Dusík je neživý plyn, ktorý je tak potrebný pre život. Čo je dusík? Hmotnosť dusíka. Molekula dusíka

Dusík je chemický prvok s atómovým číslom 7. Je to plyn bez zápachu, chuti a farby.


Človek teda nepociťuje prítomnosť dusíka v zemskej atmosfére, pričom pozostáva zo 78 percent tejto látky. Dusík je jednou z najbežnejších látok na našej planéte. Často môžete počuť, že bez dusíka by nebolo jedlo, a to je pravda. Koniec koncov, bielkovinové zlúčeniny, ktoré tvoria všetko živé, nevyhnutne obsahujú dusík.

Dusík v prírode

Dusík sa nachádza v atmosfére vo forme molekúl pozostávajúcich z dvoch atómov. Dusík sa okrem atmosféry nachádza aj v zemskom plášti a v humusovej vrstve pôdy. Hlavným zdrojom dusíka pre priemyselnú výrobu sú minerály.

Avšak v posledných desaťročiach, keď sa zásoby nerastných surovín začali vyčerpávať, vznikla naliehavá potreba separovať dusík zo vzduchu v priemyselnom meradle. Tento problém je teraz vyriešený a z atmosféry sa získavajú obrovské objemy dusíka pre priemyselné potreby.

Úloha dusíka v biológii, cyklus dusíka

Na Zemi prechádza dusík množstvom premien, na ktorých sa podieľajú biotické (s životom súvisiace) aj abiotické faktory. Dusík vstupuje do rastlín z atmosféry a pôdy nie priamo, ale prostredníctvom mikroorganizmov. Baktérie viažuce dusík zadržiavajú a spracovávajú dusík a premieňajú ho na formu, ktorú môžu rastliny ľahko absorbovať. V rastlinnom tele sa dusík premieňa na komplexné zlúčeniny, najmä bielkoviny.

Cez potravinový reťazec sa tieto látky dostávajú do tiel bylinožravcov a následne predátorov. Po smrti všetkého živého sa dusík vracia do pôdy, kde dochádza k jeho rozkladu (amonifikácia a denitrifikácia). Dusík je fixovaný v pôde, mineráloch, vode, vstupuje do atmosféry a kruh sa opakuje.

Aplikácia dusíka

Po objavení dusíka (stalo sa to v 18. storočí) boli dobre preštudované vlastnosti samotnej látky, jej zlúčenín a možnosti využitia na farme. Keďže zásoby dusíka na našej planéte sú obrovské, tento prvok sa mimoriadne aktívne využíva.


Čistý dusík sa používa v kvapalnej alebo plynnej forme. Kvapalný dusík má teplotu mínus 196 stupňov Celzia a používa sa v týchto oblastiach:

— v medicíne. Kvapalný dusík je chladivom pri kryoterapeutických procedúrach, teda pri liečbe chladom. Bleskové zmrazenie sa používa na odstránenie rôznych nádorov. Vzorky tkanív a živé bunky (najmä spermie a vajíčka) sa uchovávajú v tekutom dusíku. Nízka teplota umožňuje biomateriál uchovať po dlhú dobu a potom rozmraziť a použiť.

Autori sci-fi vyjadrili možnosť uchovávať celé živé organizmy v tekutom dusíku a v prípade potreby ich bez poškodenia rozmraziť. V skutočnosti však ešte nebolo možné zvládnuť túto technológiu;

— V Potravinársky priemysel Kvapalný dusík sa používa pri plnení tekutín do fliaš na vytvorenie inertného prostredia v nádobe.

Vo všeobecnosti sa dusík používa v oblastiach, kde sa vyžaduje plynné prostredie bez kyslíka, napr.

— pri hasení požiarov. Dusík vytláča kyslík, bez ktorého nie sú podporované spaľovacie procesy a oheň zhasína.

Plynný dusík našiel uplatnenie v nasledujúcich odvetviach:

— produkcia jedla. Dusík sa používa ako médium inertného plynu na udržanie čerstvosti balených produktov;

— v ropnom priemysle a baníctve. Potrubia a nádrže sa preplachujú dusíkom, ktorý sa vstrekuje do baní, aby sa vytvorilo plynové prostredie odolné voči výbuchu;

— vo výrobe lietadiel Pneumatiky podvozku sú hustené dusíkom.

Všetko vyššie uvedené platí pre použitie čistého dusíka, ale nezabudnite, že tento prvok je východiskovým materiálom na výrobu hmoty rôznych zlúčenín:

- amoniak. Mimoriadne vyhľadávaná látka s obsahom dusíka. Amoniak sa používa pri výrobe hnojív, polymérov, sódy a kyseliny dusičnej. Sám sa používa v medicíne, pri výrobe chladiacich zariadení;

— dusíkaté hnojivá;

- výbušniny;

- farbivá atď.


Dusík je nielen jedným z najbežnejších chemických prvkov, ale aj veľmi potrebnou zložkou využívanou v mnohých odvetviach ľudskej činnosti.

Skúsení záhradníci majú vo svojej záhradnej lekárničke vždy kryštalický síran železnatý alebo síran železnatý. Ako mnohí iní chemikálie má vlastnosti, ktoré chránia záhradné a bobuľové plodiny pred mnohými chorobami a hmyzími škodcami. V tomto článku budeme hovoriť o vlastnostiach použitia síranu železnatého na ošetrenie záhradných rastlín proti chorobám a škodcom ao ďalších možnostiach jeho použitia na mieste.

Boli časy, keď pojmy „záhradný strom“, „rodokmeň“, „strom zbierky“, „multi strom“ jednoducho neexistovali. A taký zázrak bolo možné vidieť iba na farme „Michurintsy“ - ľudí, ktorí boli ohromení svojimi susedmi pri pohľade na svoje záhrady. Tam nielen odrody dozrievajúce na jednej jabloni, hruške či slivke rôzne výrazy zrenia, ale aj v rôznych farbách a veľkostiach. Nie veľa ľudí zúfalo z takýchto experimentov, ale iba tí, ktorí sa nebáli mnohých pokusov a omylov.

