Dušik

Uredi povezave
Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Dušik, 7N
Liquidnitrogen.jpg
Dušik
IzgovarjavaIPA: [duˈʃiːk]
Alotropiglej alotropi dušika
Videzbrezbarven plin, kapljevina ali trdnina
Standardna atomska teža Ar, std(N)[14,00643; 14,00728] običajno: 14,007
Dušik v periodnem sistemu
Vodik Helij
Litij Berilij Bor (element) Ogljik Dušik Kisik Fluor Neon
Natrij Magnezij Aluminij Silicij Fosfor Žveplo Klor Argon
Kalij Kalcij Skandij Titan (element) Vanadij Krom Mangan Železo Kobalt Nikelj Baker Cink Galij Germanij Arzen Selen Brom Kripton
Rubidij Stroncij Itrij Cirkonij Niobij Molibden Tehnecij Rutenij Rodij Paladij Srebro Kadmij indij Kositer Antimon Telur Jod Ksenon
Cezij Barij Lantan Cerij Prazeodim Neodim Prometij Samarij Evropij Gadolinij Terbij Disprozij Holmij Erbij Tulij Iterbij Lutecij Hafnij Tantal (element) Volfram Renij Osmij Iridij Platina Zlato Živo srebro Talij Svinec Bizmut Polonij Astat Radon
Francij Radij Aktinij Torij Protaktinij Uran (element) Neptunij Plutonij Americij Kirij Berkelij Kalifornij Ajnštajnij Fermij Mendelevij Nobelij Lavrencij Raderfordij Dubnij Siborgij Borij Hasij Majtnerij Darmštatij Rentgenij Kopernicij Nihonij Flerovij Moskovij Livermorij Tenes Oganeson
–
↑
N
↓
P
ogljik ← dušik → kisik
Vrstno število (Z)7
Skupinaskupina 15 (pniktogeni)
Periodaperioda 2
Blok  blok p
Razporeditev elektronov[He] 2s2 2p3
Razporeditev elektronov po lupini2, 5
Fizikalne lastnosti
Faza snovi pri STPplin
Tališče(N2) −209,86[1] °C
Vrelišče(N2) −195,795 °C
Gostota (pri STP)1,2506 g/L[2] at 0 °C, 1013 mbar
v tekočem stanju (pri TV)0,808 g/cm3
Trojna točka−209,999 °C, 12,52 kPa
Kritična točka−146,94 °C, 3,39 MPa
Talilna toplota(N2) 0,72 kJ/mol
Izparilna toplota(N2) 5,56 kJ/mol
Toplotna kapaciteta(N2) 29,124 J/(mol·K)
Parni tlak
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
pri T (°C) −236,2 −232,2 −227,2 −220,2 −211,2 −196,2
Lastnosti atoma
Oksidacijska stanja−3, −2, −1, +1, +2, +3, +4, +5 (močno kisel oksid)
ElektronegativnostPaulingova lestvica: 3,04
Ionizacijske energije
  • 1.: 1402,3 kJ/mol
  • 2.: 2856 kJ/mol
  • 3.: 4578,1 kJ/mol
  • (več)
Kovalentni polmer71±1 pm
Van der Waalsov polmer155 pm
Barvne črte v spektralnem obsegu
Spektralne črte dušika
Druge lastnosti
Pojavljanje v naraviprvobitno
Kristalna struktura ​heksagonalna
Hexagonal kristalna struktura za dušik
Hitrost zvoka353 m/s (gas, at 27 °C)
Toplotna prevodnost25,83×10−3 W/(m⋅K)
Magnetna ureditevdiamagnetik
Številka CAS17778-88-0
7727-37-9 (N2)
Zgodovina
OdkritjeDaniel Rutherford (1772)
Poimenoval poJean-Antoine Chaptal (1790)
Najpomembnejši izotopi dušika
Izo­top Pogos­tost Razpolovni čas (t1/2) Razpadni način Pro­dukt
13N sint. 9,965 min ε 13C
14N 99,6% stabilen
15N 0,4% stabilen
Kategorija Kategorija: Dušik
prikaži · pogovor · uredi · zgodovina | reference

Dušik je kemični element s simbolom N in atomskim številom 7. Prvič ga je leta 1772 odkril in izoliral škotski zdravnik Daniel Rutherford. Čeprav sta Carl Wilhelm Scheele in Henry Cavendish to storila neodvisno približno istočasno, je Rutherford na splošno zasluži medaljo, ker je bilo njegovo delo objavljeno najprej. Ime nitrogène je leta 1790 predlagal francoski kemik Jean-Antoine-Claude Chaptal, ko je bilo ugotovljeno, da je dušik prisoten v dušikovi kislini in nitratih. Antoine Lavoisier je namesto tega predlagal ime azote iz starogrško ἀζωτικός "brez življenja", saj gre za dušljiv plin; nastopa tudi v imenih nekaterih dušikovih spojin, kot so hidrazin, azidi in azo spojine.

