DUSÍK, N (lat. Nitrogenium * a. dusík; n. Stickstoff; f. azote, dusík; i. dusíko), je chemický prvok skupiny V Mendelejevovej periodickej sústavy, 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 pozostáva z dvoch stabilných izotopov: 14 N (99,635 %) a 15 N (0,365 %). Molekula dusíka je dvojatómová; atómy sú spojené kovalentnou trojitou väzbou NN. Priemer molekuly dusíka stanovený rôznymi metódami je 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 plynného dusíka je 1,25 kg/m3, kvapalného dusíka - 808 kg/m3.
Charakteristika dusíka
V pevnom stave existuje dusík v dvoch modifikáciách: kubická a-forma s hustotou 1026,5 kg/m3 a hexagonálna b-forma s hustotou 879,2 kg/m3. Teplo topenia 25,5 kJ/kg, teplo vyparovania 200 kJ/kg. Povrchové napätie kvapalného dusíka 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). Vonkajší elektrónový obal atómu 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. Sopečná činnosť každoročne uvoľní do atmosféry 2,10 6 ton dusíka. Malá časť dusíka sa koncentruje v (priemerný obsah v litosfére 1,9.10 -3 %). Prírodné zlúčeniny dusíka sú chlorid amónny a rôzne dusičnany (ľadok). Nitridy dusíka sa môžu vytvárať len pri vysokých teplotách a tlakoch, čo sa zdá byť prípadom najskorších štádií 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 mnohých prírodných organických zlúčenín.
Cyklus dusíka v prírode
V prírode existuje cyklus dusíka, ktorý zahŕňa cyklus molekulárneho atmosférického dusíka v biosfére, cyklus chemicky viazaného dusíka v atmosfére, cyklus povrchového dusíka pochovaného organickou hmotou 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.
Dusík experimentálne objavil škótsky chemik D. Rutherford v roku 1772. V prírode je dusík hlavne vo voľnom stave a je jednou z hlavných zložiek vzduchu. Aké sú fyzikálne a chemické vlastnosti dusíka?
všeobecné charakteristiky
Dusík je chemický prvok skupiny V periodického systému Mendelejeva, atómové číslo 7, atómová hmotnosť 14, vzorec dusíka - N 2. Preklad názvu prvku - "bez života" - môže odkazovať na dusík ako jednoduchú látku. Dusík vo viazanom stave je však jedným z hlavných prvkov života, je súčasťou bielkovín, nukleových kyselín, vitamínov atď.
Ryža. 1. Elektronická konfigurácia dusíka.
Dusík je prvkom druhej periódy, nemá excitované stavy, pretože atóm nemá voľné orbitály. Tento chemický prvok však môže vykazovať nielen III, ale aj IV valenciu v základnom stave v dôsledku tvorby kovalentnej väzby prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor za účasti osamoteného elektrónového páru dusíka. Stupeň oxidácie, ktorý môže dusík vykazovať, sa pohybuje v širokom rozmedzí od -3 do +5.
Pri štúdiu štruktúry molekuly dusíka je potrebné pamätať na to, že chemická väzba sa uskutočňuje v dôsledku troch spoločných párov p-elektrónov, ktorých orbitály sú nasmerované pozdĺž osí x, y, z.
Chemické vlastnosti dusíka
V prírode sa dusík vyskytuje vo forme jednoduchej látky – plynu N2 (objemový podiel vo vzduchu 78 %) a vo viazanom stave. V molekule dusíka sú atómy spojené silnou trojitou väzbou. Energia tejto väzby je 940 kJ/mol. Pri bežných teplotách môže dusík interagovať iba s lítiom (Li 3 N). Po predbežnej aktivácii molekúl zahrievaním, ožiarením alebo pôsobením katalyzátorov reaguje dusík s kovmi a nekovmi. Dusík môže reagovať s horčíkom, vápnikom alebo napríklad hliníkom:
3Mg+N2 = Mg3N2
3Ca+N2=Ca3N2
Dôležitá je najmä syntéza amoniaku z jednoduchých látok – dusíka a vodíka za prítomnosti katalyzátora (železnej huby): N 2 + 3H 2 = 2NH 3 +Q. Amoniak je bezfarebný plyn so štipľavým zápachom. Je vysoko rozpustný vo vode, čo je do značnej miery spôsobené tvorbou vodíkových väzieb medzi molekulami amoniaku a vody, ako aj reakciou pridania do vody prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor. Mierne alkalická reakcia roztoku je spôsobená prítomnosťou OH- iónov v roztoku (v malej koncentrácii, pretože stupeň disociácie hydroxidu amónneho je veľmi malý - je to slabo rozpustná zásada).
