Schéma štruktúry atómu dusíka n 20. Elektrónová štruktúra atómu dusíka pyrolu. Chemické vlastnosti kyseliny dusičnej

Konjugácia P,p prebieha v molekule pyridínu. Pyridínový dusík vďaka svojej väčšej elektronegativite v porovnaní s uhlíkom posúva hustotu jediného p-elektrónu smerom k sebe, čím vo všeobecnosti znižuje hustotu elektrónov aromatického kruhu. Preto sa takéto systémy s pyridínovým dusíkom nazývajú p-nedostatočné.

Keď sa fragment - CH \u003d CH - nahradí > NH, vznikne päťčlenný cyklus - pyrol

1. Molekula pyrolu má cyklickú štruktúru.

2. Všetky atómy uhlíka v cykle sú v hybridizácii sp 2, atóm dusíka je tiež hybridizáciou sp 2, zatiaľ čo atóm dusíka dodáva dvojelektrónový orbitál P z do jediného p-elektrónového oblaku.

3. Celková hustota π-elektrónov pyrolu zahŕňa 4n+2 = 6 p-elektrónov

Konjugácia P,p prebieha v molekule pyrolu. Systémy s pyrolovým dusíkom sa nazývajú p-exces alebo superaromatické systémy. Prítomnosť takéhoto systému silne ovplyvňuje reaktivitu pyrolu.

V prírodných zlúčeninách sa aromatický pyrolový cyklus často nachádza v rôznych viacjadrových zlúčeninách, z ktorých najdôležitejšie je porfínové jadro, ktoré je súčasťou hemoglobínu a chlorofylu.

Konjugovaný systém 26 p-elektrónov (11 dvojitých väzieb a 2 osamelé páry elektrónov atómov pyrolu. Vysoká energia konjugácie (840 kJ) naznačuje vysokú stabilitu porfínu.

Pojem aromaticity sa vzťahuje nielen na neutrálne molekuly, ale aj na nabité ióny. _

Keď sa fragment – ​​​​CH=CH – nahradí v benzéne s – CH, vznikne karbocyklický – cyklopentadienylový anión, súvisiaci s nebenzenoidnou štruktúrou. Cyklopentadienylový ión je súčasťou liek ferocén (dicyklopentadienylové železo) a prírodná zlúčenina azulén.

Cyklopentadienylový anión vzniká elimináciou protónu z cyklopentadiénu-1,3.

Zvážte kritériá aromaticity pre cyklopentadienylový anión:

1) cyklické pripojenie

2) všetky atómy uhlíka majú sp 2 - hybridizáciu

Ferocén patrí medzi sendvičové organokovové zlúčeniny (stimuluje procesy hematopoézy a používa sa pri anémii z nedostatku železa.

Cykloheptatrienylový katión (tropýliový katión) vzniká z cykloheptatriénu-1,3,5 po odstránení hydridového iónu.

Katión tropília je pravidelný sedemuholník. Aromatické sexteto vzniká prekrývaním 6-jeden-elektrónových a jedného voľného p z-orbitálov.

Zvážte kritériá aromaticity pre katión tropýlium:

1) Cyklické pripojenie

2) Všetky atómy uhlíka majú sp 2 - hybridizáciu

3) Celkový systém π-elektrónov zahŕňa 4n + 2 = 6 p-elektrónov

Počas hodiny získate predstavu o téme „Dusík“. Zoznámte sa s dusíkom ako jednoduchou látkou, amoniakom, kyselinou dusičnou a dusičnanmi. Chemické a fyzikálne vlastnosti a tieto látky, štruktúra ich molekúl, reakcie s inými látkami. Okrem toho budú uvedené spôsoby získavania týchto látok priemyselnými a laboratórnymi metódami, ich využitie v rôznych priemyselných odvetviach. Zvážte vlastnosti a použitie oxidu dusného a aqua regia(zlúčenina troch dielov kyseliny chlorovodíkovej a jedného dielu kyseliny dusičnej).