Dušik je najlažji član skupine 15 periodnega sistema. Je pogost element v vesolju, ocenjen na približno sedmo mesto v številčnosti v Rimski cesti in Osončju. Pri standardni temperaturi in tlaku, se dva atoma elementa vežeta v dvoatomski dušik (dinitrogen), plin brez barve in vonja s formulo N2.. Dušik v tej obliki predstavlja približno 78% zemeljske atmosfere, zaradi česar je najbolj razširjen nespojen element. Dušik se pojavlja v vseh organizmih, predvsem v aminokislinah (in s tem beljakovinah), v nukleinskih kislinah ( DNA in RNA) in v ATP, molekuli za prenos energije adenozin trifosfat. Človeško telo vsebuje približno 3 mas.% dušika, ki je četrti najbolj razširjen element v telesu za kisikom, ogljikom in vodikom. Dušikov cikel opisuje gibanje elementa iz zraka, v biosfero in organske spojine, nato pa nazaj v ozračje.

Številne industrijsko pomembne spojine, kot so amonijak, dušikova kislina, organski nitrati (pogonska goriva in eksplozivi ) in cianidi, vsebujejo dušik. Izredno močna trojna vez v elementarnem dušiku (N≡N), druga najmočnejša vez v kateri koli dvo-atomski molekuli razen ogljikovega monoksida (CO), [3] prevladuje v kemiji dušika. To organizmom in industriji povzroča težave pri pretvorbi N2 v uporabne spojine, hkrati pa pomeni, da izgorevanje, eksplozija ali razgradnja dušikovih spojin v dušikov plin sprošča velike količine pogosto koristne energije. Sintetično proizvedeni amonijak in nitrati so ključna industrijska gnojila, nitrati v gnojilih pa ključni krivci zaevtrofikacijo vodnih sistemov.

Poleg uporabe v gnojilih in kot zaloga energije je dušik najti v tako raznolikih organskih spojinah, kot je kevlar, ki se uporablja v tkaninah z visoko trdnostjo, in cianoakrilat, znan kot sekundno lepilo. Dušik je v vseh glavnih farmakoloških razredih zdravil, med drugim v antibiotikih. Številna zdravila posnemajo naravne signalne molekule, ki vsebujejo dušik: na primer organska nitrata nitroglicerin in nitroprusid nadzorujeta krvni tlak s presnavljanjem v dušikov oksid. Številne omembe vredne droge, ki vsebujejo dušik, kot so naravni kofein in morfij ali sintetični amfetamini, delujejo na receptorje živalskih nevrotransmiterjev.

Zgodovina[uredi | uredi kodo]

Daniel Rutherford, odkritelj dušika

Dušikove spojine imajo zelo dolgo zgodovino. Amonijev klorid je poznal že Herodot. Dobro jih je poznal tudi srednji vek. Alkimisti so dušikovo kislino poznali kot aqua fortis (močno vodo), pa tudi druge dušikove spojine, kot so amonijeve soli in nitratne soli. Mešanica t.i. solitrne in solne kisline je bila znana kot aqua regia (kraljevska voda), slavna zaradi svoje sposobnosti raztopiti tudi kralja kovin, zlato. [4]

Odkritje dušika pripisujejo škotskemu zdravniku Danielu Rutherfordu leta 1772, ki ga je imenoval škodljiv zrak. [5] [6] Čeprav je ni prepoznal kot povsem drugačno kemično snov, jo je jasno ločil od "fiksnega zraka" Josepha Blacka ali ogljikovega dioksida. [7] Rutherfordu je bilo jasno, da gre za sestavino zraka, ki ne podpira zgorevanja, čeprav se ni zavedal, da gre za element. Dušik so približno ob istem času preučevali tudi Carl Wilhelm Scheele, [8] Henry Cavendish, [9] in Joseph Priestley, [9] ki sta ga označevala kot zgoreli zrak ali flogiziran zrak. Francoski kemik Antoine Lavoisier je plin iz dušika imenoval "mefitski zrak" ali azot iz grške besede άζωτικός (azotikos), "brez življenja", ker je večinoma inerten. [10] [10] V ozračju čistega dušika so živali poginjale in plamen je ugasnil. Čeprav Lavoisierjev naziv v angleščini niso sprejeli, saj je bilo jasno, da so skoraj vsi plini (dejansko je edina izjema jasno kisik) mefitski, njegov pomen uporablja vrsta jezikov -francoščina, italijanščina, portugalščina, poljščina, ruščina, albanščina in ne nazadnje slovenščina.