Ryža. 2. Amoniak.
Zo šiestich oxidov dusíka - N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 4, N 2 O 5, kde dusík vykazuje oxidačný stav od +1 do +5, prvé dva - N 2O a NO - nesolnotvorný, zvyšok reaguje za vzniku solí.
Kyselina dusičná, najdôležitejšia zlúčenina dusíka, sa priemyselne získava z amoniaku v 3 etapy :
- oxidácia amoniaku na platinovom katalyzátore:
4NH3+502=4NO+6H20
- oxidácia NO na NO 2 vzdušným kyslíkom:
- absorpcia NO 2 vodou v nadbytku kyslíka:
4N02 + 2H20+02 = 4HN03
Dusík môže reagovať aj pri vysokých teplotách a tlaku (v prítomnosti katalyzátora) s vodíkom:
N2+3H2=2NH3
Ryža. 3. Kyselina dusičná.
Aplikácia dusíka
Dusík sa používa najmä ako východiskový produkt pri syntéze amoniaku, ako aj pri výrobe kyseliny dusičnej, minerálnych hnojív, farbív, výbušnín a iných zlúčenín obsahujúcich dusík. V chladiacich systémoch sa používa kvapalný dusík. Aby oceľ získala väčšiu tvrdosť, zvýšila odolnosť proti opotrebeniu, odolnosť proti korózii a tepelnú odolnosť, jej povrch je pri vysokých teplotách nasýtený dusíkom. Táto oceľ vydrží zahriatie až na 500 stupňov bez straty tvrdosti.
DEFINÍCIA
Dusík- siedmy prvok periodickej tabuľky. Označenie - N z latinského "nitrogenium". Nachádza sa v druhom období, skupina VA. Vzťahuje sa na nekovy. Jadrový náboj je 7.
Väčšina dusíka je vo voľnom stave. Voľný dusík je hlavnou zložkou vzduchu, ktorý obsahuje 78,2 % (obj.) dusíka. Anorganické zlúčeniny dusíka sa v prírode nevyskytujú vo veľkých množstvách, s výnimkou dusičnanu sodného NaNO 3, ktorý tvorí hrubé vrstvy na tichomorskom pobreží Čile. Pôda obsahuje malé množstvo dusíka, najmä vo forme solí kyseliny dusičnej. Ale vo forme zložitých organických zlúčenín - bielkovín - je dusík súčasťou všetkých živých organizmov.
Vo forme jednoduchej látky je dusík bezfarebný plyn bez zápachu a veľmi málo rozpustný vo vode. Je o niečo ľahší ako vzduch: hmotnosť 1 litra dusíka je 1,25 g.
Atómová a molekulová hmotnosť dusíka
Relatívna atómová hmotnosť prvku je pomer hmotnosti atómu daného prvku k 1/12 hmotnosti atómu uhlíka. Relatívna atómová hmotnosť je bezrozmerná a označuje sa A r (index „r“ je začiatočné písmeno anglického slova relativní, čo znamená „relatívny“). Relatívna atómová hmotnosť atómového dusíka je 14,0064 amu.
Hmotnosti molekúl, ako aj hmotnosti atómov, sú vyjadrené v atómových hmotnostných jednotkách. Molekulová hmotnosť látky je hmotnosť molekuly vyjadrená v atómových hmotnostných jednotkách. Relatívna molekulová hmotnosť látky je pomer hmotnosti molekuly danej látky k 1/12 hmotnosti atómu uhlíka, ktorého hmotnosť je 12 amu. Je známe, že molekula dusíka je dvojatómová - N2. Relatívna molekulová hmotnosť molekuly dusíka sa bude rovnať:
Mr (N2) = 14,0064 × 2 ≈ 28.
Izotopy dusíka
V prírode existuje dusík vo forme dvoch stabilných izotopov 14N (99,635 %) a 15N (0,365 %). Ich hmotnostné čísla sú 14 a 15. Jadro atómu izotopu dusíka 14N obsahuje sedem protónov a sedem neutrónov a izotop 15N obsahuje rovnaký počet protónov a šesť neutrónov.