Téma: Základné kovy a nekovy

Lekcia: Dusík

1. Elektrónová štruktúra atómu dusíka

Chemický prvok dusík sa nachádza v druhej perióde 5. skupiny, hlavnej podskupiny. Elektrónová konfigurácia atómu dusíka je 1s22s22p3. Na úrovni valenčnej energie atómu dusíka nie sú žiadne voľné orbitály. Preto nemôže dôjsť k poškodeniu elektrónového páru podúrovne 2s. Pozri obr. 1. Preto dusík nemôže byť päťmocný. Maximálna valencia dusíka v zlúčeninách je 4. V tomto prípade sú 3 väzby tvorené mechanizmom výmeny a jedna - mechanizmom donor-akceptor. Dusík vykazuje oxidačné stavy od -3 do +5.

Príklady látok s rôznej miere oxidácia pozri obr. 2.

2. Dusík je jednoduchá látka

Dusík nie je charakterizovaný alotropiou. Tvorí jednu jednoduchú látku, N2. Ide o molekulárnu látku s kovalentnou nepolárnou väzbou. Väzba je vytvorená pomocou troch spoločných elektrónových párov, trojitá väzba je jedna sigma a 2 väzby pí. Trojitá väzba je veľmi silná. To spôsobuje nízku reaktivitu molekulárneho dusíka.

Fyzikálne vlastnosti

Dusík je bezfarebný plyn bez zápachu, slabo rozpustný vo vode, o niečo ľahší ako vzduch. Dusík reaguje s niektorými látkami, ale reakčné podmienky sú veľmi drsné (vysoká teplota a tlak, použitie katalyzátora). Za normálnych podmienok dusík interaguje iba s lítiom a vytvára nitrid lítny.

6Li + N2 = 2Li3N, ktorý možno hydrolyzovať za vzniku amoniaku.

Prvok dusík N je prvým predstaviteľom hlavnej podskupiny skupiny V periodickej sústavy. Jeho atómy obsahujú na svojej vonkajšej energetickej úrovni päť elektrónov, z ktorých tri sú nepárové (pamätajte na pravidlo 8-N). Z toho vyplýva, že na atómy týchto prvkov sa môžu pripojiť tri elektróny, čím sa dotvorí vonkajšia energetická hladina a v dôsledku toho získajú oxidačný stav -3, napríklad v zlúčeninách s vodíkom - amoniakom NH3 a s kovmi - nitridmi Li3N, Mg3N2 atď.
Atómy dusíka môžu tiež darovať svoje vonkajšie elektróny viac elektronegatívnym prvkom (fluór, kyslík) a získať oxidačné stavy +3 a +5. Atómy dusíka tiež vykazujú redukčné vlastnosti v oxidačných stavoch +1, +2, +4.

dusík - jednoduchá látka. Vo voľnom stave existuje dusík vo forme dvojatómovej molekuly M2. V tejto molekule sú dva atómy N spojené veľmi silnou trojitou kovalentnou väzbou:

Toto spojenie možno vyjadriť aj takto:
N=N

Dusík je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Vo vode sa rozpúšťa horšie ako kyslík. Sila molekuly dusíka je spôsobená jej chemickou inertnosťou.
Za normálnych podmienok dusík interaguje iba s lítiom a vytvára nitrid Li3N:
6Li + N2 = 2Li3N
S inými kovmi interaguje iba vtedy, keď vysoké teploty.
Tiež pri vysokých teplotách a tlaku v prítomnosti katalyzátora reaguje dusík s vodíkom za vzniku amoniaku:
2N+ ZN2<->2NH3
(charakterizujte túto reakciu a zvážte podmienky pre posun chemickej rovnováhy doprava).
Pri teplote elektrického oblúka sa spája s kyslíkom, pričom vzniká oxid dusnatý (II) (opíšte túto reakciu a zvážte aj podmienky pre posun chemickej rovnováhy doprava).
V prírode sa dusík nachádza najmä v atmosfére – 78,09 % objemu alebo 65,6 % hmotnosti. Na každom hektári zemského povrchu neustále „visí“ 8 tisíc ton dusíka. Z prírodných anorganických zlúčenín dusíka je najznámejší čílsky ľadok NaNO3.
Väčšina viazaného dusíka sa nachádza v organickej hmote.
Dusík získaný destiláciou kvapalného vzduchu sa používa v priemysle na syntézu amoniaku a výrobu kyseliny dusičnej. Predtým sa tento plyn používal ako inertné médium na plnenie elektrických lámp. V medicíne sa čistý dusík používa ako inertné médium pri liečbe pľúcnej tuberkulózy a tekutý dusík- pri liečbe chorôb chrbtice, kĺbov a pod.

