Atomové číslo dusíku. Dusík: charakteristika, chemické vlastnosti, fyzikální vlastnosti, sloučeniny, místo v přírodě

DUSÍK, N (lat. Nitrogenium * a. dusík; n. Stickstoff; f. azote, dusík; i. dusíko), je chemický prvek skupiny V Mendělejevovy periodické soustavy, atomové číslo 7, atomová hmotnost 14,0067. Objeven v roce 1772 anglickým průzkumníkem D. Rutherfordem.

Vlastnosti dusíku

Za normálních podmínek je dusík bezbarvý plyn bez zápachu. Přírodní dusík se skládá ze dvou stabilních izotopů: 14 N (99,635 %) a 15 N (0,365 %). Molekula dusíku je dvouatomová; atomy jsou spojeny kovalentní trojnou vazbou NN. Průměr molekuly dusíku stanovený různými metodami je 3,15-3,53 A. Molekula dusíku je velmi stabilní - disociační energie je 942,9 kJ/mol.

Molekulární dusík

Molekulární dusíkové konstanty: f tání - 209,86 °C, f var - 195,8 °C; Hustota plynného dusíku je 1,25 kg/m3, kapalného dusíku - 808 kg/m3.

Charakteristika dusíku

V pevném skupenství existuje dusík ve dvou modifikacích: kubická a-forma o hustotě 1026,5 kg/m3 a hexagonální b-forma o hustotě 879,2 kg/m3. Skupenské teplo tání 25,5 kJ/kg, teplo vypařování 200 kJ/kg. Povrchové napětí kapalného dusíku ve styku se vzduchem 8.5.10 -3 N/m; dielektrická konstanta 1,000538. Rozpustnost dusíku ve vodě (cm3 na 100 ml H20): 2,33 (0 °C), 1,42 (25 °C) a 1,32 (60 °C). Vnější elektronový obal atomu dusíku se skládá z 5 elektronů. Oxidační stavy dusíku se mění od 5 (v N 2 O 5) do -3 (v NH 3).

Sloučenina dusíku

Za normálních podmínek může dusík reagovat se sloučeninami přechodných kovů (Ti, V, Mo atd.), vytvářet komplexy nebo být redukován za vzniku amoniaku a hydrazinu. Dusík interaguje s aktivními kovy, například při zahřátí na relativně nízké teploty. Dusík reaguje s většinou ostatních prvků za vysokých teplot a v přítomnosti katalyzátorů. Sloučeniny dusíku s: N 2 O, NO, N 2 O 5 byly dobře studovány. Dusík se slučuje s C pouze při vysokých teplotách a v přítomnosti katalyzátorů; toto produkuje čpavek NH 3 . Dusík přímo neinteraguje s halogeny; proto se všechny halogenidy dusíku získávají pouze nepřímo, např. fluorid dusnatý NF 3 - interakcí s amoniakem. Dusík se také přímo neslučuje se sírou. Když horká voda reaguje s dusíkem, vzniká kyanogen (CN) 2. Při vystavení běžného dusíku elektrickým výbojům, stejně jako při elektrických výbojích ve vzduchu, může vznikat aktivní dusík, což je směs molekul dusíku a atomů se zvýšenou energetickou rezervou. Aktivní dusík velmi energicky interaguje s kyslíkem, vodíkem, párou a některými kovy.

Dusík je jedním z nejběžnějších prvků na Zemi a jeho převážná část (asi 4,10 15 tun) je koncentrována ve volném stavu v. Sopečná činnost ročně uvolní do atmosféry 2,10 6 tun dusíku. Malá část dusíku je koncentrována v (průměrný obsah v litosféře 1,9.10 -3 %). Přírodními sloučeninami dusíku jsou chlorid amonný a různé dusičnany (ledek). Nitridy dusíku se mohou tvořit pouze při vysokých teplotách a tlacích, což se zdá být případem nejranějších fází vývoje Země. Velké nahromadění ledku se vyskytuje pouze v suchém pouštním klimatu ( atd.). Malá množství fixovaného dusíku se nacházejí v (1–2,5 %) a (0,02–1,5 %) a také ve vodách řek, moří a oceánů. Dusík se hromadí v půdách (0,1 %) a živých organismech (0,3 %). Dusík je součástí molekul bílkovin a mnoha přírodních organických sloučenin.