Existuje štrnásť umelých izotopov dusíka s hmotnostnými číslami od 10 do 13 a od 16 do 25, z toho najstabilnejší izotop 13 N s polčasom rozpadu 10 minút.
Ióny dusíka
Vonkajšia energetická hladina atómu dusíka má päť elektrónov, ktoré sú valenčnými elektrónmi:
1s 2 2s 2 2p 3 .
Štruktúra atómu dusíka je uvedená nižšie:
V dôsledku chemickej interakcie môže dusík stratiť svoje valenčné elektróny, t.j. byť ich donorom, a premeniť sa na kladne nabité ióny alebo prijať elektróny z iného atómu, t.j. byť ich akceptorom a premeniť sa na záporne nabité ióny:
N°-5e —> N2+;
N°-4e -> N4+;
N°-3e -> N3+;
N°-2e -> N2+;
N°-1e -> N1+;
N°+1e -> N1-;
N°+2e ->N2-;
N°+3e ->N3-.
Molekula a atóm dusíka
Molekula dusíka pozostáva z dvoch atómov - N2. Tu sú niektoré vlastnosti charakterizujúce atóm a molekulu dusíka:
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
| Cvičenie | Na vytvorenie chloridu amónneho sa odobralo 11,2 litra (n.s.) plynného amoniaku a 11,4 litra (n.s.) chlorovodíka. Aká je hmotnosť vytvoreného reakčného produktu? |
| Riešenie | Napíšme rovnicu pre reakciu výroby chloridu amónneho z amoniaku a chlorovodíka: NH3 + HCl = NH4CI. Nájdite počet mólov východiskových látok: n(NH3) = V(NH3)/Vm; n(NH3) = 11,2/22,4 = 0,5 mol. n(HCl) = V(NH3)/Vm; n(HCl) = 11,4/22,4 = 0,51 mol. n(NH3) n(NH4CI) = n(NH3) = 0,5 mol. Potom sa hmotnosť chloridu amónneho bude rovnať: M(NH4CI) = 14 + 4 x 1 + 35,5 = 53,5 g/mol. m(NH4CI) = n(NH4CI) x M(NH4CI); m(NH4CI) = 0,5 x 53,5 = 26,75 g. |
| Odpoveď | 26,75 g |
PRÍKLAD 2
| Cvičenie | 10,7 g chloridu amónneho sa zmiešalo so 6 g hydroxidu vápenatého a zmes sa zahrievala. Aký plyn a koľko z neho podľa hmotnosti a objemu sa uvoľnilo (n.s.)? |
| Riešenie | Napíšme reakčnú rovnicu pre interakciu chloridu amónneho s hydroxidom vápenatým: 2NH4CI + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3- + 2H20. Určme, ktorý z dvoch reaktantov je v prebytku. Za týmto účelom vypočítame ich počet mólov: M(NH4CI) = Ar (N) + 4 x Ar (H) + Ar (Cl); M(NH4CI) = 14 + 4 x 1 + 35,5 = 53,5 g/mol. n(NH4CI) = m (NH4CI)/M(NH4CI); n(NH4CI) = 10,7 / 53,5 = 0,1 mol. M(Ca(OH)2) = Ar (Ca) + 2 x Ar (H) + 2 x Ar (0); M(Ca(OH)2) = 40 + 2 x 1 + 2 x 16 = 42 + 32 = 74 g/mol. n(Ca(OH)2) = m(Ca(OH)2)/M(Ca(OH)2); n(Ca(OH)2) = 6/74 = 0,08 mol. n(Ca(OH)2) n(NH3) = 2xn(Ca(OH)2) = 2x0,08 = 0,16 mol. Potom sa hmotnosť amoniaku bude rovnať: M(NH3) = Ar (N) + 3 x Ar (H) = 14 + 3 x 1 = 17 g/mol. m(NH3) = n(NH3) x M(NH3) = 0,16 x 17 = 2,72 g. Objem amoniaku je: V(NH3) = n(NH3) x Vm; V(NH3) = 0,16 x 22,4 = 3,584 l. |
| Odpoveď | V dôsledku reakcie sa vytvoril amoniak s objemom 3,584 litra a hmotnosťou 2,72 g. |
Zlúčeniny dusíka – ľadok, kyselina dusičná, amoniak – boli známe dávno predtým, ako sa dusík získal vo voľnom stave. V roku 1772 D. Rutherford pri spaľovaní fosforu a iných látok v sklenenom zvone ukázal, že plyn zostávajúci po spaľovaní, ktorý nazval „dusivý vzduch“, nepodporuje dýchanie a horenie. V roku 1787 A. Lavoisier zistil, že „životne dôležité“ a „dusivé“ plyny, ktoré tvoria vzduch, sú jednoduché látky a navrhol názov „dusík“. V roku 1784 G. Cavendish ukázal, že dusík je súčasťou ledku; Odtiaľ pochádza latinský názov Dusík (z neskorolaténskeho nitrum - ľadok a gréckeho gennao - rodím, produkujem), navrhnutý v roku 1790 J. A. Chaptalom. Začiatkom 19. storočia bola objasnená chemická inertnosť dusíka vo voľnom stave a jeho výnimočná úloha v zlúčeninách s inými prvkami, ako je viazaný dusík. Odvtedy sa „viazanie“ dusíka zo vzduchu stalo jedným z najdôležitejších technických problémov chémie.
