Dusík
Izolovaný dusík tvoří za normálních podmínek ( \( T=273,15 \) K, \( p=101325 \mathrm{~Pa} \)) dvouatomové molekuly \( \mathbf{N}_{2} \). Takový dusík se vyskytuje v \( \mathbf{7 8} \% \) zemské atmosféry. Je to bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. Dusík je schopen vytvářet nespočet různých sloučenin, které opět vycházejí z jeho elektronové konfigurace, která je \( [\mathrm{HE}] \) \( \mathbf{2} \mathbf{s}^{2} \mathbf{2} \mathbf{p}^{3} \). Má tedy pět valenčních elektronů a pětka je tím pádem taky jeho maximálním oxidačním stavem.
Vezmi si například jednoduchou molekulu plynného dusíku \( \mathrm{N}_{2} \), kde se tři volné elektrony obou atomů v orbitalech \( p \) spojují v jedinou molekulu s trojnou vazbou - přesněji jednu vazbu \( \sigma \) a dvě vazby \( \pi \). Trojná vazba je velmi pevná a molekula dusíku je proto za běžných podmínek nereaktivní, protože je k jejímu rozbití potřeba dodat obrovské množství energie (disociační energie je \( 940 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1} \)). Zároveň nesmíš zapomenout na elektronový pár, který tvoří dva elektrony z s orbitalu.
Ve sloučeninách dusík tvoří velký počet oxidačních stavů. Díky kterým může tvořit velké množství sloučenin. Dusík má ze všech prvků periodické tabulky třetí největší elektronegativitu, což se mimo jiné projevuje i tím, že sloučeniny dusíku mohou tvořit vodíkové můstky.
V přírodě se ustavil děj, kterému říkáme dusíkový cyklus. Dusíkaté látky, které jsou produkovány biochemickými pochody všech organismů se rozkladem mění na amoniak. Ten je pak nitrifikačními bakteriemi v půdě přeměňován na dusičnany. Rostliny přijímají dusičnany z půdy a zabudovávají je do svých těl, která jsou zároveň potravou živočichů. Odtud se mohou dusičnany dostat i do podzemní vody zvláště na přehnojených polích, což působí potíže. Voda s vysokým obsahem dusičnanů totiž není pitná. Na zamokřených půdách se vyskytují denitrifikační bakterie, které mění dusičnany na dusík. Obecně tím půdě škodí, ale naštěstí existují i hlízkové bakterie, které opačným procesem plynný dusík mění na dusičnany. Najdeš je například na kořenech bobovitých (hrách, fazole, jetel, atd.). Problémem je, že se do půdy dostává víc a víc dusičnanů z umělých hnojiv. Spalováním fosilních paliv se do atmosféry uvolňují oxidy dusíku, které mimo jiné způsobují kyselé deště. Podrobněji si můžeš dusíkový cyklus tak jak probíhá v přírodě prohlédnout na obrázku níže.
Dusík tvoří \( 78\% \) vzduchu, který nás obklopuje. Kromě toho je součástí všech bílkovin a nukleových kyselin. Dusík se přepravuje v tlakových lahvích označených zeleným pruhem.
Jedním ze způsobu, jak se průmyslově vyrábí, je frakční destilace zkapalněného vzduchu (viz. obrázek v kapitole 3.6. Vzácné plyny). V laboratoři se dá připravit termickým rozkladem dusitanu amonného.
\( \mathrm{NH}_{4} \mathrm{NO}_{2} \xrightarrow{\Delta t} \mathrm{~N}_{2}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \)
Dusík se používá na výrobu amoniaku. Další využití dusíku je při vytváření inertních atmosfér. To ocení především svářeči při sváření. Když v okolí není žádný kyslík, nedojde k oxidaci oceli, mědi, hliníku. Balí se do jeho atmosféry potraviny, aby se zabránilo jejich kažení plísněmi a aerobními bakteriemi, nebo napadení hmyzem. Pokud je nutné, aby byla reakční směs chlazená, dá se kapalným dusíkem ochladit až na - \( 196{ }^{\circ} \mathrm{C} \).
Amoniak \( \textcolor{#800080}{\mathrm{NH}_3} \)
Amoniak, zastarale čpavek, je bezbarvý plyn. Obsahuje dusík v oxidačním stavu -III. Vydává velice nepříjemný zápach, podle kterého ho jednoduše poznáš, přičichuj k němu opatrně protože je toxický a při vdechování poškozuje sliznice. Má zásaditou povahu a dobře se rozpouští ve vodě za vzniku hydroxidu amonného \( \mathrm{NH}_{4} \mathrm{OH} \).
Amoniak reaguje s kyselinami za vzniku amonných solí.