Cyklus dusíku v přírodě

V přírodě existuje cyklus dusíku, který zahrnuje cyklus molekulárního atmosférického dusíku v biosféře, cyklus chemicky vázaného dusíku v atmosféře, cyklus povrchového dusíku pohřbeného organickou hmotou v litosféře s jeho návratem zpět do atmosféry. . Dusík pro průmysl se dříve těžil výhradně z přírodních ložisek ledku, jejichž počet je ve světě velmi omezený. Zvláště velká ložiska dusíku ve formě dusičnanu sodného se nacházejí v Chile; výroba ledku v některých letech činila více než 3 miliony tun.

Dusík byl experimentálně objeven skotským chemikem D. Rutherfordem v roce 1772. V přírodě je dusík převážně ve volném stavu a je jednou z hlavních složek vzduchu. Jaké jsou fyzikální a chemické vlastnosti dusíku?

obecné charakteristiky

Dusík je chemický prvek skupiny V periodického systému Mendělejeva, atomové číslo 7, atomová hmotnost 14, vzorec dusíku - N 2. Překlad názvu prvku - "bez života" - může odkazovat na dusík jako jednoduchou látku. Dusík ve vázaném stavu je však jedním z hlavních prvků života, je součástí bílkovin, nukleových kyselin, vitamínů atd.

Rýže. 1. Elektronická konfigurace dusíku.

Dusík je prvkem druhé periody, nemá excitované stavy, protože atom nemá volné orbitaly. Tento chemický prvek však může vykazovat nejen III, ale i IV valenci v základním stavu v důsledku tvorby kovalentní vazby prostřednictvím mechanismu donor-akceptor za účasti osamoceného elektronového páru dusíku. Stupeň oxidace, kterou může dusík vykazovat, se velmi liší od -3 do +5.

Při studiu struktury molekuly dusíku je třeba si uvědomit, že chemická vazba se uskutečňuje díky třem společným párům p-elektronů, jejichž orbitaly směřují podél os x, y, z.

Chemické vlastnosti dusíku

V přírodě se dusík vyskytuje ve formě jednoduché látky – plynu N2 (objemový podíl ve vzduchu 78 %) a ve vázaném stavu. V molekule dusíku jsou atomy spojeny silnou trojnou vazbou. Energie této vazby je 940 kJ/mol. Při běžných teplotách může dusík interagovat pouze s lithiem (Li 3 N). Po předběžné aktivaci molekul zahřátím, ozářením nebo působením katalyzátorů reaguje dusík s kovy i nekovy. Dusík může reagovat s hořčíkem, vápníkem nebo například hliníkem:

3Mg+N2=Mg3N2

3Ca+N2 = Ca3N2

Důležitá je zejména syntéza amoniaku z jednoduchých látek - dusíku a vodíku za přítomnosti katalyzátoru (železné houby): N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +Q. Amoniak je bezbarvý plyn se štiplavým zápachem. Je vysoce rozpustný ve vodě, což je z velké části způsobeno tvorbou vodíkových můstků mezi molekulami amoniaku a vody a také reakcí přidání do vody prostřednictvím mechanismu donor-akceptor. Mírně alkalická reakce roztoku je způsobena přítomností OH- iontů v roztoku (v malé koncentraci, protože stupeň disociace hydroxidu amonného je velmi malý - je to slabě rozpustná báze).

Rýže. 2. Amoniak.

Ze šesti oxidů dusíku - N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 4, N 2 O 5, kde dusík vykazuje oxidační stav od +1 do +5, jsou první dva - N 2 O a NO - nesolnotvorný, zbytek reaguje za vzniku solí.