Distribúcia dusíka v prírode. Dusík je jedným z najbežnejších prvkov na Zemi a jeho väčšina (asi 4·10 15 ton) je sústredená vo voľnom stave v atmosfére. Vo vzduchu je voľný dusík (vo forme molekúl N2) 78,09 % objemu (alebo 75,6 % hmotnosti), nepočítajúc jeho menšie nečistoty vo forme amoniaku a oxidov. Priemerný obsah dusíka v litosfére je 1,9·10 -3 % hmotnosti. Prírodné zlúčeniny dusíka sú chlorid amónny NH 4 Cl a rôzne dusičnany. Veľké akumulácie ledku sú charakteristické pre suché púštne podnebie (Čile, Stredná Ázia). Po dlhú dobu bol hlavným dodávateľom dusíka pre priemysel dusičnany (v súčasnosti má primárny význam pre fixáciu dusíka priemyselná syntéza amoniaku z dusíka zo vzduchu a vodíka). Malé množstvá viazaného dusíka sa nachádzajú v uhlí (1 – 2,5 %) a rope (0,02 – 1,5 %), ako aj vo vodách riek, morí a oceánov. Dusík sa hromadí v pôde (0,1 %) a v živých organizmoch (0,3 %).
Aj keď názov „dusík“ znamená „neudržiavajúci život“, v skutočnosti je nevyhnutným prvkom pre život. Živočíšne a ľudské bielkoviny obsahujú 16-17% dusíka. V organizmoch mäsožravých zvierat sa bielkoviny tvoria v dôsledku spotrebovaných bielkovinových látok prítomných v organizmoch bylinožravých zvierat a v rastlinách. Rastliny syntetizujú bielkoviny asimiláciou dusíkatých látok obsiahnutých v pôde, najmä anorganických. To znamená, že množstvo dusíka vstupuje do pôdy vďaka mikroorganizmom viažucim dusík, ktoré sú schopné premeniť voľný dusík zo vzduchu na zlúčeniny dusíka.
V prírode prebieha kolobeh dusíka, v ktorom hlavnú úlohu zohrávajú mikroorganizmy - nitrofovanie, denitrofovanie, fixovanie dusíka a iné. V dôsledku extrakcie obrovského množstva viazaného dusíka z pôdy rastlinami (najmä pri intenzívnom poľnohospodárstve) sa však pôdy ochudobňujú o dusík. Nedostatok dusíka je typický pre poľnohospodárstvo takmer vo všetkých krajinách; Na pôdach chudobných na dostupný dusík sa rastliny vyvíjajú zle. Dusíkaté hnojivá a bielkovinové kŕmenie zvierat sú najdôležitejšími prostriedkami na oživenie poľnohospodárstva. Ľudská ekonomická činnosť narúša cyklus dusíka. Spaľovanie paliva teda obohacuje atmosféru o dusík a továrne vyrábajúce hnojivá viažu dusík zo vzduchu. Preprava hnojív a poľnohospodárskych produktov redistribuuje dusík na zemský povrch. Dusík je štvrtým najrozšírenejším prvkom v slnečnej sústave (po vodíku, héliu a kyslíku).