Angleško ime nitrogen (1794) izhaja iz francoskega nitrogèna, ki ga je leta 1790 skoval francoski kemik Jean-Antoine Chaptal (1756–1832), [11] ki je združil rancoski nitra ( kalijev nitrat, imenovan tudi salitra, baš soliter ) in francosko končnico -gène, "proizvaja", iz grščine -γενής (-genes, "rojen"). Chaptalov je s tem hotel poudariti, da je dušik bistveni del dušikove (solitrne) kisline, ki se dela iz solitra. V prejšnjih časih so niter napačno enačili z egiptovskim "natronom" ( natrijevim karbonatom) - v grščini se imenuje νίτρον (nitron) - ki kljub imenu z nitro/solitrom ni imel nič skupnega. [12]

Najzgodnejša vojaško, industrijsko in kmetijsko uporabljena dušikova spojina je bil soliter ( natrijev nitrat ali kalijev nitrat), predvsem v smodniku in kasneje kot gnojilo. Leta 1910 je Lord Rayleigh odkril, da je pri električnem praznjenju v dušikovem plinu nastajal "aktivni dušik", enoatomski alotrop dušika. [13] "Vrteči se oblak briljantno rumene svetlobe", ki ga je ustvaril njegov aparat, je reagiral z živim srebrom v eksploziven živosrebrni nitrid. [14]

Dolgo časa so bili viri dušikovih spojin omejeni. V naravi izvirajo bodisi iz biologije bodisi iz nahajališč nitratov, pridobljenih z reakcijami v ozračju. Fiksiranje dušika z industrijskimi procesi, kot sta procesa Frank-Caro (1895–1899) in Haber – Bosch (1908–1913), je zmanjšalo to pomanjkanje dušikovih spojin, tako da polovica svetovne proizvodnje hrane zdaj temelji na sintetičnih dušikovih gnojilih. [15] Hkrati je Ostwaldov postopek (1902) za proizvodnjo nitratov z industrijsko fiksacijo dušika omogočil obsežno industrijsko proizvodnjo nitratov kot surovine za proizvodnjo eksplozivov v svetovnih vojnah 20. stoletja.

Lastnosti[uredi | uredi kodo]

Oblike petih zasedenih orbital v dušiku. Barvi prikazujeta fazo ali znak valovne funkcije v območju.Od leve proti desni: 1s, 2s (prerez za prikaz notranje strukture), 2p x, 2p y, 2p z.

Atom dušika ima sedem elektronov. V osnovnem stanju so razporejeni v elektronski konfiguraciji 1s2
2s2
2p1
x2p1
y2p1
z.. Ima torej pet valentnih elektronov v 2s in 2p orbitali, od katerih so trije (p-elektroni) brez para. Med elementi ima eno od najvišjih elektronegativnosti (3,04 po Paulingovi lestvici), višjo imajo le klor (3,16), kisik (3,44) in fluor (3,98). (Lahki žlahtni plini, helij, neon in argon bi bili verjetno tudi bolj elektronegativni, dejansko po Allenovi lestvici. ) [16] Po periodičnih trendih je njegov kovalentni polmer za enojno vez 71 pm manjši od vrednosti za bor (84 pm) in ogljik (76 pm), večji pa polmerov kisika (66 pm) in fluora (57 pm). Nitridni anion, N 3−, je z 146 pm veliko večji, podobno kot velja za aniona oksid (O 2− : 140 pm) in fluorid (F-: 133 pm). Prve tri ionizacijske energije dušika so 1.402, 2.856 in 4.577 MJ.mol−1, vsota četrtega in petega pa 16.920 MJ.mol -1. Zaradi teh zelo visokih vrednosti dušik ne pozna enostavne kationske kemije. [17]