Klimatické podmienky našej krajiny, žiaľ, nie sú vhodné na pestovanie mnohých plodín bez sadeníc. Zdravé a silné sadenice sú kľúčom ku kvalitnej úrode, kvalita sadeníc zase závisí od viacerých faktorov: Aj zdravo vyzerajúce semená môžu byť infikované patogénmi, ktoré dlho zostávajú na povrchu semena a po zasiatí sa pri priaznivých podmienkach aktivujú a infikujú mladé a krehké rastliny

Naša rodina veľmi miluje paradajky, takže väčšina záhradných záhonov je venovaná práve tejto plodine. Každý rok sa snažíme skúšať nové zaujímavé odrody a niektoré sa udomácnia a stanú sa obľúbenými. Zároveň sme počas mnohých rokov záhradkárčenia už vyvinuli súbor obľúbených odrôd, ktoré je potrebné sadiť každú sezónu. Takéto paradajky žartom nazývame „špeciálne“ odrody - na čerstvé šaláty, šťavu, nakladanie a skladovanie.

Sneh sa ešte úplne neroztopil a neposední majitelia prímestských oblastí sa už ponáhľajú zhodnotiť prácu na záhrade. A naozaj je tu čo robiť. A možno najdôležitejšia vec, na ktorú musíte myslieť na začiatku jari, je, ako chrániť vašu záhradu pred chorobami a škodcami. Skúsení záhradkári vedia, že tieto procesy nemožno ponechať na náhodu a odkladanie a odkladanie spracovania môže výrazne znížiť úrodu a kvalitu plodov.

Ak sami pripravujete pôdne zmesi na pestovanie izbových rastlín, mali by ste sa bližšie pozrieť na relatívne nový, zaujímavý a podľa môjho názoru potrebný komponent - kokosový substrát. Každý pravdepodobne aspoň raz v živote videl kokosový orech a jeho „huňatú“ škrupinu pokrytú dlhými vláknami. Z kokosových orechov (v skutočnosti kôstkovice) sa vyrába veľa chutných produktov, ale škrupiny a vlákna boli kedysi len priemyselným odpadom.

Rybí a syrový koláč je jednoduchý nápad na obed alebo večeru pre vaše denné alebo nedeľné menu. Koláč je určený pre malú rodinu 4-5 osôb s miernym apetítom. Toto pečivo má všetko naraz - ryby, zemiaky, syr a chrumkavú kôrku cesta, vo všeobecnosti takmer ako uzavretá pizza calzone, len chutnejšia a jednoduchšia. Rybie konzervy môžu byť čokoľvek – makrela, saury, ružový losos alebo sardinky, vyberte si podľa chuti. Tento koláč sa pripravuje aj s varenými rybami.

Figa, figovník, figovník - to všetko sú názvy tej istej rastliny, ktorú si pevne spájame so stredomorským životom. Kto niekedy ochutnal plody fíg, vie, aké sú chutné. No okrem jemnej sladkej chuti sú aj zdraviu veľmi prospešné. A tu je zaujímavý detail: ukazuje sa, že figy sú úplne nenáročná rastlina. Okrem toho sa dá úspešne pestovať na pozemku v strednom pásme alebo v dome - v kontajneri.

Táto lahodná krémová polievka z morských plodov sa pripravuje za necelú hodinu a je jemná a krémová. Vyberte si morské plody podľa svojho vkusu a rozpočtu, môže to byť morský kokteil, kráľovské krevety alebo chobotnice. Urobil som polievku s veľkými krevetami a mušľami v škrupine. Po prvé je to veľmi chutné a po druhé je to krásne. Ak ho pripravujete na sviatočnú večeru alebo obed, potom mušle v škrupine a veľké nelúpané krevety vyzerajú na tanieri chutne a pekne.

Pomerne často sa problémy s pestovaním sadeníc paradajok vyskytujú aj medzi skúsenými letnými obyvateľmi. Pre niektorých sa všetky sadenice ukážu ako predĺžené a slabé, pre iných zrazu začnú padať a zomierať. Ide o to, že je ťažké ho udržiavať v byte ideálne podmienky na pestovanie sadeníc. Sadeniciam akýchkoľvek rastlín je potrebné zabezpečiť dostatok svetla, dostatočnú vlhkosť a optimálna teplota. Čo ešte potrebujete vedieť a dodržiavať pri pestovaní sadeníc paradajok v byte?

Odrody paradajok zo série „Altaj“ sú medzi záhradkármi veľmi obľúbené vďaka svojej sladkosti. jemná chuť, ktorá viac pripomína chuť ovocia ako zeleniny. Ide o veľké paradajky, hmotnosť každého ovocia je v priemere 300 gramov. Ale to nie je limit, existujú väčšie paradajky. Dužina týchto paradajok sa vyznačuje šťavnatosťou a mäsitosťou s miernou príjemnou olejnatosťou. Vynikajúce paradajky zo série “Altaj” si vypestujete zo semien “Agrosuccess”.

Po mnoho rokov zostávalo aloe najviac podceňovanou izbovou rastlinou. A to nie je prekvapujúce, pretože rozšírená distribúcia aloe vera v minulom storočí viedla k tomu, že každý zabudol na iné druhy tohto úžasného sukulentu. Aloe je rastlina, predovšetkým okrasná. A kedy urobiť správnu voľbu typ a rozmanitosť môže zažiariť každého konkurenta. V módnych floráriách a v obyčajných kvetináčoch je aloe odolná, krásna a prekvapivo odolná rastlina.