Izotopy, atóm a molekula dusíka. Prírodný dusík pozostáva z dvoch stabilných izotopov: 14 N (99,635 %) a 15 N (0,365 %). Izotop 15N sa používa v chemickom a biochemickom výskume ako značený atóm. Z umelých rádioaktívnych izotopov dusíka má 13N najdlhší polčas rozpadu (T ½ = 10,08 min), ostatné sú veľmi krátke. V horných vrstvách atmosféry sa vplyvom neutrónov z kozmického žiarenia 14 N mení na rádioaktívny izotop uhlíka 14 C. Tento proces sa využíva aj pri jadrových reakciách na výrobu 14 C. Vonkajší elektrónový obal atómu dusíka pozostáva z 5 elektrónov (jeden osamelý pár a tri nepárové - konfigurácia 2s 2 2p 3. Najčastejšie je dusík v zlúčeninách 3-kovalentný vďaka nespárovaným elektrónom (ako v amoniaku NH 3). Prítomnosť osamelého páru elektrónov môže viesť k vytvoreniu ďalšej kovalentnej väzby a dusík sa stáva 4-kovalentným (ako v amónnom ióne NH 4). za normálnych podmienok tvorí dusík vo voľnom stave molekulu N 2, kde sú atómy N spojené tromi kovalentnými väzbami stabilne: jeho disociačná energia na atómy je 942,9 kJ/mol (225,2 kcal/mol), teda aj pri a. pri teplote asi 3300 °C je stupeň disociácie dusíka len asi 0,1 %.
Fyzikálne vlastnosti dusíka. Dusík je o niečo ľahší ako vzduch; hustota 1,2506 kg/m3 (pri 0°C a 101325 n/m2 alebo 760 mm Hg), teplota topenia -209,86°C, teplota varu -195,8°C. Dusík sa ťažko skvapalňuje: jeho kritická teplota je pomerne nízka (-147,1 °C) a jeho kritický tlak je vysoký 3,39 Mn/m2 (34,6 kgf/cm2); hustota kvapalného dusíka je 808 kg/m3. Dusík je menej rozpustný vo vode ako kyslík: pri 0 °C sa 23,3 g dusíka rozpustí v 1 m 3 H 2 O. Dusík je rozpustný v niektorých uhľovodíkoch lepšie ako vo vode.
Chemické vlastnosti dusíka. Dusík interaguje iba s takými aktívnymi kovmi, ako je lítium, vápnik, horčík, keď sa zahrieva na relatívne nízke teploty. Dusík reaguje s väčšinou ostatných prvkov pri vysokých teplotách a v prítomnosti katalyzátorov. Zlúčeniny dusíka s kyslíkom N20, NO, N203, N02 a N205 boli dobre študované. Z nich priamou interakciou prvkov (4000°C) vzniká oxid NO, ktorý po ochladení ľahko ďalej oxiduje na oxid (IV) NO 2. V ovzduší vznikajú oxidy dusíka pri atmosférických výbojoch. Môžu sa tiež získať vystavením zmesi dusíka a kyslíka ionizujúcemu žiareniu. Keď sa dusný N 2 O 3 a anhydridy dusičné N 2 O 5 rozpustia vo vode, získa sa kyselina dusitá HNO 2 a kyselina dusičná HNO 3, pričom sa tvoria soli - dusitany a dusičnany. Dusík sa zlučuje s vodíkom len pri vysokých teplotách a v prítomnosti katalyzátorov a vzniká amoniak NH 3 . Okrem amoniaku sú známe mnohé ďalšie zlúčeniny dusíka s vodíkom, napríklad hydrazín H 2 N-NH 2, diimid HN=NH, kyselina dusičná HN 3 (H-N=N≡N), oktazón N 8 H 14 a iné ; Väčšina zlúčenín dusíka s vodíkom je izolovaná len vo forme organických derivátov. Dusík priamo neinteraguje s halogénmi, preto sa všetky halogenidy dusíka získavajú len nepriamo, napríklad fluorid dusnatý NF 3 - reakciou fluóru s amoniakom. Halogenidy dusíka sú spravidla zlúčeniny s nízkou odolnosťou (s výnimkou NF 3); Oxyhalogenidy dusíka sú stabilnejšie - NOF, NOCl, NOBr, NO 2 F a NO 2 Cl. Dusík sa tiež nespája priamo so sírou; dusíkatá síra N 4 S 4 sa získava ako výsledok reakcie kvapalnej síry s amoniakom. Keď horúci koks reaguje s dusíkom, vzniká kyanogén (CN) 2. Zahriatím dusíka s acetylénom C2H2 na 1500 °C možno získať kyanovodík HCN. Interakcia dusíka s kovmi pri vysokých teplotách vedie k tvorbe nitridov (napríklad Mg 3 N 2).