V prvi vrstici p-bloka, zlasti pri dušiku, kisiku in fluoru, je pomanjkanje radialnih vozlišč v podlupini 2p neposredno odgovorno za številne anomalne lastnosti Podlupina 2p je zelo majhna in ima zelo podoben radij kot lupina 2s, kar olajšuje orbitalno hibridizacijo. Posledica so tudi zelo velike privlačne sile med jedrom in valenčnimi elektroni v 2s in 2p lupinah, kar je razlog za zelo visoke elektronegativnosti. Iz istega razloga je hipervalenca pri elementih 2p skoraj neznana, ker velika elektronegativnost otežuje majhnemu atomu dušika, da bi igral vlogo centralnega atoma z elektroni bogate tro-središčne vezi štirih elektronov - elektrone bi premočno privlačil nase. Kljub temu, da je dušik na čelu skupine 15 v periodnem sistemu, njegova kemija kaže velike razlike v primerjavi s kemijo fosforja, arzena, antimona in bizmuta. [18]

Dušik lahko koristno primerjamo z sosedoma levo in desno, ogljikom in kisikom ter vertikalnimi sosedi v stolpcu, ki nos njegovo ime, s fosforjem, arzenom, antimonom in bizmutom. Čeprav ima vsak element periode 2 od litija do kisika nekaj podobnosti z elementom periode 3 v naslednji skupini (od magnezija do klora; podobnosti, znane kot diagonalna razmerja ), njihova jakost od para bor-silicij dalje pade. Podobnosti dušika in žvepla so večinoma omejene na obročne spojine žveplovega nitrida, če sta oba elementa edina prisotna. [19]

Dušik nagnjenosti ogljika za ustvarjanje verig ne deli.Tako kot ogljik tudi dušik s kovinami tvori ionske ali kovinske spojine. Dušik z ogljikom tvori obsežen niz nitridov, med drugim spojine z verižnimi, grafitičnimi in fulerenskimi strukturami. [20]

Z visoko elektronegativnostjo in sočasno zmožnostjo vodikove vezi ter zmožnostjo tvoriti koordinacijske komplekse (z darovanjem svojih osamljenih parov elektronov) spominja na kisik. Obstaja nekaj vzporednic med kemijo amonijaka NH3 in vode H2O. Na primer, sposobnost obeh spojin, da se protonirata in tvorita NH4+ oziroma H3O+ ali pa deprotonirata, v NH2- in OH- - in vse to je mogoče izolirati v trdnih spojinah. [21]

Dušik deli z obema vodoravnima sosedoma nagnjenost tvoriti več vezi, običajno z ogljikovimi, kisikovimi ali drugimi dušikovimi atomi, s pπ – pπ interakcijami. [19] Tako se dušik na primer pojavlja kot dvoatomske molekule in ima zato zelo nižje tališče (-210 ° C) in vrelišče (-196 ° C) kot ostali del njegove skupine, ker molekule držijo skupaj le šibke van der Waalsove sile in je za nastanek znatnih trenutnih dipolov na razpolago zelo malo elektronov. To pri vertikalnih sosedih ni mogoče; tako dušikovi oksidi, nitriti, nitrati, nitro-, nitrozo-, azo- in diazo- spojine, azidi, cianati, tiocianati in imino- derivati ne najdejo posnemovalcev v fosforju, arzenu, antimonu ali bizmutu. Na enak način pa kompleksnost fosforjevih oksokislin ne najde odmeva pri dušiku. Ne glede na razlike dušik in fosfor tvorita obsežno družino medsebojnih spojin z verižno, obročasto in kletkasto strukturo. [22]

Izotopi[uredi | uredi kodo]

Tabela nuklidov od ogljika do fluora, z dušikom. Oranžna barva označuje emisijo protona; roza za emisijo pozitrona (inverzni razpad beta); črna za stabilne nukleide; modra za emisijo elektronov (beta razpad); in vijolična za emisijo nevtronov.. Število protonov se veča navpično, število nevtronov vodoravno

Dušik ima dva stabilna izotopa : 14N in 15N. Prvi je veliko bolj pogost, saj predstavlja 99,634% naravnega dušika, drugi (ki je nekoliko težji) pa preostalih 0,366%. To vodi do atomske teže okoli 14.007 u. [16] Oba stabilna izotopa nastajata v ciklusu CNO v zvezdah, vendar je 14N pogostejši, saj je nevtronski zajem korak, ki hitrost omejuje. 14N je eden od petih stabilnih nenavadnih nuklidov (nuklid z neparnim številom protonov in nevtronov); preostali štirje so 2H, 6Li, 10B in 180mTa. [23]

Relativni delež 14N in 15N je v ozračju praktično konstanten, drugje pa se lahko spreminja zaradi naravne izotopske frakcije v okviru bioloških redoks reakcij in izhlapevanja naravnega amonijaka ali dušikove kisline. [24] Biološko mediirane reakcije (npr. asimilacija, nitrifikacija in denitrifikacija ) močno kontrolirajo dinamiko dušika v tleh. Te reakcije običajno privedejo do obogatitve podlage z 15N. [25] Razmerje 15N: 14N se običajno uporablja pri analizi stabilnih izotopov na področjih geokemije, hidrologije, paleoklimatologije in paleoceanografije.