Kyselina dusičná, nejdůležitější sloučenina dusíku, se průmyslově získává z amoniaku v 3 etapy :

• oxidace amoniaku na platinovém katalyzátoru:

4NH3+502=4NO+6H20

• oxidace NO na NO 2 vzdušným kyslíkem:

• absorpce NO 2 vodou v přebytku kyslíku:

4N02+2H20+02=4HN03

Dusík může také reagovat při vysokých teplotách a tlaku (v přítomnosti katalyzátoru) s vodíkem:

N2+3H2=2NH3

Rýže. 3. Kyselina dusičná.

Aplikace dusíku

Dusík se používá především jako výchozí produkt pro syntézu amoniaku, dále pro výrobu kyseliny dusičné, minerálních hnojiv, barviv, výbušnin a dalších sloučenin obsahujících dusík. V chladicích systémech se používá kapalný dusík. Aby ocel získala větší tvrdost, zvýšila odolnost proti opotřebení, odolnost proti korozi a tepelnou odolnost, je její povrch při vysokých teplotách nasycen dusíkem. Tato ocel vydrží zahřátí až na 500 stupňů bez ztráty tvrdosti.

DEFINICE

Dusík- sedmý prvek periodické tabulky. Označení - N z latinského "nitrogenium". Nachází se ve druhém období, skupina VA. Odkazuje na nekovy. Jaderný náboj je 7.

Většina dusíku je ve volném stavu. Volný dusík je hlavní složkou vzduchu, který obsahuje 78,2 % (obj.) dusíku. Anorganické sloučeniny dusíku se v přírodě ve větším množství nevyskytují, s výjimkou dusičnanu sodného NaNO 3, který tvoří silné vrstvy na tichomořském pobřeží Chile. Půda obsahuje malé množství dusíku, především ve formě solí kyseliny dusičné. Ale ve formě složitých organických sloučenin - bílkovin - je dusík součástí všech živých organismů.

Ve formě jednoduché látky je dusík bezbarvý plyn bez zápachu a velmi málo rozpustný ve vodě. Je o něco lehčí než vzduch: hmotnost 1 litru dusíku je 1,25 g.

Atomová a molekulární hmotnost dusíku

Relativní atomová hmotnost prvku je poměr hmotnosti atomu daného prvku k 1/12 hmotnosti atomu uhlíku. Relativní atomová hmotnost je bezrozměrná a označuje se A r (index „r“ je počáteční písmeno anglického slova relativní, což znamená „relativní“). Relativní atomová hmotnost atomového dusíku je 14,0064 amu.

Hmotnosti molekul, stejně jako hmotnosti atomů, jsou vyjádřeny v atomových hmotnostních jednotkách. Molekulová hmotnost látky je hmotnost molekuly vyjádřená v atomových hmotnostních jednotkách. Relativní molekulová hmotnost látky je poměr hmotnosti molekuly dané látky k 1/12 hmotnosti atomu uhlíku, jehož hmotnost je 12 amu. Je známo, že molekula dusíku je dvouatomová - N2. Relativní molekulová hmotnost molekuly dusíku se bude rovnat:

Mr (N2) = 14,0064 × 2 ≈ 28.

Izotopy dusíku

V přírodě se dusík vyskytuje ve formě dvou stabilních izotopů 14N (99,635 %) a 15N (0,365 %). Jejich hmotnostní čísla jsou 14 a 15. Jádro atomu izotopu dusíku 14 N obsahuje sedm protonů a sedm neutronů a izotop 15 N obsahuje stejný počet protonů a šest neutronů.

Existuje čtrnáct umělých izotopů dusíku s hmotnostními čísly od 10 do 13 a od 16 do 25, z toho nejstabilnější izotop 13 N s poločasem rozpadu 10 minut.

Ionty dusíku

Vnější energetická hladina atomu dusíku má pět elektronů, které jsou valenčními elektrony:

1s 2 2s 2 2p 3 .

Struktura atomu dusíku je uvedena níže:

V důsledku chemické interakce může dusík ztratit své valenční elektrony, tzn. být jejich dárcem a proměnit se v kladně nabité ionty nebo přijmout elektrony z jiného atomu, tzn. být jejich akceptorem a přeměnit se na záporně nabité ionty:

N°-5e -> N2+;

N°-4e -> N4+;

N°-3e -> N3+;

N°-2e -> N2+;

N°-1e -> N1+;

N°+le ->Ni-;

N°+2e ->N2-;

N°+3e → N3-.

