2 ? 2H2O + N2
Průmyslová:
Frakční destilací kapalného vzduchu

Vlastnosti:
Je bezbarvý, bez chuti a zápachu, málo rozpustný ve vodě, nehořlavý a hoření nepodporuje, dýchatelný jen ve směsi s kyslíkem.
Vyskytuje se ve všech třech skupenstvích v dvouatomových molekulách (zkapalněný – bezbarvý (přepravuje se v lahvích se zeleným pruhem), tuhý – bílý, podobný sněhu)
Molekula N2 je mimořádně stálá, mezi atomy je trojná vazba (N?N) s velkou vazebnou energií (štěpí se až za vysokých teplot) – atomový dusík je velmi reaktivní.

Použití:
Prvku:
Průmyslově se užívá k výrobě NH3, z něhož se vyrábí HNO3, průmyslových hnojiv (přestože je dusíku ve vzduchu tolik, je rostlinstvu mnohem obtížněji přístupný než CO2, O2 nebo H2O, proto jsou dusíkatá hnojiva nejcennějším doplňkem výživy rostlin), vytvoření inertní atmosféry při chemických reakcích.
Sloučenin:
bezkyslíkaté
NH3 amoniak
-bezbarvý, štiplavě páchnoucí, jedovatý plyn, leptá sliznici
-molekuly NH3 jsou polární, mají tvar trojboké pyramidy
-na vzduchu hoří: 4NH3 + 3O2 ? 2N2 + 6H2O (při úplném spalování: )
použití:
-k výrobě sody: NaCl + H2O + NH3 + CO2 ? NaHCO3 (užívací soda) + NH4Cl đ

-k chemickým syntézám – výbušniny (trinitrotoluen, nitroglycerin, nitrocelulosa), vlákna a plasty (nylon, umělé hedvábí a polyuretan)
kyslíkaté:
-oxidy: všechny oxidy (kromě oxidu dusnatého) jsou kyselinotvorné (s vodou se slučují na kyslíkaté sloučeniny)
-NO a NO2 jsou složkou výfukových plynů a průmyslových emisí, podílejí se na vznikání „kyselých dešťů“
N2O oxid dusný „rajský plyn“
-bezbarvý, nasládlý plyn, užívá se k narkózám a jako hnací plyn do šlehaček, způsobuje bezvědomí
NO-oxid dusnatý
-vzniká (za vysokých teplot): N2 + O2 ? 2NO nedokonalým spalováním amoniaku:
4NH3 + 5O2 ? 4NO + 2H2O Laboratorně: 3Cu + (zředěná)8HNO3 ? 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O
-bezbarvý plyn, snadno oxiduje na NO2, za normální teploty tvoří dimer N2O2 (kvůli nespárovanému elektronu na dusíku)
-použití: při výrobě kyseliny sírové a dusičné
N2O3 oxid dusitý
-vzniká jako modrá kapalina smíšením NO a NO2 za dostatečného ochlazení (-21°C)
-tato molekula existuje pouze v kapalném nebo pevném stavu, při zahřátí tvoří směs plynů NO a NO2
-je anhydridem kyseliny dusité – s vodou poskytuje kyselinu dusitou: N2O3 + H2O ? 2HNO2 (jelikož je nestálá rychle se rozkládá: 3HNO2 ? HNO3 + 2NO + H2O)
NO2 oxid dusičitý
-vzniká 2Pb(NO3)2 ? 2PbO + 4NO2 + O2
-jako plyn (bod varu 22°C), NO2 má hnědočervenou barvu, je silně jedovatý; za nižších teplot barvu skoro ztratí, neboť dimeruje na N2O4
-reaguje s vodou dvěma způsoby: ve studené vodě disproporcionuje (zároveň se oxiduje a redukuje) na směs HNO2 a HNO3, za vyšších teplot na HNO3 a NO.
N2O5 oxid dusičný
-vzniká dehydratací kyseliny dusičné oxidem fosforečným: P4O10 + 4HNO3 ? 4HPO3 + 2N2O5
-je za normální teploty tuhá krystalická látka (bod tání 29.5°C a bod varu 45°C), při vyšších teplotách se rozkládá na N2O4 a O2
-je anhydridem kyseliny dusičné – s vodou poskytuje kyselinu dusičnou: N2O5 + H2O ? 2HNO3
kyseliny
HNO2-kyselina dusitá
-slabá kyselina, stálá jen ve zředěných roztocích, zahříváním se rozkládá: 3HNO2 ? HNO3 + 2NO + H2O, je důležitou látkou při výrobě barviv
HNO3-kyselina dusičná
-silná kyselina, koncentrace HNO3 w=0.68, bezbarvá, uchovává se v tmavých lahvích, poněvadž se působením světla se rozkládá: 4HNO3 ? 4NO2 (díky tomu tmavne - žloutne) + 2H2O + O2
-vlastnosti:
-je silným oxidačním činidlem (nekovy jako C, I, P, S se jejím působením oxidují na svoje oxidy na oxokyseliny za současného uvolnění NO2: S + 6HNO3 ? H2SO4 + 6NO2 + 2H2O)
-kyselina chlorovodíková se působením HNO3 snadno oxiduje za vzniklé Cl2 a ClO2 (využití: lučavka královská = směs koncentrované HNO3 a koncentrované HCl v poměru 1:3 – oxiduje Au, Pt a některé platinové kovy)
-oxiduje i některé organické látky, působením nitrační směsy (HNO3 + H2SO4) dochází k nitraci
-bílkoviny působením kyseliny žloutnou (vzniká xantoprotein – xantoproteinová reakce)
-podle podmínek (koncentrace, druh oxidované látky, teplota) reaguje dvěma způsoby:
koncentrovaná reaguje s méně reaktivními kovy (Cu, Ag, Pb) za vzniklé NO2: Cu + 4HNVO3 ? Cu(NO3)2 + 2NIVO2 + 2H2O (Cr, Fe, Al s koncentrovanou HNO3 nereagují – pasivují se souvislou vrstvou oxidů)
zředěná reaguje s více reaktivními kovy (Zn, Cr, Fe, Al) za vzniklé N2 nebo NH4+ iontů: 4Zn + 10HNVO3 ? 4Zn(NO3)2 + N-IIIH4NO3 + 3H2O
-výroba (3 fáze):
výroba NO (oxidací čpavkových par, 700°C a použití katalisatoru Pt): 4NH3 + 5O2 ? 4NO + 6H2O
oxidace NO: 2NO + O2 ? 2NO2
rozpouštění NO2 ve vodě: 3NO2 + H2O ? 2HNO3 (68%) + NO
-podle staršího způsobu, většinou již opuštěného, se vyrábí zahříváním chilského ledku: NaNO3 + H2SO4 ? NaHSO4 + HNO3 ? NaNO3 + NaHSO4 ? Na2SO4 + HNO3
-soli – dusičnany (obsahující NO3-): dobře rozpustné ve vodě, zahřátím se rozkládají: 2KNO3 ? 2KNO2 + O2 – mají oxidační účinky), některé dusičnany (tzv. ledky) jsou důležitá průmyslová hnojiva, NaNO3 (chilský ledek), KNO3 (draselný ledek), NH4NO3 (amonný ledek)
-použití: léčiva, barviva, ředidla, výbušniny