Od desetih drugih sintetično proizvedenih izotopov od 12N do 23N ima 13N razpolovno dobo deset minut, preostali izotopi pa razpolovni čas nekaj sekund ( 16N in 17N) ali milisekund. Drugi izotopi dušika niso mogoči, saj bi izven kapljičnega modela in bi puščali proton ali nevtron. Glede na razlike v razpolovni dobi je 13N najpomembnejši dušikov radioizotop, ki je dovolj dolgoživ, da se ga uporablja v pozitronski emisijski tomografiji (PET), četudi je njegov razpolovni čas še vedno kratek, zato ga je treba proizvesti na kraju samem, na primer v ciklotronu s protonskim bombardiranjem 16O, kar daje 13N in delce alfa. [26]

Radioizotop 16N je prevladujoči radionuklid v hladilni tekočini reaktorjev pod pritiskom ali reaktorjev z vrelo vodo med normalnim delovanjem, zato je občutljiv in neposreden pokazatelj za netesna mesta. Nastane iz 16O (v vodi) z reakcijo (n, p), ko atom kisika zajame proton in odda nevtron. Ima kratko razpolovno dobo približno 7,1 s, vendar med razpadanjem nazaj na 16O tvori gama sevanje visoke energije (5 do 7 MeV). [27] Zaradi tega je treba med obratovanjem reaktorja s hlajenjem na vodo pod pritiskom treba omejiti dostop do cevovodov za primarno hladilno tekočino.

Kemija in spojine[uredi | uredi kodo]

Alotropi[uredi | uredi kodo]

Molekularni orbitalni diagram molekule dušika, N2. Obstaja pet bonding orbital in dve antibonding orbitali (označeni z zvezdico; orbitale, ki vključujejo notranje elektrone 1s, niso prikazane), kar daje za skupni bonding red vrednost tri..

Atomski dušik, znan tudi kot aktivni dušik, je zelo reaktiven in je triradikalen s tremi neparjenimi elektroni. Prosti dušikovi atomi zlahka reagirajo z večino elementov in tvorijo nitride, in tudi če dva prosta dušikova atoma trčita in tvorita vzbujeno molekulo N2, lahko ob trku celo s tako stabilnimi molekulami, kot sta ogljikov dioksid in voda,sprostita toliko energije, da pride do homolitičnega razpada v radikale, kot so CO in O ali OH in H. Atomski dušik se pripravi s pomočjo električnega praznjenja skozi dušikov plin pri 0,1–2 mmHg, pri tem nastaja atomarni dušik in hkrati rumena emisija, ki počasi bledi nekaj minut dolgo tudi po koncu praznjenja. [19]

Glede na veliko reaktivnost atomskega dušika se elementarni dušik običajno pojavlja kot dvoatomski dušik, to je kot molekula N2. To je pri običajnih pogojih diamagnetni plin, brez barve, vonja in okusa: tali se pri -210 ° C in vre pri -196 ° C. [19] Dvoatomski dušik pri sobni temperaturi večinoma ne reagira, reagira pa s kovinskim litijem in nekaterimi kompleksi prehodnih kovin. To je posledica njegove vezi, ki je edinstvena za dvoatomne elemente pri standardnih pogojih, saj ima N≡N trojno vez. Trojne vezi imajo kratke dolžine (v tem primeru 109,76 pm) in visoke disociacijske energije ( 945,41 kJ / mol za N2). So torej zelo močne, kar pojasnjuje kemično inertnost dušika.

Po nekaterih teoretičnih razmišljanjih naj bi možni tudi drugi dušikovi oligomeri in polimeri. Če bi jih bilo mogoče sintetizirati, bi šlo za snovi z zelo visoko gostoto energije, ki bi jih lahko uporabljali kot močne pogonske snovi ali eksplozive.