Cyklus dusíka v prírode. Dusík je životne dôležitý prvok. Všetky hlavné časti buniek telesného tkaniva sú postavené z proteínových molekúl, ktoré zahŕňajú dusík. Bez bielkovín nie je život a bez dusíka nie sú bielkoviny. Človek prijíma bielkoviny z rastlinnej a živočíšnej potravy, zvieratá ich zasa získavajú aj z rastlín. Preto sú rastliny jedným zo zdrojov dopĺňania dusíka, ktorý udržuje život.
Obsah viazaného dusíka v pôde je veľmi malý (do 1 kg na 1 tonu), navyše väčšina je súčasťou organických zlúčenín a nie je pre rastliny priamo dostupná. Postupne sa však v dôsledku činnosti baktérií organické zlúčeniny premieňajú na minerálne zlúčeniny - amónne soli alebo dusičnany, ktoré sú absorbované rastlinami.
Dusík je súčasťou rastlinných bielkovín. Zvieratá získavajú hotové bielkovinové látky z rastlín; telo zvieraťa obsahuje od 1 do 10% dusíka (hmotnostne), vlny a rohov - asi 15%. Všetky najdôležitejšie časti buniek (cytoplazma, jadro, membrána) sú postavené z molekúl bielkovín.
Ešte väčší význam majú špeciálne baktérie, ktoré žijú v uzlinách na koreňoch strukovín (ďatelina, hrach, vika, vlčí bôb atď.), nazývajú sa „uzlinové baktérie“. Práve tieto baktérie viažu voľný atmosférický dusík, t.j. premieňajú ho na zlúčeniny, ktoré sú absorbované rastlinami a tvoria bielkoviny ich tela.
Zlúčeniny dusíka v pôde sa dopĺňajú aj počas búrok. Ako už viete, v tomto prípade z dusíka a kyslíka vzniká oxid dusnatý (N), ktorý sa pôsobením vzdušného kyslíka mení na oxid dusnatý (IV):
2NO + 02 = 2N02
Ten interaguje s vodou (aj v prítomnosti vzdušného kyslíka) a získa sa kyselina dusičná:
4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03

Táto kyselina, ktorá sa dostane do pôdy, reaguje so zlúčeninami sodíka, vápnika, draslíka v nej a vytvára soli - dusičnany potrebné pre rastliny (obr. 27).
Objav dusíka . V roku 1772 anglický vedec D. Rutherford a švédsky bádateľ K. Scheele objavili pri svojich pokusoch o spaľovaní látok plyn, ktorý nepodporuje dýchanie a horenie. Neskôr, v roku 1787, A. Lavoisier zistil vo vzduchu prítomnosť plynu, ktorý nepodporuje dýchanie a spaľovanie, a na jeho návrh dostal tento plyn názov „dusík“, čo znamená „bez života“ (z latinčiny a – no a zoe - život). Iné latinské meno, dusíkium, zavedené v roku 1790 J. Chaptalom, znamená „zrodiť ledka“.