Ak je bežný dusík vystavený elektrickým výbojom [tlak 130-270 n/m 2 (1-2 mm Hg)] alebo pri rozklade nitridov B, Ti, Mg a Ca, ako aj pri elektrických výbojoch, môže dôjsť k vzniku aktívneho dusíka. vzniká vo vzduchu, čo je zmes molekúl dusíka a atómov so zvýšenou energetickou rezervou. Na rozdiel od molekulárneho dusíka, aktívny dusík veľmi energicky interaguje s kyslíkom, vodíkom, parami síry, fosforom a niektorými kovmi.
Dusík je súčasťou mnohých dôležitých organických zlúčenín (amíny, aminokyseliny, nitrozlúčeniny a iné).
Získanie dusíka. V laboratóriu možno dusík ľahko získať zahrievaním koncentrovaného roztoku dusitanu amónneho: NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O. Technická metóda získavania dusíka je založená na separácii vopred skvapalneného vzduchu, ktorý sa potom podrobený destilácii.
Aplikácia dusíka. Hlavná časť vyťaženého voľného dusíka sa využíva na priemyselnú výrobu amoniaku, ktorý sa následne vo významnom množstve spracováva na kyselinu dusičnú, hnojivá, výbušniny a pod.. Okrem priamej syntézy amoniaku z prvkov bola vyvinutá kyánamidová metóda v r. 1905 má priemyselný význam pre viazanie dusíka zo vzduchu na základe skutočnosti, že pri 1000°C karbid vápnika (získaný zahrievaním zmesi vápna a uhlia v elektrickej peci) reaguje s voľným dusíkom: CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C. Vzniknutý kyanamid vápenatý sa pri vystavení prehriatej vodnej pare rozkladá za uvoľnenia amoniaku: CaCN 2 + 3H 2 O = CaCO 3 + 2NH 3.
Voľný dusík sa používa v mnohých priemyselných odvetviach: ako inertné médium v rôznych chemických a metalurgických procesoch, na vyplnenie voľného priestoru v ortuťových teplomeroch, pri čerpaní horľavých kvapalín atď. Kvapalný dusík sa používa v rôznych chladiacich jednotkách. Skladuje sa a prepravuje v oceľových Dewarových nádobách, plynný dusík v stlačenej forme - vo fľašiach. Mnoho zlúčenín dusíka sa široko používa. Produkcia viazaného dusíka sa začala rýchlo rozvíjať po 1. svetovej vojne a v súčasnosti dosiahla obrovské rozmery.
Dusík v tele. Dusík je jedným z hlavných biogénnych prvkov, ktoré tvoria najdôležitejšie látky živých buniek – bielkoviny a nukleové kyseliny. Množstvo dusíka v tele je však malé (1-3% suchej hmotnosti). Molekulárny dusík v atmosfére dokážu absorbovať len niektoré mikroorganizmy a modrozelené riasy.
V pôde sú sústredené značné zásoby dusíka vo forme rôznych minerálnych (amónne soli, dusičnany) a organických zlúčenín (dusík z bielkovín, nukleových kyselín a produktov ich rozkladu, teda ešte nie celkom rozložené zvyšky rastlín a živočíchov). Rastliny absorbujú dusík z pôdy vo forme anorganických a niektorých organických zlúčenín. Veľký význam pre výživu rastlín majú v prirodzených podmienkach pôdne mikroorganizmy (amonifikátory), ktoré mineralizujú pôdny organický dusík na amónne soli. Dusičnanový dusík v pôde vzniká v dôsledku životnej činnosti nitrifikačných baktérií objavených S. N. Vinogradským v roku 1890, ktoré oxidujú amoniak a amónne soli na dusičnany. Časť dusičnanového dusíka asimilovaného mikroorganizmami a rastlinami sa stráca a pôsobením denitrifikačných baktérií sa mení na molekulárny dusík. Rastliny a mikroorganizmy dobre absorbujú amónny aj dusičnanový dusík, čím sa redukuje na amoniak a amónne soli. Mikroorganizmy a rastliny aktívne premieňajú anorganický amónny dusík na organické zlúčeniny dusíka – amidy (asparagín a glutamín) a aminokyseliny. Ako ukázali D.N. Pryanishnikov a V.S Butkevich, dusík v rastlinách sa skladuje a prepravuje vo forme asparagínu a glutamínu. Pri tvorbe týchto amidov sa neutralizuje amoniak, ktorého vysoké koncentrácie sú toxické nielen pre zvieratá, ale aj pre rastliny. Amidy sú súčasťou mnohých proteínov, a to ako v mikroorganizmoch a rastlinách, tak aj u zvierat. Syntéza glutamínu a asparagínu enzymatickou amidáciou kyseliny glutámovej a asparágovej prebieha nielen v mikroorganizmoch a rastlinách, ale do určitej miery aj u zvierat.