Trden dušik na ravnini Sputnik Planitia na Plutonu poleg hribov iz zmrznjene vode

Pri zračnem tlaku se molekulski dušik kondenzira ( utekočini ) pri 77 ° C K (-195,79 ° C ) in zamrzne pri 63 K (-210,01 ° C) [28] v beta heksagonalno tesno zapakirano (HCP) kristalno alotropno obliko. Pod 35.4 K (-237,6 ° C) dušik prevzame kubično kristalno alotropsko obliko (imenovano alfa faza). [29] Tekoči dušik, brezbarvna tekočina, ki na videz spominja na vodo, vendar z 80,8% gostote (gostota tekočega dušika pri vrelišču je 0,808 g / ml), se pogosto rabi kot kriogen. [30] Dušik v trdnem stanju ima številne kristalne oblike.Tudi pri nizkih temperaturah je trdni dušik dokaj hlapen in lahko sublimira v ozračje ali pa se kondenzira nazaj v dušikovo zmrzal. Je zelo mehak in šibek in se razliva v obliki ledenikov, na Tritonu se na območju polarne ledene kape dvigajo iz notranjosti gejziri dušikovega plina. [31]

Navzočnost[uredi | uredi kodo]

Shematski prikaz pretoka dušikovih spojin skozi kopensko okolje

Dušik je najpogostejši čisti element v zemlji in predstavlja 78,1% celotne prostornine ozračja. [4] Kljub temu v zemeljski skorji ni obilen, saj ga je le 19 dnm, enako kot elementov niobij, galij in litij. Edina pomembna dušikova minerala sta niter ( kalijev nitrat , soliter ) in sodaniter ( natrijev nitrat, čilski soliter). Od dvajsetih let prejšnjega stoletja dalje pa nista več pomembna vira za nitrate, ko je prišlo do odkritja sinteze amonijaka in dušikove kisline iz zraka. [32]

Dušikove spojine se nenehno izmenjujejo med ozračjem in živimi organizmi. Dušik je treba najprej predelati ali "fiksirati" v rastlinsko uporabno obliko, običajno v amonijak. Nekaj dušika se fiksira ob udarcih strele, ki ustvarjajo dušikove okside, večinoma pa dušik vežejo diazotrofne bakterije s pomočjo encimov, znanih kot nitrogenaze (čeprav je danes pomembna tudi industrijska vezava dušika v amonijak). V rastlinah zajeti amonijak se uporablja za sintezo beljakovin. Te rastline nato živali prebavijo in iz dušikovih spojin sintetizirajo lastne beljakovine in izločajo odpadke z vsebnostjo dušika. Končno ti organizmi umrejo in se razgradijo, pri čemer pridejo do bakterijske in okoljske oksidacije in denitrifikacije ter vrnejo prosti dušik v ozračje. Industrijska fiksacija dušika po Haberjevem postopku se večinoma uporablja za gnojila, čeprav odpadni ostanki, ko se izlužijo, zaradi dušika, ki ga vsebujejo, vodijo do evtrofikacije sladke vode in nastanka mrtvih con v morjih, saj rast bakterij, ki jo povzroča dušik, izčrpa kisik v vodi do take mere, da višji organizmi umrejo. Poleg tega dušikov oksid, ki pri tem nastaja, napada atmosferski ozonski plašč. [32]

Proizvodnja[uredi | uredi kodo]

Dušik v plinastem stanju je industrijski plin, ki se pridobiva z delno destilacijo utekočinjenega zraka ali z mehanskimi sredstvi iz zraka v plinastem stanju (na primer prek membrane z obratno osmozo pod tlakom). Generatorji dušikovega plina, ki uporabljajo membrane ali adsorpcijo z nihajnim tlakom (PSA), so običajno stroškovno in energetsko učinkovitejši. [33] Komercialni dušik je pogosto stranski produkt pridobivanja kisika iz zraka za jeklarstvo in druge namene. Stisnjena v jeklenkah pogosto imenujejo dušik OFN (oxygen-free nitrogen -dušik brez kisika). [34] Komercialni dušik že vsebuje največ 20 ppm kisika in posebej prečiščene stopnje, ki vsebujejo največ 2dnm kisika in 10 Na voljo so tudi dnm argona. [35]

V kemičnem laboratoriju se dušik pridobiva z obdelavo amonijevega klorida v vodni raztopini z natrijevim nitritom. [36]

NH4Cl + NaN2 → N2 + NaCl + 2 H2O

V tej reakciji nastajajo tudi majhne količine nečistoč NO in HNO3.. Odstranimo jih lahko s prepuščanjem plina skozi vodno žveplovo kislino, ki vsebuje kalijev dikromat. [36] Zelo čist dušik se pridobiva s termično razgradnjo barijevega azida ali natrijevega azida. [37]

Biološka vloga[uredi | uredi kodo]