Amoniak

Uvažujme najskôr o štruktúre molekuly amoniaku NH3. Ako už viete, na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú atómy dusíka päť elektrónov, z ktorých tri elektróny sú nepárové. Práve oni sa podieľajú na tvorbe troch kovalentných väzieb s tromi atómami vodíka pri tvorbe molekuly amoniaku NH3:

Tri spoločné elektrónové páry sú posunuté smerom k elektronegatívnejšiemu atómu dusíka a keďže molekula amoniaku má tvar trojuholníkovej pyramídy (obr. 28), v dôsledku posunutia elektrónových párov vzniká dipól, teda systém s dva póly.

vodíková väzba- ide o chemickú väzbu medzi atómami vodíka jednej molekuly a atómami veľmi elektronegatívnych prvkov (fluór, kyslík, dusík), ktoré majú nezdieľané elektrónové páry inej molekuly.
Toto je veľmi slabá väzba - asi 15-20 krát slabšia ako kovalentná väzba. Vďaka nej niektoré nízkomolekulárne látky (t.j. majúce malú molekulovú hmotnosť) vytvárajú asociáty, čo vedie k zvýšeniu teplôt topenia a varu látok. Medzi molekulami vody, alkoholov, fluorovodíka vzniká vodíková väzba.
Vodíková väzba hrá veľmi dôležitú úlohu v molekulách najdôležitejších zlúčenín pre živé bytosti – bielkovín a nukleových kyselín.
Amoniak - bezfarebný plyn štipľavého zápachu, takmer dvakrát ľahší ako vzduch. Amoniak by sa nemal vdychovať dlhodobo, pretože je jedovatý. Tento plyn sa pri normálnom tlaku a teplote -33,4 °C ľahko skvapalňuje a pri odparovaní kvapalného amoniaku z okolia sa absorbuje veľa tepla, preto sa amoniak používa v chladiarňach.
Amoniak je veľmi dobre rozpustný vo vode: pri 20 °C sa v 1 jej objeme rozpustí asi 710 objemových jednotiek amoniaku (obr. 29). Koncentrovaný vodný roztok amoniaku (25 % hmotn.) sa nazýva vodný amoniak alebo amoniaková voda a roztok amoniaku používaný v medicíne je známy ako amoniak. Amoniak vo vašej lekárničke obsahuje 10 % amoniaku.
Ak sa do roztoku amoniaku pridá niekoľko kvapiek fenolftaleínu, zmení sa na karmínovú, to znamená, že bude vykazovať alkalické prostredie:
NH3 + H20<->NH3H20 -> NH4 + OH-
Prítomnosť hydroxidových iónov OH- vysvetľuje alkalickú reakciu vodných roztokov amoniaku. Ak sa roztok amoniaku zafarbený fenolftaleínom zahreje, farba zmizne (prečo?).

Amoniak reaguje s kyselinami za vzniku amónnych solí. Táto interakcia je zreteľne pozorovaná v nasledujúcom experimente: ak sa sklenená tyčinka alebo sklo navlhčené roztokom amoniaku privedie k inej tyčinke alebo sklo navlhčené roztokom kyseliny chlorovodíkovej, vznikne hustý biely dym (obr. 30). Verte teda po tomto výroku, že niet dymu bez ohňa:
NH3 + HCl = NH4CI
chlorid amónny
Vodný roztok amoniaku aj amónne soli obsahujú špeciálny ión - amónny katión NH4, ktorý hrá úlohu kovového katiónu. Získava sa v dôsledku skutočnosti, že atóm dusíka má voľný (osamelý) elektrónový pár, vďaka čomu sa vytvára ďalšia kovalentná väzba s katiónom vodíka, ktorý prechádza na amoniak z molekúl kyseliny alebo vody:

Takýto mechanizmus vzniku kovalentnej väzby, ktorý nevzniká ako výsledok socializácie nepárových elektrónov, ale vďaka voľnému elektrónovému páru prítomnému v jednom z atómov, sa nazýva darca-akceptor.