Molekula dusíku a atom

Molekula dusíku se skládá ze dvou atomů - N2. Zde jsou některé vlastnosti charakterizující atom a molekulu dusíku:

Příklady řešení problémů

PŘÍKLAD 1

PŘÍKLAD 2

Sloučeniny dusíku – ledek, kyselina dusičná, amoniak – byly známy dávno předtím, než se dusík získal ve volném stavu. V roce 1772 D. Rutherford, spalující fosfor a další látky ve skleněném zvonu, ukázal, že plyn zbývající po spalování, který nazval „dusivý vzduch“, nepodporuje dýchání a spalování. V roce 1787 A. Lavoisier zjistil, že „životně důležité“ a „dusivé“ plyny, které tvoří vzduch, jsou jednoduché látky, a navrhl název „dusík“. V roce 1784 G. Cavendish ukázal, že dusík je součástí ledku; Odtud pochází latinský název Dusík (z pozdně latinského nitrum - ledek a řeckého gennao - rodím, vyrábím), navržený v roce 1790 J. A. Chaptalem. Počátkem 19. století byla objasněna chemická inertnost dusíku ve volném stavu a jeho výjimečná role ve sloučeninách s jinými prvky, jako je vázaný dusík. Od té doby se „vazba“ dusíku ze vzduchu stala jedním z nejdůležitějších technických problémů chemie.

Distribuce dusíku v přírodě. Dusík je jedním z nejběžnějších prvků na Zemi a jeho převážná část (asi 4·10 15 tun) je koncentrována ve volném stavu v atmosféře. Ve vzduchu je volného dusíku (ve formě molekul N2) 78,09 % objemových (nebo 75,6 % hmot.), nepočítaje jeho drobné nečistoty ve formě amoniaku a oxidů. Průměrný obsah dusíku v litosféře je 1,9·10 -3 % hmotnosti. Přírodními sloučeninami dusíku jsou chlorid amonný NH 4 Cl a různé dusičnany. Velké akumulace ledku jsou charakteristické pro suché pouštní klima (Chile, Střední Asie). Dlouhou dobu byl hlavním dodavatelem dusíku pro průmysl dusičnan (nyní má pro fixaci dusíku primární význam průmyslová syntéza amoniaku z dusíku ze vzduchu a vodíku). Malá množství vázaného dusíku se nacházejí v uhlí (1-2,5 %) a ropě (0,02-1,5 %) a také ve vodách řek, moří a oceánů. Dusík se hromadí v půdách (0,1 %) a v živých organismech (0,3 %).

Ačkoli název „dusík“ znamená „neudržující život“, ve skutečnosti je nezbytným prvkem pro život. Živočišné a lidské bílkoviny obsahují 16-17% dusíku. V organismech masožravých zvířat se bílkovina tvoří v důsledku spotřebovaných bílkovinných látek přítomných v organismech býložravých zvířat a v rostlinách. Rostliny syntetizují bílkoviny asimilací dusíkatých látek obsažených v půdě, především anorganických. To znamená, že množství dusíku vstupuje do půdy díky mikroorganismům fixujícím dusík, které jsou schopny přeměnit volný dusík ze vzduchu na sloučeniny dusíku.

V přírodě probíhá koloběh dusíku, ve kterém hrají hlavní roli mikroorganismy - nitrofycí, denitrofycí, dusík-fixace a další. V důsledku těžby obrovského množství vázaného dusíku z půdy rostlinami (zejména při intenzivním hospodaření) se však půdy o dusík ochuzují. Nedostatek dusíku je typický pro zemědělství téměř ve všech zemích; Na půdách chudých na dostupný dusík se rostliny vyvíjejí špatně. Dusíkatá hnojiva a bílkovinné krmení zvířat jsou nejdůležitějšími prostředky na podporu zemědělství. Lidská ekonomická činnost narušuje cyklus dusíku. Spalování paliva tedy obohacuje atmosféru o dusík a továrny vyrábějící hnojiva vážou dusík ze vzduchu. Přeprava hnojiv a zemědělských produktů redistribuuje dusík na zemský povrch. Dusík je čtvrtým nejrozšířenějším prvkem ve sluneční soustavě (po vodíku, heliu a kyslíku).