\( \begin{aligned}\mathrm{NH}_3+\mathrm{H}_3\mathrm{O}^{+} & \longleftrightarrow{}\mathrm{NH}{}_4^{+}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\\ \mathrm{NH}_3+\mathrm{HCl} & \longrightarrow{}\mathrm{NH}{}_4\mathrm{Cl}\end{aligned} \)
Chlorid amonný \( \mathrm{NH}_{4} \mathrm{Cl} \), který touto reakcí vzniká, se triviálně nazývá salmiak. Proto se \( \mathrm{NH}_{3} \) neuchovává spolu s \( \mathrm{HCl} \) v jedné skříňce, protože v parách vznikají bílé vločky chloridu amonného a celý skladovací prostor je pokrytý sněhem. Salmiak je součástí i tužkových baterií.
Jak se dá amoniak získat?
Člověk vyrábí amoniak přímou syntézou z prvků. Chemická kinetika této reakce byla dlouho studována. Protože dochází k objemové kontrakci, neboť ze čtyř molů vznikají pouze dva moly amoniaku, musíme použít vysoký tlak, teplotu a katalyzátor, kterým je houbovité železo. Jestli už si na chemickou kinetiku nevzpomínáš, osvěž si znalosti v učebnici Obecná chemie II na straně 94. Tento děj se nazývá Haberova-Boschova syntéza a zapisuje se jednoduchou rovnicí.
\( \mathrm{N}_{2}+3 \mathrm{H}_{2} \xrightarrow{\mathrm{p} \approx 20 \mathrm{MPa}, \mathrm{T} \approx 900^{\circ} \mathrm{C}, \mathrm{Fe}} 2 \mathrm{NH}_{3} \)
V době horečných příprav na 1. světovou válku byl pověřen německý chemik Fritz Haber pověřen, aby zefektivnil výrobu amoniaku, ze kterého by bylo možno dusičnany syntetizovat. Veškeré výbušniny použité Německem během 1. světové války vznikly díky této reakci. Do té doby byla jediným průmyslovým zdrojem dusičnanů těžba.
Obrovské množství amoniaku se i dnes spotřebuje při výrobě kyseliny dusičné a dusíkatých hnojiv. Jelikož je amoniak ve směsi se vzduchem explozivní, používal se jako pohonná hmota. V poslední době se o něm hovoří jako o možné náhradě fosilních paliv. Taky se používal jako chladivo, kvůli svému velkému výparnému teplu.
Amoniak je, po kyselině sírové, druhou průmyslově nejvíce vyráběnou anorganickou sloučeninou.
Kyselina dusičná \( \textcolor{#800080}{\mathrm{HNO}_3} \)
Kyselina dusičná je významná silná kyselina s oxidačními a nitračními účinky. Koncentrovaná reaguje s kovy za vzniku oxidu dusičitého, zředěná s nimi reaguje za vzniku oxidu dusnatého. Na světle se rozkládá na červenohnědý oxid dusičitý, proto se musí uchovávat v tmavých lahvích.
\( 4 \mathrm{HNO}_{3} \longrightarrow 4 \mathrm{NO}_{2}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{O}_{2} \)
V koncentrovaném stavu je \( \mathbf{6 8 \%} \). Když by se náhodou stalo, že by ti ukápla na ruku, tak ti tam zůstane ošklivá žlutá skvrna - to je její typická reakce s bílkovinami. Této reakci se odborně říká xantoproteinová (xantos = žlutý, blonďatý). Kyselina dusičná ve směsi s kyselinou chlorovodíkovou v objemovém poměru \( \mathbf{H C l : H N O}_{3}, 3: 1 \) dokáže rozpustit zlato, platinu i jiné ušlechtilé kovy (této směsi se říká lučavka královská).
Soli kyseliny dusičné se nazývají dusičnany nebo triviálně ledky. Jsou to oxidační činidla a rozkládají se za vzniku kyslíku.
\( 2 \mathrm{NaNO}_{3} \longrightarrow 2 \mathrm{NaNO}_{2}+\mathrm{O}_{2} \)
Peklo ve zkumavce
Dusičnan draselný \( \mathrm{KNO}_{3} \) můžeš v laboratoři využít pro jeden velmi zajímavý pokus. Tato sloučenina se vlivem tepla rozkládá na dusitan a kyslík podobně jako dusičnan sodný v předchozí reakci. Vznikající kyslík poté prudce reaguje třeba se žhavým uhlíkem. Pokud si chceš vytvořit vlastní podobu pekla, pomůže ti protokol k pokusu v pracovním sešitě na straně 94:
Chillský ledek \( \mathrm{NaNO}_{3} \), amonný ledek \( \mathrm{NH}_{4} \mathrm{NO}_{3} \) i draselný ledek \( \mathrm{KNO}_{3} \) jsou hnojiva a poslední jmenovaný je navíc i výbušnina.