K syntéze aminokyselín dochádza redukčnou amináciou množstva aldehydových kyselín a ketokyselín, ktoré sú výsledkom oxidácie uhľohydrátov, alebo enzymatickou transamináciou. Konečnými produktmi asimilácie amoniaku mikroorganizmami a rastlinami sú proteíny, ktoré sú súčasťou protoplazmy a jadra buniek, ako aj uložené ako rezervné proteíny. Zvieratá a ľudia sú schopní syntetizovať aminokyseliny len v obmedzenej miere. Nedokážu syntetizovať osem esenciálnych aminokyselín (valín, izoleucín, leucín, fenylalanín, tryptofán, metionín, treonín, lyzín), a preto sú pre nich hlavným zdrojom dusíka bielkoviny konzumované potravou, teda v konečnom dôsledku rastlinné bielkoviny a mikroorganizmy. .
Proteíny vo všetkých organizmoch podliehajú enzymatickému rozkladu, ktorého konečnými produktmi sú aminokyseliny. V ďalšom štádiu sa v dôsledku deaminácie organický dusík aminokyselín premení späť na anorganický amónny dusík. V mikroorganizmoch a najmä v rastlinách možno amónny dusík využiť na novú syntézu amidov a aminokyselín. U zvierat sa neutralizácia amoniaku vznikajúceho pri rozklade bielkovín a nukleových kyselín uskutočňuje syntézou kyseliny močovej (u plazov a vtákov) alebo močoviny (u cicavcov vrátane ľudí), ktoré sa potom vylučujú z tela. Z hľadiska metabolizmu dusíka sa rastliny na jednej strane a živočíchy (a ľudia) na druhej strane líšia tým, že u živočíchov sa zužitkovanie vzniknutého amoniaku uskutočňuje len v slabej miere - väčšina sa vylučuje z tela; V rastlinách je výmena dusíka „uzavretá“ - dusík, ktorý vstupuje do rastliny, sa vracia do pôdy iba spolu so samotnou rastlinou.
Dusík je plyn, jednoduchá chemická látka, nekov, prvok periodickej tabuľky. Latinský názov Nitrogenium sa prekladá ako „zrodenie ľadku“.
Názov „dusík“ a jeho spoluhlásky sa používajú v mnohých krajinách: vo Francúzsku, Taliansku, Rusku, Turecku, v niektorých východoslovanských a v krajinách bývalého ZSSR. Podľa hlavnej verzie názov „dusík“ pochádza z gréckeho slova azoos - „bez života“, pretože nie je vhodný na dýchanie.
Dusík sa primárne vyskytuje ako plyn – asi 78 % (objemových) vo vzduchu. Ložiská minerálov, ktoré ho obsahujú – napríklad čílsky ľadok (dusičnan sodný), indický ľadok (dusičnan draselný) sú väčšinou vyčerpané, takže v priemyselnom meradle sa činidlo získava chemickou syntézou priamo z atmosféry.
Vlastnosti
Za normálnych podmienok je N2 plyn bez chuti, farby a zápachu. Nehorí, je odolný voči ohňu a výbuchu, zle rozpustný vo vode a alkohole a netoxický. Zle vedie teplo a elektrinu. Pri teplotách pod -196 °C sa najskôr stáva kvapalným, potom pevným. Kvapalný dusík je priehľadná, pohyblivá kvapalina.