Lahodný vinaigrette s jablkami a kyslá kapusta- vegetariánsky šalát z varenej a chladenej, surovej, nakladanej, solenej, nakladanej zeleniny a ovocia. Názov pochádza z francúzskej octovej omáčky, olivový olej a horčica (vinaigrette). Vinaigrette sa objavila v ruskej kuchyni nie tak dávno, približne na začiatku 19. storočia; recept bol možno požičaný z rakúskej alebo nemeckej kuchyne, pretože prísady do rakúskeho sleďového šalátu sú veľmi podobné.

Keď zasnene triedime v rukách svetlé balíčky semienok, niekedy sme podvedome presvedčení, že máme prototyp budúcej rastliny. Mentálne mu prideľujeme miesto v kvetinovej záhrade a tešíme sa na drahocenný deň objavenia sa prvého púčika. Nákup semien však nie vždy zaručuje, že nakoniec získate požadovaný kvet. Chcel by som upozorniť na dôvody, prečo semená nemusia vyklíčiť alebo zomrieť na samom začiatku klíčenia.

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

O normálnych podmienkach Dusík je 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, definovaný rôzne cesty, 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 tekutý dusík 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

Dusík pri normálnych podmienkach môže reagovať so zlúčeninami prechodných kovov (Ti, V, Mo, atď.), vytvárať komplexy alebo sa redukovať za vzniku amoniaku a hydrazínu. S takými aktívne kovy podobne ako dusík reaguje pri zahriatí na relatívne nízke teploty. Dusík reaguje s väčšinou ostatných prvkov pri vysoká teplota 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 môžu vznikať len pri vysokých teplotách a tlakoch, ktoré sa zrejme vyskytli nanajvýš skoré štádia rozvoj 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 je prvkom hlavnej podskupiny piatej skupiny druhej periódy periodickej tabuľky chemických prvkov, s atómovým číslom 7. Označuje sa symbolom N (lat. Nitrogenium). Jednoduchá látka dusík (číslo CAS: 7727-37-9) je za normálnych podmienok pomerne inertný dvojatómový plyn bez farby, chuti a zápachu (vzorec N 2), z ktorého pozostávajú tri štvrtiny zemskej atmosféry.

História objavovania

V roku 1772 vykonal Henry Cavendish nasledujúci experiment: opakovane prechádzal vzduchom cez horúce uhlie, potom ho spracoval zásadou, čo viedlo k zvyšku, ktorý Cavendish nazýval dusivý (alebo mefitický) vzduch. Z hľadiska modernej chémie je zrejmé, že pri reakcii so žeravým uhlím sa vzdušný kyslík viazal na oxid uhličitý, ktorý bol následne absorbovaný zásadami. Zvyšok plynu bol väčšinou dusík. Cavendish teda izoloval dusík, ale nedokázal pochopiť, že ide o novú jednoduchú látku (chemický prvok). V tom istom roku Cavendish oznámil túto skúsenosť Josephovi Priestleymu.
Priestley v tom čase robil sériu experimentov, v ktorých viazal aj vzdušný kyslík a odstraňoval vznikajúci oxid uhličitý, teda prijímal aj dusík, no keďže bol zástancom v tom čase dominantnej flogistónovej teórie, úplne nesprávne interpretoval získané výsledky (podľa jeho názoru bol proces opačný - z plynnej zmesi sa neodstránil kyslík, ale naopak, v dôsledku výpalu bol vzduch nasýtený flogistónom; zvyšný vzduch nazval ( dusík) nasýtený flogistón, teda flogistický). Je zrejmé, že Priestley, hoci dokázal izolovať dusík, nedokázal pochopiť podstatu svojho objavu, a preto nie je považovaný za objaviteľa dusíka.
V tom istom čase podobné experimenty s rovnakým výsledkom uskutočnil Karl Scheele.
V roku 1772 opísal dusík (pod názvom „skazený vzduch“) ako jednoduchú látku Daniel Rutherford, publikoval svoju diplomovú prácu, kde uviedol základné vlastnosti dusíka (nereaguje s alkáliami, nepodporuje horenie, je nevhodné na dýchanie). Práve Daniel Rutherford je považovaný za objaviteľa dusíka. Rutherford bol však tiež zástancom flogistónovej teórie, takže tiež nedokázal pochopiť, čo izoloval. Nie je teda možné jednoznačne identifikovať objaviteľa dusíka.
Dusík neskôr študoval Henry Cavendish (zaujímavosťou je, že dokázal spojiť dusík s kyslíkom pomocou výbojov elektrický prúd a po absorbovaní oxidov dusíka zostalo vo zvyšku malé množstvo plynu, absolútne inertného, ​​aj keď som, ako v prípade dusíka, nemohol pochopiť, že sa uvoľnil nový chemický prvok - inertný plyn argón).

pôvod mena

Dusík (zo starogréčtiny ἄζωτος - neživý, lat. dusíkium), namiesto predchádzajúcich názvov („flogistický“, „mefický“ a „pokazený“ vzduch) navrhol v roku 1787 Antoine Lavoisier, ktorý bol v tom čase súčasťou skupiny iných francúzskych vedcov vyvinuli princípy chemického názvoslovia. Ako je uvedené vyššie, už vtedy bolo známe, že dusík nepodporuje spaľovanie ani dýchanie. Táto vlastnosť bola považovaná za najdôležitejšiu. Hoci sa neskôr ukázalo, že dusík je naopak nevyhnutný pre všetky živé bytosti, názov sa zachoval vo francúzštine a ruštine.
Existuje aj iná verzia. Slovo „dusík“ nevymyslel Lavoisier ani jeho kolegovia z nomenklatúrnej komisie; do alchymistickej literatúry sa dostal už v ranom stredoveku a používal sa na označenie „primárnej hmoty kovov“, ktorá bola považovaná za „alfu a omegu“ všetkých vecí. Tento výraz je vypožičaný z Apokalypsy: „Ja som Alfa a Omega, začiatok a koniec“ (Zj. 1:8-10). Slovo sa skladá z počiatočných a konečných písmen abecedy troch jazykov - latinčiny, gréčtiny a hebrejčiny - považovaných za „posvätné“, keďže podľa evanjelií bol nápis na kríži pri ukrižovaní Krista urobený v r. tieto jazyky (a, alfa, aleph a z, omega, tav - AAAZOTH). Zostavovatelia nového chemického názvoslovia si boli dobre vedomí existencie tohto slova; Iniciátor jeho vzniku Giton de Morveau zaznamenal vo svojej „Metodologickej encyklopédii“ (1786) alchymický význam tohto pojmu.
Možno slovo „dusík“ pochádza z jedného z dvoch Arabské slová- buď zo slova „az-zat“ („esencia“ alebo „vnútorná realita“), alebo zo slova „zibak“ („ortuť“).
V latinčine sa dusík nazýva „nitrogénium“, to znamená „zrodenie ľadku“; anglické meno odvodené z latinčiny. IN nemecký Použitý názov je Stickstoff, čo znamená „dusivý“.