V tomto prípade je donorom tohto voľného elektrónového páru atóm dusíka v amoniaku a akceptorom je vodíkový katión kyseliny alebo vody.
Ďalšiu chemickú vlastnosť amoniaku môžete predpovedať sami, ak budete venovať pozornosť stupňu oxidácie atómov dusíka v ňom, a to -3. Amoniak je, samozrejme, najsilnejším redukčným činidlom, to znamená, že jeho atómy dusíka môžu elektróny iba darovať, ale nie prijať. Amoniak je teda schopný oxidovať alebo uvoľňovať dusík (bez účasti katalyzátora):
4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20
alebo na oxid dusnatý (II) (v prítomnosti katalyzátora):
4NH3 + 502 = 4N + 6H20
Ako sa v priemysle vyrába amoniak – syntézou z dusíka a vodíka, už viete. V laboratóriu sa amoniak získava pôsobením Ca (OH) 2 haseného vápna na amónne soli, najčastejšie na chlorid amónny:
Ca(OH)2 + 2NH4C1 = CaCl2 + 2NH3 + 2H20

Plyn sa zhromažďuje v nádobe prevrátenej dnom nahor a spozná sa buď podľa vône, alebo podľa modrosti vlhkého červeného lakmusového papierika, alebo podľa vzhľadu bieleho dymu, keď sa vloží tyčinka navlhčená kyselinou chlorovodíkovou. Amoniak a jeho soli sú široko používané v priemysle a technike, poľnohospodárstve a každodennom živote. Hlavné oblasti ich použitia sú znázornené na obrázku 31.

Ryža. 31. Aplikácia amoniaku a amónnych solí:

1-5 - výroba minerálnych hnojív; 6 - produkcia kyseliny dusičnej; 7 - získavanie výbušnín; 8 - na spájkovanie; 9 - v chladiacich jednotkách; 10 - v medicíne a každodennom živote (amoniak)

6. kyseliny, iónová rovnica

S jedným zo zástupcov tejto triedy látok ste sa už stretli, keď ste uvažovali o prchavých zlúčeninách vodíka na príklade chlorovodíka HCl. Jeho vodným roztokom je kyselina chlorovodíková. Majú rovnaký vzorec HCl. Podobne, keď sa iná prchavá zlúčenina vodíka, sírovodík H2S, rozpustí vo vode, vytvorí sa roztok slabej kyseliny sírovodíkovej so vzorcom H2S.

Molekuly týchto kyselín pozostávajú z dvoch prvkov, to znamená, že sú to binárne zlúčeniny. Do triedy kyselín však patria aj zlúčeniny pozostávajúce z väčšieho počtu chemických prvkov. Tretím prvkom v zložení kyseliny je kyslík. Preto sa takéto kyseliny nazývajú kyslíkaté, na rozdiel od HCl a H2S, ktoré sa nazývajú bezkyslíkaté. Uveďme niektoré kyseliny obsahujúce kyslík.

Upozorňujeme, že všetky kyseliny (n kyslíkaté a anoxické) nevyhnutne obsahujú vodík, ktorý je vo vzorci napísaný na prvom mieste. Zvyšok vzorca sa nazýva zvyšok kyseliny. Napríklad v HCl je kyslý zvyšok Cl-.

Kyseliny sú zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov vodíka a zvyškov kyselín.
Zvyšky kyselín tvoria spravidla nekovové prvky.

Podľa vzorcov kyselín je možné určiť oxidačné stavy atómov chemických prvkov, ktoré tvoria kyseliny.
Pre binárne kyseliny je to jednoduché. Pretože vodík má oxidačný stav +1. potom v zlúčenine H + 1Cl-1 má chlór oxidačný stav -1 a v zlúčenine H2 + 1S-2 má síra oxidačný stav -2.

Vypočítať oxidačné stavy atómov nekovových prvkov, ktoré tvoria kyslé zvyšky kyselín obsahujúcich kyslík, nebude ťažké. Je len potrebné pamätať na to, že celkový oxidačný stav atómov všetkých prvkov v zlúčenine je nula a oxidačné stavy vodíka sú +1 a kyslíka sú -2.
Keď poznáme stupeň oxidácie nekovového prvku, ktorý tvorí kyslý zvyšok kyseliny obsahujúcej kyslík, je možné určiť, ktorý oxid mu zodpovedá. Napríklad kyselina sírová HgSO, v ktorej má síra oxidačný stav +6, zodpovedá oxidu sírovému (VI) SO3; kyselina dusičná HN03, v ktorej je oxidačný stav dusíka +5, zodpovedá oxidu dusnatému (V) NzOu.