Izotopy, atom a molekula dusíku. Přírodní dusík se skládá ze dvou stabilních izotopů: 14 N (99,635 %) a 15 N (0,365 %). Izotop 15N se používá v chemickém a biochemickém výzkumu jako značený atom. Z umělých radioaktivních izotopů dusíku má 13N nejdelší poločas rozpadu (T ½ = 10,08 min), zbytek je velmi krátký. V horních vrstvách atmosféry se vlivem neutronů z kosmického záření 14 N mění na radioaktivní izotop uhlíku 14 C. Tento proces se využívá i při jaderných reakcích k produkci 14 C. Vnější elektronový obal atomu dusíku sestává z 5 elektronů (jeden osamocený pár a tři nepárové - konfigurace 2s 2 2p 3. Nejčastěji je dusík ve sloučeninách 3-kovalentní díky nepárovým elektronům (jako u amoniaku NH 3). Přítomnost osamoceného páru elektronů může vést k vytvoření další kovalentní vazby a dusík se stává 4-kovalentním (jako u amonného iontu NH 4) se mění od +5 (v N 2 O 5) do -3 (v NH 3). za normálních podmínek tvoří dusík ve volném stavu molekulu N 2, kde jsou atomy N spojeny třemi kovalentními vazbami stabilní: jeho disociační energie na atomy je 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol), tedy i při a. teplotě asi 3300 °C, stupeň disociace dusíku je pouze asi 0,1 %.

Fyzikální vlastnosti dusíku. Dusík je o něco lehčí než vzduch; hustota 1,2506 kg/m3 (při 0°C a 101325 n/m2 nebo 760 mm Hg), bod tání -209,86°C, bod varu -195,8°C. Dusík obtížně zkapalňuje: jeho kritická teplota je poměrně nízká (-147,1 °C) a jeho kritický tlak je vysoký 3,39 Mn/m 2 (34,6 kgf/cm 2); hustota kapalného dusíku je 808 kg/m3. Ve vodě je dusík méně rozpustný než kyslík: při 0 °C se v 1 m 3 H 2 O rozpustí 23,3 g dusíku. Dusík je rozpustný v některých uhlovodících lépe než ve vodě.

Chemické vlastnosti dusíku. Dusík interaguje pouze s takovými aktivními kovy, jako je lithium, vápník, hořčík, když jsou zahřáté na relativně nízké teploty. Dusík reaguje s většinou ostatních prvků za vysokých teplot a v přítomnosti katalyzátorů. Sloučeniny dusíku s kyslíkem N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 a N 2 O 5 byly dobře studovány. Z nich přímou interakcí prvků (4000°C) vzniká oxid NO, který po ochlazení snadno dále oxiduje na oxid (IV) NO 2. Oxidy dusíku ve vzduchu vznikají při atmosférických výbojích. Mohou být také získány vystavením směsi dusíku a kyslíku ionizujícímu záření. Když se dusný N 2 O 3 a anhydridy dusičné N 2 O 5 rozpustí ve vodě, získá se kyselina dusitá HNO 2 a kyselina dusičná HNO 3 za vzniku solí - dusitanů a dusičnanů. Dusík se slučuje s vodíkem až za vysokých teplot a za přítomnosti katalyzátorů a vzniká amoniak NH 3 . Kromě amoniaku jsou známy četné další sloučeniny dusíku s vodíkem, např. hydrazin H 2 N-NH 2, diimid HN=NH, kyselina dusičná HN 3 (H-N=N≡N), oktazon N 8 H 14 a další ; Většina sloučenin dusíku s vodíkem je izolována pouze ve formě organických derivátů. Dusík přímo neinteraguje s halogeny, proto se všechny halogenidy dusíku získávají pouze nepřímo, např. fluorid dusnatý NF 3 - reakcí fluoru s amoniakem. Halogenidy dusíku jsou zpravidla málo odolné sloučeniny (s výjimkou NF 3); Oxyhalogenidy dusíku jsou stabilnější - NOF, NOCl, NOBr, NO 2 F a NO 2 Cl. Dusík se také neslučuje přímo se sírou; dusíkatá síra N 4 S 4 se získává jako výsledek reakce kapalné síry s amoniakem. Když horký koks reaguje s dusíkem, vzniká kyanogen (CN) 2 . Zahříváním dusíku s acetylenem C 2 H 2 na 1500 °C lze získat kyanovodík HCN. Interakce dusíku s kovy při vysokých teplotách vede k tvorbě nitridů (například Mg 3 N 2).