Potvrdenie

V laboratóriách sa dá získať rozkladovou reakciou dusitanu amónneho:
NH4N02 ->N2 + 2H20

Reakcia je exotermická, uvoľňuje 80 kcal (335 kJ), takže nádoba sa musí počas nej chladiť (hoci dusitan amónny sa musí na spustenie reakcie zahriať).
V praxi sa táto reakcia uskutočňuje pridávaním nasýteného roztoku dusitanu sodného po kvapkách k zohriatemu nasýtenému roztoku síranu amónneho a dusitan amónny vznikajúci ako výsledok výmennej reakcie sa okamžite rozkladá.
Uvoľňovaný plyn je v tomto prípade kontaminovaný amoniakom, oxidom dusíka (I) a kyslíkom, z ktorých sa čistí postupným prechodom cez roztoky kyseliny sírovej, síranu železnatého a cez horúcu meď. Dusík sa potom vysuší.
Ďalšou laboratórnou metódou výroby dusíka je zahrievanie zmesi dvojchrómanu draselného a síranu amónneho (v hmotnostnom pomere 2:1). Reakcia prebieha podľa rovníc:
K 2 Cr 2 O 7 + (NH 4) 2 SO 4 = (NH 4) 2 Cr 2 O 4 + K 2 SO 4 (NH 4) 2 Cr 2 O 7 → (t) Cr 2 O 3 + N 2 + 4H20

Najčistejší dusík možno získať rozkladom azidov kovov:
2NaN3 ->(t)2Na + 3N2

Takzvaný „vzdušný“ alebo „atmosférický“ dusík, teda zmes dusíka s vzácnymi plynmi, sa získava reakciou vzduchu s horúcim koksom:
02 + 4N2 + 2C → 2CO + 4N2

Vzniká tak takzvaný „generátor“ alebo „vzdušný“ plyn – suroviny pre chemickú syntézu a palivo. Ak je to potrebné, dusík sa z neho môže oddeliť absorpciou oxidu uhoľnatého.
Molekulárny dusík sa priemyselne vyrába frakčnou destiláciou kvapalného vzduchu. Táto metóda sa môže použiť aj na získanie „atmosférického dusíka“. Široko používané sú aj dusíkové zariadenia a stanice, ktoré využívajú metódu adsorpcie a membránovej separácie plynov.
Jednou z laboratórnych metód je prechod amoniaku cez oxid meďnatý (II) pri teplote ~700 °C:
2NH3 + 3CuO -» N2 + 3H20 + 3Cu

Amoniak sa odoberá z jeho nasýteného roztoku zahrievaním. Množstvo CuO je 2-krát väčšie ako vypočítané. Bezprostredne pred použitím sa dusík čistí od kyslíka a amoniaku prechodom cez meď a jej oxid (II) (tiež ~700 °C), potom sa suší koncentrovanou kyselinou sírovou a suchou zásadou. Proces je pomerne pomalý, ale stojí za to: získaný plyn je veľmi čistý.

Fyzikálne vlastnosti

Za normálnych podmienok je dusík bezfarebný plyn, bez zápachu, mierne rozpustný vo vode (2,3 ml/100 g pri 0 °C, 0,8 ml/100 g pri 80 °C), hustota 1,2506 kg/m³ (v studni).
V kvapalnom stave (bod varu −195,8 °C) je to bezfarebná, pohyblivá kvapalina ako voda. Hustota kvapalného dusíka je 808 kg/m³. Pri kontakte so vzduchom z neho absorbuje kyslík.
Pri −209,86 °C sa dusík mení na pevné skupenstvo vo forme snehovej hmoty alebo veľkých snehovo bielych kryštálov. Pri kontakte so vzduchom z neho absorbuje kyslík a roztaví sa, čím sa vytvorí roztok kyslíka v dusíku.

Obsah článku

DUSÍK, N (dusík), chemický prvok (at. číslo 7) VA podskupina periodickej sústavy prvkov. Atmosféra Zeme obsahuje 78 % (obj.) dusíka. Aby sme ukázali, aké veľké sú tieto zásoby dusíka, poznamenávame, že v atmosfére nad každým štvorcovým kilometrom zemského povrchu dusíka je toľko, že sa z neho dá získať až 50 miliónov ton dusičnanu sodného alebo 10 miliónov ton amoniaku (zlúčeniny dusíka s vodíkom), a napriek tomu to predstavuje malý zlomok dusíka obsiahnutého v zemská kôra. Existencia voľného dusíka naznačuje jeho inertnosť a obtiažnosť interakcie s inými prvkami pri bežných teplotách. Fixovaný dusík je súčasťou organickej aj anorganickej hmoty. Zeleninové a zvieracieho sveta obsahuje dusík viazaný na uhlík a kyslík v bielkovinách. Okrem toho známe a možno ich získať v veľké množstvá anorganické zlúčeniny obsahujúce dusík, ako sú dusičnany (NO 3 –), dusitany (NO 2 –), kyanidy (CN –), nitridy (N 3 –) a azidy (N 3 –).