Podľa vzorcov kyselín je možné určiť aj celkový náboj, ktorý majú zvyšky kyselín. Náboj zvyšku kyseliny je vždy záporný a rovný počtu atómov vodíka v kyseline. Počet atómov vodíka v kyseline sa nazýva zásaditosť. Pre jednosýtne kyseliny obsahujúce jeden atóm vodíka, ako je HCl a HN08, sú náboje zvyškov kyselín 1-. Pre dvojsýtne kyseliny, ako je H2SO4 a H2S, sú náboje kyslých zvyškov 2-, tj.
S042- a S2-.

V prírode sa nachádza veľa kyselín: kyselina citrónová v citrónoch, kyselina jablčná v jablkách, kyselina šťaveľová v listoch šťaveľu. Mravce sa bránia pred nepriateľmi striekaním žieravých kvapiek kyseliny mravčej. Nachádza sa aj vo včelom jede a v chĺpkoch žihľavy.

Kysnutím hroznovej šťavy vzniká kyselina octová a kyslým mliekom kyselina mliečna. Rovnaká kyselina mliečna vzniká v kyslej kapuste a pri silážovaní krmiva pre hospodárske zvieratá. Dobre poznáme bežne používané kyseliny citrónové a octové v každodennom živote. Ocot používaný v potravinách je riešením octová kyselina.Mnohé kyseliny sú potrebné v národného hospodárstva v obrovských množstvách sa produkcia týchto látok nazýva veľkotonážna. Patria sem kyseliny sírové a chlorovodíkové.

Kyselina sírová S2SO4 - bezfarebná kvapalina, viskózna ako olej, bez zápachu, takmer dvakrát ťažšia ako voda. Kyselina sírová absorbuje vlhkosť zo vzduchu a iných plynov. Táto vlastnosť kyseliny sírovej sa využíva na sušenie určitých plynov.

Keď sa kyselina sírová zmieša s vodou, veľké množstvo teplo. Ak sa voda naleje do kyseliny sírovej, potom voda, ktorá sa nemá čas zmiešať s kyselinou, môže vrieť a vyvrhnúť striekance kyseliny sírovej na tvár a ruky pracovníka. Aby sa to nestalo, pri rozpúšťaní kyseliny sírovej ju nalejte tenkým prúdom do vody a premiešajte.

Kyselina sírová zuhoľnatela drevo, kožu, tkaniny. Ak sa trieska ponorí do skúmavky s kyselinou sírovou, potom chemická reakcia- trieska je zuhoľnatená. Teraz je jasné, aké nebezpečné je pre kyselinu sírovú postriekať ľudskú pokožku a odev.

Roztoky všetkých kyselín sú kyslé, ale nejeden chemik si netrúfne rozoznať koncentrované kyseliny podľa chuti – to je nebezpečné. Existujú efektívnejšie a bezpečnejšie spôsoby detekcie kyselín. Rovnako ako alkálie sa rozpoznávajú pomocou indikátorov.

Pridajte niekoľko kvapiek lakmusového roztoku do kyslých roztokov Fialová. Lakmus sa zmení na červenú. Metyloranž pôsobením kyselín sa mení oranžová farba do červeno-ružovej.

Ale kyselina kremičitá, pretože je nerozpustná vo vode, nemôže byť rozpoznaná týmto spôsobom.

Za normálnych podmienok môžu byť kyseliny pevné (fosforečná H3PO4, kremičitý H2SiO2) a kvapalné (v čistej forme kvapalinou je kyselina sírová H2SO4).

Plyny ako chlorovodík HCl, bromovodík HBr, sírovodík H2S tvoria zodpovedajúce kyseliny vo vodných roztokoch.