Při vystavení běžného dusíku elektrickým výbojům [tlak 130-270 n/m 2 (1-2 mm Hg)] nebo při rozkladu nitridů B, Ti, Mg a Ca, jakož i při elektrických výbojích, může být aktivní dusík vznikající ve vzduchu, což je směs molekul dusíku a atomů se zvýšenou energetickou rezervou. Na rozdíl od molekulárního dusíku aktivní dusík velmi energicky interaguje s kyslíkem, vodíkem, sirnými parami, fosforem a některými kovy.

Dusík je součástí mnoha důležitých organických sloučenin (aminy, aminokyseliny, nitrosloučeniny a další).

Získávání dusíku. V laboratoři lze dusík snadno získat zahřátím koncentrovaného roztoku dusitanu amonného: NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. Technická metoda získávání dusíku je založena na separaci předem zkapalněného vzduchu, který je následně podrobeny destilaci.

Aplikace dusíku. Hlavní část vytěženého volného dusíku je využita pro průmyslovou výrobu čpavku, který se následně ve významném množství zpracovává na kyselinu dusičnou, hnojiva, výbušniny atd. Kromě přímé syntézy čpavku z prvků byla vyvinuta v r. 1905 má průmyslový význam pro vázání dusíku ze vzduchu na základě skutečnosti, že při 1000 °C karbid vápníku (získaný zahříváním směsi vápna a uhlí v elektrické peci) reaguje s volným dusíkem: CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C. Vzniklý kyanamid vápenatý se při vystavení přehřáté vodní páře rozkládá za uvolnění amoniaku: CaCN 2 + 3H 2 O = CaCO 3 + 2NH 3.

Volný dusík se používá v mnoha průmyslových odvětvích: jako inertní médium v ​​různých chemických a metalurgických procesech, k vyplnění volného prostoru ve rtuťových teploměrech, při čerpání hořlavých kapalin atd. Kapalný dusík se používá v různých chladicích jednotkách. Skladuje se a přepravuje v ocelových Dewarových nádobách, plynný dusík ve stlačené formě - v lahvích. Mnoho sloučenin dusíku je široce používáno. Produkce vázaného dusíku se začala rychle rozvíjet po 1. světové válce a nyní dosáhla obrovských rozměrů.

Dusík v těle. Dusík je jedním z hlavních biogenních prvků, které tvoří nejdůležitější látky živých buněk – bílkoviny a nukleové kyseliny. Množství dusíku v těle je však malé (1-3 % suché hmotnosti). Pouze některé mikroorganismy a modrozelené řasy mohou asimilovat molekulární dusík v atmosféře.