Historický odkaz.

Experimenty A. Lavoisiera, venované štúdiu úlohy atmosféry pri udržiavaní života a spaľovacích procesov, potvrdili existenciu relatívne inertnej látky v atmosfére. Bez stanovenia elementárnej povahy plynu zostávajúceho po spaľovaní ho Lavoisier nazval azot, čo v starogréčtine znamená „bez života“. V roku 1772 D. Rutherford z Edinburghu zistil, že tento plyn je prvkom a nazval ho „škodlivý vzduch“. Latinský názov dusík pochádza z gréckych slov nitrón a gen, čo znamená „liskotvorný“.

Fixácia dusíka a cyklus dusíka.

Termín "fixácia dusíka" sa týka procesu fixácie atmosférického dusíka N2. V prírode sa to môže stať dvoma spôsobmi: buď strukoviny, napríklad hrach, ďatelina a sója, hromadia na koreňoch uzliny, v ktorých ho baktérie viažuce dusík premieňajú na dusičnany, alebo dochádza k oxidácii vzdušného dusíka kyslíkom pri podmienkach výboja blesku. S. Arrhenius zistil, že ročne sa týmto spôsobom zafixuje až 400 miliónov ton dusíka. V atmosfére sa oxidy dusíka spájajú s dažďovou vodou a vytvárajú kyseliny dusičné a dusité. Okrem toho sa zistilo, že s dažďom a snehom cca. 6700 g dusíka; Keď sa dostanú do pôdy, premenia sa na dusitany a dusičnany. Rastliny využívajú dusičnany na tvorbu rastlinných bielkovín. Živočíchy, ktoré sa živia týmito rastlinami, asimilujú bielkovinové látky rastlín a premieňajú ich na živočíšne bielkoviny. Po smrti zvierat a rastlín sa rozkladajú a zlúčeniny dusíka sa menia na amoniak. Amoniak sa používa dvojakým spôsobom: baktérie, ktoré netvoria dusičnany, ho rozkladajú na prvky, pričom sa uvoľňuje dusík a vodík, a iné baktérie z neho vytvárajú dusitany, ktoré sú oxidované inými baktériami na dusičnany. Takto prebieha v prírode cyklus dusíka alebo cyklus dusíka.

Štruktúra jadra a elektrónového obalu.

V prírode existujú dva stabilné izotopy dusíka: s hmotnostným číslom 14 (obsahuje 7 protónov a 7 neutrónov) as hmotnostným číslom 15 (obsahuje 7 protónov a 8 neutrónov). Ich pomer je 99,635:0,365, takže atómová hmotnosť dusíka je 14,008. Nestabilné izotopy dusíka 12N, 13N, 16N, 17N boli získané umelo. Schematicky je elektrónová štruktúra atómu dusíka nasledovná: 1 s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 1. Vonkajší (druhý) elektrónový obal teda obsahuje 5 elektrónov, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb; dusíkové orbitály môžu prijímať aj elektróny, t.j. tvorba zlúčenín s oxidačným stavom od (–III) do (V) je možná a sú známe.

Molekulárny dusík.

Zo stanovení hustoty plynu sa zistilo, že molekula dusíka je dvojatómová, t.j. molekulový vzorec dusíka je NєN (alebo N2). Dva atómy dusíka majú tri vonkajšie 2 p-elektróny každého atómu tvoria trojitú väzbu:N:::N:, čím vznikajú elektrónové páry. Nameraná medziatómová vzdialenosť N–N je 1,095 Á. Rovnako ako v prípade vodíka ( cm. VODÍK), existujú molekuly dusíka s rôznymi jadrovými spinmi - symetrické a antisymetrické. Pri bežných teplotách je pomer symetrických a antisymetrických foriem 2:1. V pevnom stave sú známe dve modifikácie dusíka: a– kubický a b– šesťuholníkový s teplotou prechodu a ® b–237,39° C. Modifikácia b topí sa pri –209,96 °C a vrie pri –195,78 °C pri 1 atm ( cm. tabuľky 1).

Disociačná energia mólu (28,016 g alebo 6,023 molekúl H 10 23) molekulárneho dusíka na atómy (N 2 2N) je približne –225 kcal. Atómový dusík preto môže vzniknúť počas tichého elektrického výboja a je chemicky aktívnejší ako molekulárny dusík.

Príjem a prihláška.

Spôsob získania elementárneho dusíka závisí od požadovanej čistoty. IN obrovské množstvá Dusík sa získava na syntézu amoniaku, pričom sú prijateľné aj malé prímesi vzácnych plynov.

Dusík z atmosféry.

Ekonomicky je uvoľňovanie dusíka z atmosféry spôsobené nízkou cenou spôsobu skvapalňovania vyčisteného vzduchu (odstraňuje sa vodná para, CO 2, prach a iné nečistoty). Postupné cykly stláčania, chladenia a expanzie takéhoto vzduchu vedú k jeho skvapalneniu. Kvapalný vzduch sa podrobí frakčnej destilácii s pomalým nárastom teploty. Najprv sa uvoľnia vzácne plyny, potom dusík a zostáva tekutý kyslík. Čistenie sa dosiahne opakovanými frakcionačnými procesmi. Touto metódou sa ročne vyprodukuje mnoho miliónov ton dusíka, najmä na syntézu amoniaku, ktorý je surovinou pri technológii výroby rôznych zlúčenín obsahujúcich dusík pre priemysel a poľnohospodárstvo. Okrem toho sa často používa atmosféra vyčisteného dusíka, keď je prítomnosť kyslíka neprijateľná.

Laboratórne metódy.

Dusík možno v laboratóriu získať v malých množstvách rôznymi spôsobmi oxidáciou amoniaku alebo amónneho iónu, napríklad:

Proces oxidácie amónneho iónu dusitanovým iónom je veľmi vhodný:

Známe sú aj ďalšie metódy - rozklad azidov pri zahrievaní, rozklad amoniaku oxidom meďnatým, interakcia dusitanov s kyselinou sulfámovou alebo močovinou:

Katalytický rozklad amoniaku pri vysokých teplotách môže tiež produkovať dusík:

Fyzikálne vlastnosti.