Už viete, že kyselina uhličitá H2CO3 a kyselina sírová H2SO3 existujú iba vo vodných roztokoch, pretože sú slabé a nestabilné. Ľahko sa rozkladajú na oxidy uhlíka (IV) a síry (IV) - CO2 a SO2 a vodu. Preto nie je možné izolovať tieto kyseliny v ich čistej forme.Pojmy prchavosť a stabilita (stabilita) sú často zamieňané. Prchavé kyseliny sa nazývajú kyseliny, ktorých molekuly ľahko prechádzajú do plynného stavu, to znamená, že sa odparujú. Napríklad kyselina chlorovodíková je prchavá, stabilná a stabilná kyselina. Prchavosť nestabilných kyselín nemožno posúdiť. Napríklad neprchavá nerozpustná kyselina kremičitá sa státím rozkladá na vodu u SiO2 Vodné roztoky kyseliny chlorovodíkovej, dusičnej, sírovej, fosforečnej a mnohých ďalších sú bezfarebné. Vodné roztoky kyseliny chrómovej H2CrJ2 sú žlté, kyselina manganičitá HMnO4 - malina. Avšak bez ohľadu na to, ako odlišné sú kyseliny, všetky tvoria počas disociácie katióny vodíka, ktoré určujú rad spoločné vlastnosti: kyslá chuť, zmena farby indikátorov (lakmus a metyl pomaranč), interakcia s inými látkami. Rozdelenie kyselín do skupín podľa rôznych kritérií je uvedené v tabuľke 10.

"Štruktúra atómu a atómového jadra" - Protóny a neutróny. Príklady elektrónových vzorcov atómov. Obraz elektrónových orbitálov. Výpočet počtu protónov, neutrónov a elektrónov. Atóm a jadro. Úrovne, podúrovne a orbitály. Vyber správnu odpoveď. Ciele. Nájdenie elektrónu v atóme. kontrolné materiály. Napíšte elektronický vzorec. Otvorenie jadra.

"Štruktúra jadra atómu" - Atóm je neutrálny, pretože. náboj jadra sa rovná celkovému náboju elektrónov. Elektróny sa pohybujú okolo jadra. 1919 Rutherford skúmal interakciu častíc - s jadrami atómov dusíka. Fólia zo skúmaného kovu. OBSAH Modul 1 1. Štruktúra atómu. Celkový počet nukleónov v jadre sa nazýva hmotnostné číslo a označuje sa A.

"Zloženie jadra atómu" - Jadro atómu chemického prvku. Graf špecifickej väzby nukleónov v jadre. Jadrový náboj. Schéma Rutherfordových experimentov. Veľkosti atómových jadier. Objav protónu. Počet neutrónov v jadre atómu. Jadrové sily. Vlastnosti jadrových síl. Protón a neutrón. hromadný defekt. Vzorec na nájdenie väzbovej energie. Hustota jadrovej hmoty.

"Fyzika "štruktúry jadra" - Koľko nukleónov obsahuje jadrá. Héliové jadro. Číslo poplatku. Nový prvok. Štruktúra atómového jadra. Prečítajte si o histórii objavu neutrónu. Izotopy. Častica, ktorá nemá náboj. Protón-neutrónový model atómového jadra. Určte nukleónové zloženie jadra. Neutrón. Bogatyr s krátkymi rukami.

"Zloženie atómového jadra" - Plán lekcie. JADROVÉ SILY - príťažlivé sily, ktoré viažu protóny a neutróny v jadre. Krátky dosah (r = 2,2 * 10-15 m). VLASTNOSTI Sú iba príťažlivé sily. Počet nábojov sa rovná náboju jadra, vyjadrenému v elementárnych elektrických nábojoch. Nezávisí od prítomnosti náboja. Jadrové sily. Hromadné číslo.