Molekula dusíka je veľmi stabilná, takže chemické činidlo je v podstate inertné a za normálnych podmienok reaguje len s lítiom, céziom a komplexmi prechodných kovov. Na uskutočnenie reakcií s inými látkami sú potrebné špeciálne podmienky: veľmi vysoká teplota a tlak a niekedy aj katalyzátor. Nereaguje s halogénmi, sírou, uhlíkom, kremíkom, fosforom.
Živel je mimoriadne dôležitý pre život všetkého živého. Je neoddeliteľnou súčasťou bielkovín, nukleových kyselín, hemoglobínu, chlorofylu a mnohých ďalších biologicky dôležitých zlúčenín. Hrá významnú úlohu v metabolizme živých buniek a organizmov.
Dusík sa vyrába vo forme plynu stlačeného na 150 atmosfér, dodáva sa v čiernych fľašiach s veľkým a jasným žltým nápisom. Kvapalné činidlo sa uchováva v Dewarových bankách (termoska s dvojitými stenami, s postriebrením na vnútornej strane a vákuom medzi stenami).
Nebezpečenstvo dusíka
Dusík za normálnych podmienok ľuďom a zvieratám neškodí, no pri zvýšenom tlaku spôsobuje omamnú intoxikáciu a pri nedostatku kyslíka spôsobuje dusenie. Veľmi nebezpečná dekompresná choroba je spojená s dusíkom a jeho účinkom na ľudskú krv pri prudkom poklese tlaku.
Pravdepodobne to každý videl aspoň raz vo filmoch alebo televíznych seriáloch, 
ako tekutý dusík okamžite zamŕza ľudí alebo zámky na mrežiach, trezoroch atď., po ktorých sa stanú krehkými a ľahko sa rozbijú. V skutočnosti tekutý dusík mrzne pomerne pomaly kvôli svojej nízkej tepelnej kapacite. Preto ho nemožno použiť na zmrazovanie osôb na následné rozmrazovanie – nie je možné zmraziť celé telo a orgány rovnomerne a súčasne.
Dusík patrí medzi pniktogény - chemické prvky rovnakej podskupiny periodickej tabuľky ako on sám. Medzi pniktogény patrí okrem dusíka aj fosfor, arzén, antimón, bizmut a umelo získané muscovium.
Kvapalný dusík je ideálnym materiálom na hasenie požiarov najmä cenných predmetov. Po uhasení dusíkom nezostane žiadna voda, žiadna pena, žiadny prášok a plyn jednoducho zmizne.
Aplikácia
— Tri štvrtiny všetkého dusíka vyprodukovaného vo svete ide na výrobu amoniaku, z ktorého zase vyrábajú kyselinu dusičnú, ktorá sa vo veľkom využíva v rôznych priemyselných odvetviach.
— V poľnohospodárstve sa zlúčeniny dusíka používajú ako hnojivá a samotný dusík sa používa na lepšie uchovanie zeleniny v skladoch zeleniny.
— Na výrobu výbušnín, rozbušiek, paliva pre kozmické lode (hydrazín).
— Na výrobu farbív a liečiv.
— Pri čerpaní horľavých látok potrubím, v baniach, v elektronických zariadeniach.
— Na hasenie koksu v metalurgii, na vytvorenie neutrálnej atmosféry v priemyselných procesoch.
— Na čistenie potrubí a nádrží; pretrhávanie vrstiev pri ťažbe; čerpanie paliva v raketách.
— Na vstrekovanie do pneumatík lietadiel, niekedy do pneumatík automobilov.
- Na výrobu špeciálnej keramiky - nitridu kremíka, ktorý má zvýšenú mechanickú, tepelnú, chemickú odolnosť a mnoho ďalších užitočných vlastností.
— Potravinová prísada E941 sa používa na vytvorenie konzervačného prostredia v obaloch, ktoré zabraňuje oxidácii a rozvoju mikroorganizmov. Kvapalný dusík sa používa na plnenie nápojov a olejov.
Kvapalný dusík sa používa ako:
— Chladivo v kryostatoch, vákuových jednotkách atď.
— V kryogénnej terapii v kozmeteológii a medicíne na vykonávanie určitých typov diagnostiky, na uchovávanie vzoriek biomateriálov, spermií, vajíčok.
— Pri kryogénnom rezaní.
- Hasiť požiare. Pri odparovaní činidlo vytvára množstvo plynu 700-krát väčšie ako objem kvapaliny. Tento plyn vytlačí kyslík z plameňa a ten zhasne.