Niektorí fyzikálne vlastnosti a dusík sú uvedené v tabuľke. 1.

Tabuľka 1. NIEKTORÉ FYZIKÁLNE VLASTNOSTI DUSÍKA
Hustota, g/cm3	0,808 (kvapalina)
Teplota topenia, °C	–209,96
Teplota varu, °C	–195,8
Kritická teplota, °C	–147,1
Kritický tlak, atm a	33,5
Kritická hustota, g/cm3 a	0,311
Špecifické teplo, J/(molCH)	14,56 (15 °C)
Elektronegativita podľa Paulinga	3
Kovalentný polomer,	0,74
Kryštálový polomer,	1,4 (M 3–)
Ionizačný potenciál, V b
najprv	14,54
druhý	29,60
a Teplota a tlak, pri ktorých sú hustoty kvapalného a plynného dusíka rovnaké. b Množstvo energie potrebnej na odstránenie prvého vonkajšieho a nasledujúcich elektrónov na 1 mol atómového dusíka.

Chemické vlastnosti.

Ako už bolo uvedené, prevládajúcou vlastnosťou dusíka za normálnych podmienok teploty a tlaku je jeho inertnosť alebo nízka chemická aktivita. Elektrónová štruktúra dusíka obsahuje elektrónový pár 2 s- úroveň a tri polovice naplnené 2 R-orbitály, takže jeden atóm dusíka môže viazať najviac štyri ďalšie atómy, t.j. jeho koordinačné číslo je štyri. Malá veľkosť atóm tiež obmedzuje počet atómov alebo skupín atómov, ktoré s ním môžu byť spojené. Preto mnohé zlúčeniny iných členov podskupiny VA buď nemajú medzi zlúčeninami dusíka žiadne analógy, alebo sa podobné zlúčeniny dusíka ukážu ako nestabilné. PCl5 je teda stabilná zlúčenina, ale NCI5 neexistuje. Atóm dusíka je schopný viazať sa s iným atómom dusíka, čím vzniká niekoľko pomerne stabilných zlúčenín, ako je hydrazín N2H4 a azidy kovov MN3. Tento typ väzby je neobvyklý pre chemické prvky (s výnimkou uhlíka a kremíka). O zvýšené teploty dusík reaguje s mnohými kovmi za vzniku čiastočne iónových nitridov M X N r. V týchto zlúčeninách je dusík negatívne nabitý. V tabuľke Tabuľka 2 ukazuje oxidačné stavy a príklady zodpovedajúcich zlúčenín.

Nitridy.

Zlúčeniny dusíka s viac elektropozitívnymi prvkami, kovmi a nekovmi – nitridmi – sú podobné karbidom a hydridom. Možno ich rozdeliť v závislosti od charakteru väzby M–N na iónové, kovalentné a so stredným typom väzby. Spravidla ide o kryštalické látky.

Iónové nitridy.

Väzba v týchto zlúčeninách zahŕňa prenos elektrónov z kovu na dusík za vzniku iónu N3-. Takéto nitridy zahŕňajú Li3N, Mg3N2, Zn3N2 a Cu3N2. Okrem lítia iné alkalické kovy netvoria IA podskupiny nitridov. Iónové nitridy majú vysoké teploty topenia a reagujú s vodou za vzniku NH3 a hydroxidov kovov.

Kovalentné nitridy.

Keď sa dusíkové elektróny podieľajú na tvorbe väzby spolu s elektrónmi iného prvku bez ich prenosu z dusíka na iný atóm, vznikajú nitridy s kovalentnou väzbou. Nitridy vodíka (ako je amoniak a hydrazín) sú úplne kovalentné, rovnako ako halogenidy dusíka (NF 3 a NCI 3). Medzi kovalentné nitridy patria napríklad Si 3 N 4, P 3 N 5 a BN - vysoko stabilné biele látky a BN má dve alotropické modifikácie: hexagonálnu a diamantovú. Ten vzniká pri vysokých tlakoch a teplotách a má tvrdosť blízku tvrdosti diamantu.

Nitridy so stredným typom väzby.

Prechodné prvky reagujú s NH3 pri vysokých teplotách a vytvárajú nezvyčajnú triedu zlúčenín, v ktorých sú atómy dusíka rozdelené medzi pravidelne rozmiestnené atómy kovov. V týchto zlúčeninách nie je jasný posun elektrónov. Príklady takýchto nitridov sú Fe4N, W2N, Mo2N, Mn3N2. Tieto zlúčeniny sú zvyčajne úplne inertné a majú dobrú elektrickú vodivosť.

Vodíkové zlúčeniny dusíka.

Dusík a vodík reagujú za vzniku zlúčenín nejasne pripomínajúcich uhľovodíky. Stabilita dusičnanov vodíka klesá so zvyšujúcim sa počtom atómov dusíka v reťazci, na rozdiel od uhľovodíkov, ktoré sú stabilné v dlhých reťazcoch. Najdôležitejšie nitridy vodíka sú amoniak NH3 a hydrazín N2H4. Patrí medzi ne aj kyselina dusičná HNNN (HN 3).

Amoniak NH3.

Amoniak je jedným z najdôležitejších priemyselných produktov moderného hospodárstva. Koncom 20. stor. USA vyrobili cca. 13 miliónov ton amoniaku ročne (v prepočte na bezvodý amoniak).

Štruktúra molekuly.

Molekula NH 3 má takmer pyramídovú štruktúru. Uhol väzby H–N–H je 107°, čo je blízko k štvorstennému uhlu 109°. Osamelý elektrónový pár je ekvivalentný pripojenej skupine, čo vedie k tomu, že koordinačné číslo dusíka je 4 a dusík je umiestnený v strede štvorstenu.