V půdě jsou koncentrovány značné zásoby dusíku ve formě různých minerálních (amonné soli, dusičnany) a organických sloučenin (dusík z bílkovin, nukleové kyseliny a produkty jejich rozkladu, tedy ještě ne zcela rozložené zbytky rostlin a živočichů). Rostliny absorbují dusík z půdy jak ve formě anorganických, tak některých organických sloučenin. Velký význam pro výživu rostlin mají v přirozených podmínkách půdní mikroorganismy (amonifikátory), které mineralizují půdní organický dusík na amonné soli. Dusičnanový dusík v půdě vzniká v důsledku životně důležité činnosti nitrifikačních bakterií objevených S. N. Vinogradským v roce 1890, které oxidují amoniak a amonné soli na dusičnany. Část dusičnanového dusíku asimilovaného mikroorganismy a rostlinami se ztrácí a působením denitrifikačních bakterií se mění na molekulární dusík. Rostliny a mikroorganismy dobře absorbují amonný i dusičnanový dusík a redukují ho na amoniak a amonné soli. Mikroorganismy a rostliny aktivně přeměňují anorganický amonný dusík na organické sloučeniny dusíku – amidy (asparagin a glutamin) a aminokyseliny. Jak ukázali D.N.Pryanishnikov a V.S Butkevich, dusík v rostlinách je skladován a transportován ve formě asparaginu a glutaminu. Při tvorbě těchto amidů dochází k neutralizaci amoniaku, jehož vysoké koncentrace jsou toxické nejen pro zvířata, ale i pro rostliny. Amidy jsou součástí mnoha proteinů, a to jak u mikroorganismů a rostlin, tak u zvířat. K syntéze glutaminu a asparaginu enzymatickou amidací kyselin glutamové a asparagové dochází nejen u mikroorganismů a rostlin, ale do určité míry i u zvířat.

K syntéze aminokyselin dochází redukční aminací řady aldehydových kyselin a ketokyselin vznikajících oxidací sacharidů nebo enzymatickou transaminací. Konečnými produkty asimilace amoniaku mikroorganismy a rostlinami jsou proteiny, které jsou součástí protoplazmy a jádra buněk, a také se ukládají jako rezervní proteiny. Zvířata a lidé jsou schopni syntetizovat aminokyseliny pouze v omezené míře. Nedokážou syntetizovat osm esenciálních aminokyselin (valin, isoleucin, leucin, fenylalanin, tryptofan, methionin, threonin, lysin), a proto jsou jejich hlavním zdrojem dusíku bílkoviny konzumované potravou, tedy v konečném důsledku rostlinné bílkoviny a mikroorganismy.

Proteiny ve všech organismech podléhají enzymatickému rozkladu, jehož konečnými produkty jsou aminokyseliny. V další fázi se v důsledku deaminace organický dusík aminokyselin přemění zpět na anorganický amonný dusík. V mikroorganismech a zejména v rostlinách lze amonný dusík využít pro novou syntézu amidů a aminokyselin. U zvířat se neutralizace amoniaku vznikajícího při rozkladu bílkovin a nukleových kyselin provádí syntézou kyseliny močové (u plazů a ptáků) nebo močoviny (u savců včetně člověka), které jsou následně vylučovány z těla. Z hlediska metabolismu dusíku se rostliny na jedné straně a živočichové (a lidé) na straně druhé liší tím, že u živočichů probíhá využití vzniklého amoniaku jen ve slabé míře - většina se vylučuje z těla; V rostlinách je výměna dusíku „uzavřená“ - dusík, který vstupuje do rostliny, se vrací do půdy pouze spolu s rostlinou samotnou.

Dusík je plyn, jednoduchá chemická látka, nekov, prvek periodické tabulky. Latinský název Nitrogenium se překládá jako „zrození ledku“.

Název „dusík“ a jeho souhlásky se používají v mnoha zemích: ve Francii, Itálii, Rusku, Turecku, některých východoslovanských zemích a zemích bývalého SSSR. Podle hlavní verze pochází název „dusík“ z řeckého slova azoos - „bez života“, protože není vhodný k dýchání.

Dusík se primárně vyskytuje jako plyn – asi 78 % (objemově) ve vzduchu. Ložiska minerálů, které jej obsahují - například ledek chilský (dusičnan sodný), ledek indický (dusičnan draselný) jsou většinou vyčerpány, takže v průmyslovém měřítku se činidlo získává chemickou syntézou přímo z atmosféry.

Vlastnosti

Za normálních podmínek je N2 plyn bez chuti, barvy a zápachu. Nehoří, je odolný proti ohni a výbuchu, špatně rozpustný ve vodě a alkoholu a netoxický. Špatně vede teplo a elektřinu. Při teplotách pod -196 °C se nejprve stává kapalným, poté pevným. Kapalný dusík je průhledná, pohyblivá kapalina.