Dušikove spojine, kot so amino- in nukleinske kisline, so ključni sestavni del vseh živih organizmov na Zemlji. Večina organizmov ne more absorbirati elementarnega dušika, ki je prisoten v ozračju, in lahko uporablja le reducirano (»fiksirano«) obliko. Nekaj reduciranega dušika pride do tal s padavinami, v obliki amonija in nitratov, pomembnejši vir za rastline pa so določene bakterije, ki so sposobne reducirati elementarni dušik z nitrogenaznimi encimi. Proces zahteva veliko energije in anoksične pogoje; mnogo vrst fiksacijskih bakterij živi v sožitju z rastlinami, ki jih hranijo v koreninskih nodulih in jih v zameno za reducirane dušikove spojine oskrbujejo s hranilnimi snovmi. Drug vir dušika za rastline so nitrati mineralnega izvora in tisti, ki se sprostijo v procesu dekompozicije organskih snovi. Živali dobijo dušikove spojine s hrano in jih v procesu prebave razgradijo do osnovnih gradbenih molekul.

Kroženje dušika v ekosistemu se zaključi s procesom denitrifikacije, v kateri oksidirajoče bakterije pretvorijo reducirane dušikove spojine nazaj v amonijak, s čimer pridobivajo energijo.

Sklici[uredi | uredi kodo]