Vlastnosti amoniaku.

Niektoré fyzikálne vlastnosti amoniaku v porovnaní s vodou sú uvedené v tabuľke. 3.

Teploty varu a topenia amoniaku sú oveľa nižšie ako teploty vody, napriek podobnosti molekulových hmotností a podobnosti molekulovej štruktúry. Vysvetľuje sa to relatívne väčšou silou medzimolekulových väzieb vo vode ako v amoniaku (takéto medzimolekulové väzby sa nazývajú vodíkové väzby).

Amoniak ako rozpúšťadlo.

Vysoká dielektrická konštanta a dipólový moment kvapalného amoniaku umožňujú jeho použitie ako rozpúšťadla pre polárne alebo iónové anorganické látky. Rozpúšťadlo amoniaku zaberá medzipolohu medzi vodou a organickými rozpúšťadlami, ako je etylalkohol. Alkalické kovy a kovy alkalických zemín sa rozpúšťajú v amoniaku a vytvárajú tmavomodré roztoky. Dá sa predpokladať, že solvatácia a ionizácia valenčných elektrónov prebieha v roztoku podľa schémy

Modrá farba je spojená so solvatáciou a pohybom elektrónov alebo pohyblivosťou „dier“ v kvapaline. Pri vysokej koncentrácii sodíka v kvapalnom amoniaku získava roztok bronzovú farbu a je vysoko elektricky vodivý. Neviazaný alkalický kov možno z takéhoto roztoku oddeliť odparením amoniaku alebo pridaním chloridu sodného. Roztoky kovov v amoniaku sú dobré redukčné činidlá. V kvapalnom amoniaku dochádza k autoionizácii

podobný procesu, ktorý sa vyskytuje vo vode:

Niektorí Chemické vlastnosti oba systémy sú porovnané v tabuľke. 4.

Kvapalný amoniak ako rozpúšťadlo má výhodu v niektorých prípadoch, keď nie je možné uskutočňovať reakcie vo vode v dôsledku rýchlej interakcie zložiek s vodou (napríklad oxidácia a redukcia). Napríklad v kvapalnom amoniaku vápnik reaguje s KCl za vzniku CaCl2 a K, pretože CaCl2 je nerozpustný v kvapalnom amoniaku a K je rozpustný a reakcia prebieha úplne. Vo vode je takáto reakcia nemožná kvôli rýchlej interakcii Ca s vodou.

Výroba amoniaku.

Plynný NH3 sa uvoľňuje z amónnych solí pôsobením silnej zásady, napríklad NaOH:

Metóda je použiteľná v laboratórnych podmienkach. Malá výroba amoniak sú tiež založené na hydrolýze nitridov, napríklad Mg3N2, vodou. Kyanamid vápenatý CaCN 2 pri interakcii s vodou tiež vytvára amoniak. Hlavnou priemyselnou metódou výroby amoniaku je jeho katalytická syntéza z atmosférického dusíka a vodíka pri vysokej teplote a tlaku:

Vodík pre túto syntézu sa získava tepelným krakovaním uhľovodíkov, pôsobením vodnej pary na uhlie alebo železo, rozkladom alkoholov vodnou parou alebo elektrolýzou vody. Na syntézu amoniaku bolo získaných mnoho patentov, ktoré sa líšia v podmienkach procesu (teplota, tlak, katalyzátor). Existuje spôsob priemyselnej výroby tepelnou destiláciou uhlia. Mená F. Haberu a K. Boscha sa spájajú s technologickým rozvojom syntézy amoniaku.

Tabuľka 4. POROVNANIE REAKCIÍ V PROSTREDÍ VODY A AMONIKA
Vodné prostredie	Prostredie amoniaku
Neutralizácia
OH- + H30 + ® 2H20	NH2– + NH4+®2NH3
Hydrolýza (protolýza)
PCl5 + 3H20 POCI3 + 2H30 + + 2Cl –	PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl –
Substitúcia
Zn + 2H30 + ® Zn2+ + 2H20 + H2	Zn + 2NH4 + ® Zn2+ + 2NH3 + H2
Riešenie (komplexácia)
Al2Cl6 + 12H2023+ + 6Cl –	Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3+ + 6Cl –
Amfoterita
Zn2+ + 2OH – Zn(OH)2	Zn2+ + 2NH2 – Zn(NH2)2
Zn(OH)2 + 2H30 + Zn2+ + 4H20	Zn(NH2)2 + 2NH4 + Zn2+ + 4NH3
Zn(OH) 2 + 2OH – Zn(OH) 4 2–	Zn(NH 2) 2 + 2NH 2 – Zn(NH 2) 4 2–

Chemické vlastnosti amoniaku.

Okrem reakcií uvedených v tabuľke. 4, amoniak reaguje s vodou za vzniku zlúčeniny NH 3 N H 2 O, ktorá sa často mylne považuje za hydroxid amónny NH 4 OH; v skutočnosti sa existencia NH 4 OH v roztoku nepreukázala. Vodný roztok amoniaku (" amoniak") pozostáva prevažne z NH 3, H 2 O a nízkych koncentrácií iónov NH 4 + a OH - vznikajúcich pri disociácii

Základná povaha amoniaku sa vysvetľuje prítomnosťou osamelého elektrónového páru dusík:NH3. Preto je NH3 Lewisova báza, ktorá má najvyššiu nukleofilnú aktivitu, ktorá sa prejavuje vo forme asociácie s protónom alebo jadrom atómu vodíka:

Akýkoľvek ión alebo molekula schopná prijať elektrónový pár (elektrofilná zlúčenina) bude reagovať s NH3 za vzniku koordinačnej zlúčeniny. Napríklad:

Symbol M n+ predstavuje ión prechodného kovu (B-podskupina periodickej tabuľky, napríklad Cu2+, Mn2+ atď.). Akákoľvek protická kyselina (t. j. obsahujúca H) reaguje s amoniakom vo vodnom roztoku za vzniku amónnych solí, ako je dusičnan amónny NH 4 NO 3, chlorid amónny NH 4 Cl, síran amónny (NH 4) 2 SO 4, fosforečnan amónny (NH 4) 3 PO 4. Tieto soli sú široko používané v poľnohospodárstvo ako hnojivá na zavedenie dusíka do pôdy. Dusičnan amónny sa používa aj ako lacná výbušnina; prvýkrát sa používal s ropným palivom (nafta). Vodný roztok amoniaku sa používa priamo na zavedenie do pôdy alebo so závlahovou vodou. Močovina NH 2 CONH 2, získaná syntézou z amoniaku a oxidu uhličitého, je tiež hnojivom. Plynný amoniak reaguje s kovmi ako Na a K za vzniku amidov:

Amoniak tiež reaguje s hydridmi a nitridmi za vzniku amidov:

Amidy alkalických kovov (napríklad NaNH2) reagujú s N20 pri zahrievaní za vzniku azidov:

Plynný NH3 redukuje oxidy ťažkých kovov na kovy pri vysokých teplotách, zrejme v dôsledku vodíka, ktorý vzniká rozkladom amoniaku na N2 a H2:

Atómy vodíka v molekule NH 3 môžu byť nahradené halogénom. Jód reaguje s koncentrovaný roztok NH 3, tvoriaci zmes látok obsahujúcich NI 3. Táto látka je veľmi nestabilná a pri najmenšom mechanickom náraze exploduje. Keď NH3 reaguje s Cl2, tvoria sa chlóramíny NCI3, NHCI2 a NH2CI. Keď je amoniak vystavený pôsobeniu chlórnanu sodného NaOCl (vytvoreného z NaOH a Cl 2), konečným produktom je hydrazín:

Hydrazín.

Vyššie uvedené reakcie predstavujú spôsob výroby monohydrátu hydrazínu so zložením N 2 H 4 P H 2 O. Bezvodý hydrazín vzniká špeciálnou destiláciou monohydrátu s BaO alebo inými vodu odstraňujúcimi látkami. Vlastnosti hydrazínu sú mierne podobné peroxidu vodíka H202. Čistý bezvodý hydrazín je bezfarebná, hygroskopická kvapalina s teplotou varu 113,5 °C; dobre sa rozpúšťa vo vode a vytvára slabý základ

V kyslom prostredí (H +) tvorí hydrazín rozpustné hydrazóniové soli typu + X –. Ľahkosť, s akou hydrazín a niektoré jeho deriváty (napríklad metylhydrazín) reagujú s kyslíkom, umožňuje jeho použitie ako zložky kvapalného raketového paliva. Hydrazín a všetky jeho deriváty sú vysoko toxické.

Oxidy dusíka.

V zlúčeninách s kyslíkom má dusík všetky oxidačné stavy, pričom vznikajú oxidy: N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2 (N 2 O 4), N 2 O 5. O tvorbe peroxidov dusíka (NO 3, NO 4) je málo informácií. 2HN02. Čistý N203 možno získať ako modrú kvapalinu nízke teploty (–20

Pri izbovej teplote je NO 2 tmavohnedý plyn s magnetické vlastnosti v dôsledku prítomnosti nespárovaného elektrónu. Pri teplotách pod 0 °C molekula NO 2 dimerizuje na oxid dusný a pri –9,3 ° C nastáva dimerizácia úplne: 2NO 2 N 2 O 4. V kvapalnom stave je len 1 % N202 nedimerizované a pri 100 °C zostáva 10 % N204 vo forme diméru.

NO 2 (alebo N 2 O 4) reaguje v teplej vode za vzniku kyseliny dusičnej: 3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + NO. Technológia NO 2 je preto veľmi dôležitá ako medzistupeň pre výrobu priemyselných dôležitý produkt- kyselina dusičná.

oxid dusnatý (V)

N2O5( zastarané. anhydrid dusnatý) je biela kryštalická látka získaná dehydratáciou kyseliny dusičnej v prítomnosti oxidu fosforečného P 4 O 10:

2MX + H2N202. Po odparení roztoku vznikne biela výbušnina s očakávanou štruktúrou H–O–N=N–O–H.

Kyselina dusitá

HNO 2 neexistuje v čistej forme, však vodné roztoky jeho nízka koncentrácia vzniká pridaním kyseliny sírovej k dusitanu bárnatému:

Kyselina dusitá vzniká aj vtedy, keď sa ekvimolárna zmes NO a NO 2 (alebo N 2 O 3) rozpustí vo vode. Kyselina dusitá je o niečo silnejšia ako kyselina octová. Oxidačný stav dusíka v ňom je +3 (jeho štruktúra je H–O–N=O), t.j. môže byť oxidačným aj redukčným činidlom. Pod vplyvom redukčných činidiel sa zvyčajne redukuje na NO a pri interakcii s oxidačnými činidlami sa oxiduje na kyselinu dusičnú.

Rýchlosť rozpúšťania niektorých látok, ako sú kovy alebo jodidové ióny, v kyseline dusičnej závisí od koncentrácie kyseliny dusnej prítomnej ako nečistota. Soli kyseliny dusnej – dusitany – sa dobre rozpúšťajú vo vode, okrem dusitanu strieborného. NaNO 2 sa používa pri výrobe farbív.

Kyselina dusičná

HNO 3 je jedným z najdôležitejších anorganických produktov hlavného chemického priemyslu. Používa sa v technológiách mnohých ďalších anorganických a organických látok, napr. výbušniny, hnojivá, polyméry a vlákna, farbivá, liečivá atď.

Literatúra:

Adresár dusíkatých látok. M., 1969
Nekrasov B.V. Základy všeobecná chémia . M., 1973
Problémy s fixáciou dusíka. Anorganická a fyzikálna chémia. M., 1982