Molekula dusíku je velmi stabilní, takže chemické činidlo je v podstatě inertní, za normálních podmínek reaguje pouze s lithiem, cesiem a komplexy přechodných kovů. K provádění reakcí s jinými látkami jsou zapotřebí zvláštní podmínky: velmi vysoká teplota a tlak a někdy katalyzátor. Nereaguje s halogeny, sírou, uhlíkem, křemíkem, fosforem.

Živel je nesmírně důležitý pro život všeho živého. Je nedílnou součástí bílkovin, nukleových kyselin, hemoglobinu, chlorofylu a mnoha dalších biologicky důležitých sloučenin. Hraje hlavní roli v metabolismu živých buněk a organismů.

Dusík se vyrábí ve formě plynu stlačeného na 150 atmosfér, dodává se v černých lahvích s velkým a jasným žlutým nápisem. Kapalné činidlo je uloženo v Dewarových baňkách (termoska s dvojitými stěnami, s postříbřením na vnitřní straně a vakuem mezi stěnami).

Nebezpečí dusíku

Dusík za normálních podmínek člověku a zvířatům neškodí, ale při zvýšeném tlaku způsobuje omamnou intoxikaci a při nedostatku kyslíku způsobuje udušení. Velmi nebezpečná dekompresní nemoc je spojena s dusíkem a jeho vlivem na lidskou krev při prudkém poklesu tlaku.

Pravděpodobně každý to alespoň jednou viděl ve filmech nebo televizních seriálech, jak kapalný dusík okamžitě zmrazí lidi nebo zámky na mřížích, trezorech atd., načež se stanou křehkými a snadno se rozbijí. Ve skutečnosti kapalný dusík mrzne poměrně pomalu kvůli své nízké tepelné kapacitě. Proto jej nelze použít ke zmrazování osob pro následné rozmrazování – nelze zmrazit celé tělo a orgány rovnoměrně a současně.

Dusík patří mezi pniktogeny - chemické prvky stejné podskupiny periodické tabulky jako on sám. Mezi pniktogeny patří kromě dusíku fosfor, arsen, antimon, vizmut a uměle získané muscovium.

Kapalný dusík je ideálním materiálem pro hašení požárů, zejména požárů cenných předmětů. Po uhašení dusíkem nezůstane žádná voda, žádná pěna, žádný prášek a plyn prostě zmizí.

aplikace

— Tři čtvrtiny veškerého dusíku vyrobeného na světě připadají na výrobu čpavku, z něhož zase vyrábějí kyselinu dusičnou, která se hojně používá v různých průmyslových odvětvích.
— V zemědělství se dusíkaté sloučeniny používají jako hnojiva a samotný dusík slouží k lepšímu uchování zeleniny v zásobnících zeleniny.
— K výrobě výbušnin, rozbušek, paliva pro kosmické lodě (hydrazin).
— K výrobě barviv a léčiv.
— Při čerpání hořlavých látek potrubím, v dolech, v elektronických zařízeních.
— K hašení koksu v metalurgii, k vytvoření neutrální atmosféry v průmyslových procesech.
— Pro proplachování potrubí a nádrží; protrhávání vrstev při těžbě; čerpání paliva do raket.
— Pro vstřikování do pneumatik letadel, někdy do pneumatik automobilů.
- Pro výrobu speciální keramiky - nitrid křemíku, který má zvýšenou mechanickou, tepelnou, chemickou odolnost a mnoho dalších užitečných vlastností.
— Potravinářské aditivum E941 se používá k vytvoření konzervačního prostředí v obalech, které zabraňuje oxidaci a rozvoji mikroorganismů. Kapalný dusík se používá pro stáčení nápojů a olejů.

Kapalný dusík se používá jako:

— Chladivo v kryostatech, vakuových jednotkách atd.
— V kryogenní terapii v kosmetologii a medicíně k provádění určitých typů diagnostiky, k uchovávání vzorků biomateriálů, spermatu, vajíček.
— Při kryogenním řezání.
- K uhašení požárů. Odpařováním činidlo tvoří hmotu plynu 700krát větší, než je objem kapaliny. Tento plyn vytlačí kyslík pryč z plamene a ten zhasne.