Výroba kyseliny dusičné se skládá ze čtyř kroků.
Prvním krom je Haberova-Boschova syntéza, kdy vzniká plynný amoniak.
\( \mathrm{N}_{2}+3 \mathrm{H}_{2} \xrightarrow{\Delta t, p, \mathrm{Fe}} 2 \mathrm{NH}_{3} \)
Druhým krokem je oxidace amoniaku za přítomnosti katalyzátoru, kterým je platina. Toto celé probíhá za zvýšené teploty a tlaku. Vzniká oxid dusnatý.
\( 4 \mathrm{NH}_{3}+5 \mathrm{O}_{2} \longrightarrow 4 \mathrm{NO}+6 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \)
Třetím krokem je, že oxid dusnatý oxiduje na oxid dusičitý.
\( 2 \mathrm{NO}+\mathrm{O}_{2} \longrightarrow 2 \mathrm{NO}_{2} \)
Ve čtvrtém kroku se oxid dusičitý mísí s vodou a vzniká kyselina dusičná.
\( 3\textcolor{#800080}{\mathrm{NO}}_2+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow2\mathrm{HNO}_3+\mathrm{NO} \)
Kyselina dusičná má široké použití. Více než polovina kyseliny dusičné se využívá na výrobu dusíkatých hnojiv. Pak má také kyselina dusičná velký význam v organické chemii. Třeba nitrocelulóza, nitroglycerin a trinitrotoluen TNT, ano jsou to všechno výbušniny, na jejich výrobu je zapotřebí kyselina dusičná. Bez kyseliny dusičné by neexistovala řada léčiv, barviv. Nebo zlatníci využívají kyselinu dusičnou, aby poznali, jestli se jedná o pravé nebo nepravé zlato.
Oxid dusný \( \textcolor{#800080}{\mathrm{N}_2\mathrm{O}} \)
Oxid dusný neboli rajský plyn. Je bezbarvá plynná látka, má příjemnou vůni a nasládlou chuť. Při vdechování v malém množství vyvolává stavy blaženosti, ve vyšších dávkách má ale narkotizační účinky, díky kterým se využíval jako anestetikum. Při velmi vysokých dávkách zastavuje dýchání a činnost srdce, což vede ke smrti. Je tedy velmi důležité určit správné dávkování. Používá se jako hnací plyn v bombičkách na přípravu šlehačky. Je velmi účinným plynem, který přispívá ke skleníkovému efektu.
Tepelný rozklad dusičnanu amonného poskytuje plynný oxid dusnatý.
\( \mathrm{NH}_{4} \mathrm{NO}_{3} \xrightarrow{\Delta t} \mathrm{~N}_{2} \mathrm{O}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \)
Oxid dusnatý \( \textcolor{#800080}{\mathrm{NO}} \)
Jde o bezbarvý plyn, pro člověka jedovatý. Na vzduchu se velmi rychle oxiduje na oxid dusičitý. Vzniká jako meziprodukt při výrobě kyseliny dusičné nebo reakcí mědi se zředěnou kyselinou dusičnou.
\( 3 \mathrm{Cu}+8 \mathrm{HNO}_{3} \longrightarrow 3 \mathrm{Cu}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{2}+2 \mathrm{NO}+4 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \)
Oxid dusičitý \( \textcolor{#800080}{\mathrm{NO}_2} \)
Červenohnědý plyn, který se při nízkých teplotách vyskytuje jako bezbarvý dimer \( \mathrm{N}_{2} \mathrm{O}_{4} \). Patří mezi zdraví škodlivé látky a jeho koncentrace v ovzduší se sleduje. Oxid dusičitý má velmi významný podíl při vzniku kyselých dešťů.
Vzniká při výrobě kyseliny dusičné, jejím rozkladem, ale třeba i reakcí mědi s koncentrovanou kyselinou dusičnou.
\( \mathrm{Cu}+4\mathrm{HNO}_3\longrightarrow{}\mathrm{Cu}{}\left(\mathrm{NO}_3\right)_2+2\mathrm{NO}_2+2\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
Kyselina dusitá \( \textcolor{#800080}{\mathrm{HNO}_2} \)
Je středně silná jednosytná kyselina. Rozkládá se podle rovnice:
\( 3\mathrm{HNO}_2\longrightarrow{}\mathrm{HNO}{}_3+2\mathrm{NO}+\mathrm{H}_2\mathrm{O} \)
Její soli, dusitany, se používají jako konzervanty v uzenářství. Oxidací poskytují dusičnany, a naopak redukcí vzniká amoniak.