  1. ↑ 1,0 1,1 1,2 Lide, David R. (1990–1991). CRC Handbook of Physics and Chemistry (v angleščina) (71st izd.). Boca Raton, Ann Arbor, Boston: CRC Press, inc. str. 4-22 (one page).
  2. ↑ "Gases - Density". The Engineering Toolbox. Pridobljeno 27 January 2019.
  3. ↑ Common Bond Energies (D) and Bond Lengths (r). wiredchemist.com
  4. ↑ 4,0 4,1 Greenwood and Earnshaw, pp. 406–07
  5. ↑ Rutherford, Daniel (1772) "Dissertatio Inauguralis de aere fixo, aut mephitico" (Inaugural dissertation on the air [called] fixed or mephitic), M.D. dissertation, University of Edinburgh, Scotland.
  6. ↑ Weeks, Mary Elvira (1932). "The discovery of the elements. IV. Three important gases". Journal of Chemical Education. 9 (2): 215. Bibcode:1932JChEd...9..215W. doi:10.1021/ed009p215.
  7. ↑ Aaron J. Ihde, The Development of Modern Chemistry, New York 1964.
  8. ↑ Carl Wilhelm Scheele, Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer [Chemical treatise on air and fire] (Upsala, Sweden: Magnus Swederus, 1777; and Leipzig, (Germany): Siegfried Lebrecht Crusius, 1777).
  9. ↑ 9,0 9,1 Priestley, Joseph (1772). "Observations on different kinds of air". Philosophical Transactions of the Royal Society of London. 62: 147–256. doi:10.1098/rstl.1772.0021.
  10. ↑ 10,0 10,1 Lavoisier, Antoine with Robert Kerr, trans., Elements of Chemistry, 4th ed.
  11. ↑ Chaptal, J. A. and Nicholson, William trans. (1800) Elements of Chemistry, 3rd ed.
  12. ↑ nitrogen.
  13. ↑ Strutt, R. J. (1911) "Bakerian Lecture.
  14. ↑ Lord Rayleigh's Active Nitrogen Arhivirano 2012-11-01 na Wayback Machine..
  15. ↑ Erisman, Jan Willem; Sutton, Mark A.; Galloway, James; Klimont, Zbigniew; Winiwarter, Wilfried (2008). "How a century of ammonia synthesis changed the world". Nature Geoscience. 1 (10): 636. Bibcode:2008NatGe...1..636E. doi:10.1038/ngeo325.
  16. ↑ 16,0 16,1 Greenwood and Earnshaw, pp. 411–12
  17. ↑ Greenwood and Earnshaw, p. 550
  18. ↑ Kaupp, Martin (1 December 2006). "The role of radial nodes of atomic orbitals for chemical bonding and the periodic table" (PDF). Journal of Computational Chemistry. 28 (1): 320–25. doi:10.1002/jcc.20522. PMID 17143872. Arhivirano iz prvotnega spletišča (PDF) dne 2018-02-08. Pridobljeno 7 February 2018.
  19. ↑ 19,0 19,1 19,2 19,3 Greenwood and Earnshaw, pp. 412–16
  20. ↑ Miller, T. S.; Belen, A.; Suter, T. M.; Sella, A.; Corà, A.; McMillan, P. F. (2017). "Carbon nitrides: synthesis and characterization of a new class of functional materials". Physical Chemistry Chemical Physics. 19 (24): 15613–15638. Bibcode:2017PCCP...1915613M. doi:10.1039/C7CP02711G. PMID 28594419.
  21. ↑ House, J. E.; House, K. A. (2016). Descriptive Inorganic Chemistry. Amsterdam: Elsevier. str. 198. ISBN 978-0-12-804697-5.
  22. ↑ Roy, A. K.; Burns, G. T.; Grigora, S.; Lie, G. C. (1994). "Poly(alkyl/aryloxothiazenes), [N=S(O)R]n : New direction in inorganic polymers". V Wisian-Neilson (ur.). Inorganic and organometallic polymers II: advanced materials and intermediates. American Chemical Society. str. 344–357. doi:10.1021/bk-1994-0572.ch026.
  23. ↑ Bethe, H. A. (1939). "Energy Production in Stars". Physical Review. 55 (5): 434–56. Bibcode:1939PhRv...55..434B. doi:10.1103/PhysRev.55.434. PMID 17835673.
  24. ↑ CIAAW (2003). "Atomic Weight of Nitrogen". ciaaw.org. CIAAW. Pridobljeno 13 October 2016.
  25. ↑ Flanagan, Lawrence B.; Ehleringer, James R.; Pataki, Diane E. (15 December 2004). Stable Isotopes and Biosphere – Atmosphere Interactions: Processes and Biological Controls. str. 74–75. ISBN 978-0-08-052528-0.
  26. ↑ Carlson, Neil (January 22, 2012). Physiology of Behavior. Methods and Strategies of Research. Zv. 11th edition. Pearson. str. 151. ISBN 978-0-205-23939-9.
  27. ↑ Neeb, Karl Heinz (1997). The Radiochemistry of Nuclear Power Plants with Light Water Reactors. Berlin-New York: Walter de Gruyter. str. 227. ISBN 978-3-11-013242-7.
  28. ↑ Gray, Theodore (2009). The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. New York: Black Dog & Leventhal Publishers. ISBN 978-1-57912-814-2.
  29. ↑ Schuch, A. F.; Mills, R. L. (1970). "Crystal Structures of the Three Modifications of Nitrogen 14 and Nitrogen 15 at High Pressure". The Journal of Chemical Physics. 52 (12): 6000–08. Bibcode:1970JChPh..52.6000S. doi:10.1063/1.1672899.
  30. ↑ Iancu, C. V.; Wright, E. R.; Heymann, J. B.; Jensen, G. J. (2006). "A comparison of liquid nitrogen and liquid helium as cryogens for electron cryotomography". Journal of Structural Biology. 153 (3): 231–40. doi:10.1016/j.jsb.2005.12.004. PMID 16427786.
  31. ↑ "Neptune: Moons: Triton". NASA. Arhivirano iz prvotnega spletišča dne October 15, 2011. Pridobljeno September 21, 2007.
  32. ↑ 32,0 32,1 Greenwood and Earnshaw, pp. 407–09
  33. ↑ Froehlich, Peter (May 2013). "A Sustainable Approach to the Supply of Nitrogen". www.parker.com. Parker Hannifin Corporation. Pridobljeno 24 November 2016.
  34. ↑ Reich, Murray; Kapenekas, Harry (1957). "Nitrogen Purfication. Pilot Plant Removal of Oxygen". Industrial & Engineering Chemistry. 49 (5): 869–73. doi:10.1021/ie50569a032.
  35. ↑ Greenwood and Earnshaw, pp. 409–11
  36. ↑ 36,0 36,1 Bartlett, J. K. (1967). "Analysis for nitrite by evolution of nitrogen: A general chemistry laboratory experiment". Journal of Chemical Education. 44 (8): 475. Bibcode:1967JChEd..44..475B. doi:10.1021/ed044p475.
  37. ↑ Eremets, M. I.; Popov, M. Y.; Trojan, I. A.; Denisov, V. N.; Boehler, R.; Hemley, R. J. (2004). "Polymerization of nitrogen in sodium azide". The Journal of Chemical Physics. 120 (22): 10618–23. Bibcode:2004JChPh.12010618E. doi:10.1063/1.1718250. PMID 15268087.

Zunanje povezave[uredi | uredi kodo]

Dušik (video), University of Nottingham

Poglejte si besedo dušik ali Dušik v Wikislovarju, prostem slovarju.
Pridobljeno iz »https://sl.wikipedia.org/w/index.php?title=Dušik&oldid=5771157«