Dusík, nitrogenium, 7N, N2 , N≡N
Dusík se vyskytuje volný v atmosféře jako N2 (78 objemových procent) nebo vázaný např. v chilském ledku NaNO3 a v živých organismech, kde je např. v bílkovinách či nukleových kyselinách.
Laboratorně lze připravit:
NH4NO2 → N2 + 2 H2O (tepelný rozklad)
NaNO2 + NH4Cl → N2 + NaCl + 2 H2O
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4 H2O (tepelný rozklad)
Průmyslově se vyrábí frakční destilací kapalného vzduchu.
Dusík je bezbarvý plyn bez zápachu, není jedovatý, dá se zkapalnit a ztužit, ve všech třech skupenstvích je molekula N2. Mezi atomy dusíku v molekule dusíku je trojná vazba. Z velké stability N2 vyplývá, že je dusík málo reaktivní, reaguje až při vysokých teplotách a v přítomnosti katalyzátorů:
6 Li + N2 → 2 Li3N
3 Mg + N2 → Mg3N2
N2 + 3 H2 → 2 NH3
Přepravuje se v ocelových lahvích označených zeleným pruhem. Používá se k vytváření netečné atmosféry, při výrobě NH3, NO, HNO3, dusíkatých hnojiv, kapalný jako chladivo.
Sloučeniny dusíku
Amoniak (azan, čpavek) NH3 se vyskytuje v nepatrném množství ve vzduchu – vzniká biologickým rozkladem organických dusíkatých látek. Připravuje se reakcí chloridu amonného s hydroxidem:
2 NH4Cl + Ca(OH)2 → 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O
NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O
Vyrábí se přímou syntézou při vysoké teplotě a tlaku působením katalyzátoru – Fe:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
Amoniak je bezbarvý plyn čpavého zápachu, toxický, dráždivý. Volný elektronový pár na atomu N a polarita vazeb N – H způsobují vznik vodíkových vazeb mezi molekulami NH3, polaritu molekuly a zásaditý charakter. Je dobře rozpustný ve vodě, část molekul s vodou reaguje:
NH3 + H2O → NH4+ + OH–
Vodný roztok NH3 je zásaditý, jedná se o hydroxid amonný (slabá zásada).
Na vzduchu hoří:
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
Kapalný amoniak je polární rozpouštědlo, podléhá autoprotolýze:
NH3 + NH3 → NH4+ + NH2–
Jeho reakcí se silnými kyselinami vznikají amonné soli:
2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
Reakcí s alkalickými kovy získáme amidy:
2 NH3 + 2 Na → 2 NaNH2 + H2
Amoniak se používá k výrobě HNO3, Na2CO3, průmyslových hnojiv, barviv, plastů, kapalný jako hnojivo, chladicí látka v chladírenských strojích.
Amonné soli obsahují amonné kationty NH4+. Jedná se o bílé krystalické látky dobře rozpustné ve vodě, protože to jsou iontové sloučeniny. Za vyšší teploty se snadno rozkládají:
(NH4)2CO3 → 2 NH3 + CO2 + H2O
Tab.1: Příklady a použití amonných solí
|
Vzorec |
Triviální název |
Použití |
|
NH4Cl |
salmiak |
při pájení, na suché články, v lékařství |
|
(NH4)2SO4 |
|
na průmyslové hnojivo |
|
(NH4)2CO3 |
|
do prášků na kypření těsta |
|
(NH4)2S |
|
v analytické chemii |
|
NH4NO3 |
|
k přípravě NO, k výrobě třaskavin |
Oxid dusný N2O je bezbarvý plyn příjemného zápachu a nasládlé chuti (rajský plyn). Nereaguje s vodou. V malých dávkách způsobuje opojení, ve větších dávkách bezvědomí. Dříve se používal k narkózám, dnes jako hnací plyn v bombičkách na šlehačku.
Oxid dusnatý NO se připravuje reakcí mědi se zředěnou kyselinou dusičnou:
3 Cu + 8 HNO3 → 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O
Vyrábí se z amoniaku:
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
Je to bezbarvý plyn, na vzduchu okamžitě reaguje s kyslíkem:
2 NO + O2 → 2 NO2
Má volný elektronový pár na dusíku, proto při nižších teplotách dimeruje:
2 NO ⇄ N2O2
Oxid dusitý N2O3 se snadno rozkládá:
2 N2O3 → 2 NO + N2O4
Je anhydridem HNO2:
N2O3 + H2O → 2 HNO2
Oxid dusičitý NO2 vzniká oxidací oxidu dusnatého:
2 NO + O2 → 2 NO2
Tento červenohnědý plyn je prudce jedovatý. Má volný elektronový pár na N, proto při nižších teplotách dimeruje:
2 NO2 ⇄ N2O4
Dimer je bezbarvý plyn.
Reaguje s vodou:
2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
Oxid dusičný N2O5 je bezbarvá tuhá látka. Reaguje s vodou:
N2O5 + H2O → 2 HNO3
Kyselina dusitá HNO2 je velmi slabá jednosytná kyselina. Existuje pouze ve velmi zředěných vodných roztocích, má oxidační i redukční účinky.
Dusitany vznikají mírnou redukcí dusičnanů olovem:
NaNO3 + Pb → NaNO2 + PbO
Kyselina dusičná HNO3 se laboratorně připravuje reakcí kyseliny sírové s dusičnanem sodným:
2 NaNO3 + H2SO4 → 2 HNO3 + Na2SO4
Základní surovinou pro její výrobu je amoniak:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
2 NO + O2 → 2 NO2
4 NO2 + O2 + 2 H2O → 4 HNO3
Čistá kyselina dusičná je bezbarvá kapalina, světlem se rozkládá za vzniku tmavohnědých par, proto se uchovává v tmavých lahvích:
4 HNO3 → 4 NO2 + O2 + 2 H2O
68 % vodný roztok je koncentrovaná kyselina. Je to silná jednosytná kyselina, má silné oxidační účinky, které závisí na její koncentraci, na druhu oxidované látky a na teplotě:
3 Cu + 8 HNO3 (zředěná) → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Cu + 4 HNO3 (koncentrovaná) → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
4 Zn + 10 HNO3 (zředěná) → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
S + 2 HNO3 (koncentrovaná) → H2SO4 + 2 NO
3 I2 + 10 HNO3 (koncentrovaná) → 6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O
P4 + 20 HNO3 → 4 H3PO4 + 20 NO2 + 4H2O
Koncentrovaná HNO3 reaguje s většinou kovů včetně Cu, Ag, Hg (lučavka), nereaguje s Au, Pt a platinovými kovy (ty reagují s lučavkou královskou – směs konc. HCl a konc. HNO3 v poměru 3:1). Al, Cr a Fe se konc. HNO3 pasivují – na povrchu kovu se vytvoří souvislá vrstvička oxidů, které brání další reakci. Se zředěnou HNO3 však tyto kovy reagují. Bílkoviny reakcí s HNO3 žloutnou (xantoproteinová reakce).
Kyselina dusičná se používá při výrobě NH4NO3 (na hnojivo a výrobu výbušnin), barviv, léčiv a výbušnin.
Dusičnany vznikají reakcí kovu s HNO3 nebo oxidu kovu s HNO3. Můžeme použít také uhličitan nebo hydroxid:
CaCO3 + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
Jsou dobře rozpustné ve vodě, výbušné, mají silné oxidační účinky. Teplem se rozkládají:
2 KNO3 → 2 KNO2 + O2
Používají se k výrobě černého střelného prachu nebo jako hnojiva – tzv. ledky: chilský NaNO3, draselný KNO3 nebo amonný NH4NO3.