"Štruktúra atómového jadra" - M-hmotnostné číslo - hmotnosť jadra, počet nukleónov, počet neutrónov M-Z. Rádioaktivita je dôkazom zložitej štruktúry atómov. Reťazová jadrová reakcia. Mal Prometheus pravdu, keď dal ľuďom oheň? Rozdelenie atómového jadra. Geigerov počítač Oblačná komora. Štruktúra atómového jadra. Iteratívno-zovšeobecňujúca lekcia

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, všimneme si, že v atmosfére nad každým štvorcovým kilometrom zemského povrchu je toľko dusíka, že až 50 miliónov ton dusičnanu sodného alebo 10 miliónov ton amoniaku (zlúčeniny dusíka s vodík) sa z neho dá získať a je to.to je malý zlomok dusíka obsiahnutého v zemská kôra. Existencia voľného dusíka naznačuje jeho inertnosť a obtiažnosť interakcie s inými prvkami pri bežných teplotách. Viazaný dusík je súčasťou organickej aj anorganickej hmoty. zeleninové a zvieracieho sveta obsahuje dusík viazaný na uhlík a kyslík v bielkovinách. Okrem toho sú známe anorganické zlúčeniny obsahujúce dusík, ako sú dusičnany (NO3-), dusitany (NO2-), kyanidy (CN-), nitridy (N3-) a azidy (N3-), ktoré je možné získať vo veľkých množstvách.
Odkaz na históriu. Experimenty A. Lavoisiera, venované štúdiu úlohy atmosféry pri udržiavaní života a spaľovacích procesoch, potvrdili existenciu relatívne inertnej látky v atmosfére. Bez toho, aby stanovil elementárnu povahu plynu zostávajúceho po spaľovaní, Lavoisier ho nazval azote, čo v starogréčtine znamená „bez života“. V roku 1772 D. Rutherford z Edinburghu zistil, že tento plyn je prvok a nazval ho „škodlivý vzduch“. Latinský názov pre dusík pochádza z gréckych slov nitron a gen, čo znamená „tvoriaci ľadok“.
Fixácia dusíka a cyklus dusíka. Termín "fixácia dusíka" sa vzťahuje na proces fixácie atmosférického dusíka N2. V prírode sa to môže stať dvoma spôsobmi: buď strukoviny, ako je hrach, ďatelina a sója, nahromadia na koreňoch uzliny, v ktorých ho baktérie viažuce dusík premenia na dusičnany, alebo sa atmosférický dusík oxiduje kyslíkom za podmienok výboj blesku. S. Arrhenius zistil, že ročne sa takto 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 pri daždi a snežení cca. 6700 g dusíka; Keď sa dostanú do pôdy, premenia sa na dusitany a dusičnany. Rastliny využívajú dusičnany na tvorbu rastlinných bielkovín. Zvieratá, ktoré jedia tieto rastliny, asimilujú bielkovinové látky rastlín a premieňajú ich na živočíšne bielkoviny. Po smrti zvierat a rastlín sa rozkladajú, zlúčeniny dusíka sa menia na amoniak. Amoniak sa využíva 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 inými baktériami oxidované na dusičnany. Nastáva teda cyklus dusíka v prírode alebo cyklus dusíka.

Štruktúra jadra a elektrónových obalov. V prírode existujú dva stabilné izotopy dusíka: s hmotnostným číslom 14 (N 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: 1s22s22px12py12pz1. Preto sa na vonkajšom (druhom) elektrónovom obale nachádza 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.
Pozri tiež ŠTRUKTÚRU ATÓMU.
Molekulárny dusík. Z definícií hustoty plynu sa zistilo, že molekula dusíka je dvojatómová, t.j. molekulový vzorec dusíka je NєN (alebo N2). Na dvoch atómoch dusíka tvoria tri vonkajšie 2p elektróny každého atómu trojitú väzbu:N:::N:, čím sa vytvárajú elektrónové páry. Merané medziatómové Vzdialenosť N-N rovná sa 1,095. Podobne ako v prípade vodíka (pozri VODÍK) aj tu existujú molekuly dusíka s rôznymi jadrovými spinmi – symetrické a antisymetrické. Pri bežnej teplote 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 (r) b -237,39 ° C. Modifikácia b sa topí pri -209,96 ° C a vrie pri -195,78 ° C pri 1 atm (pozri tabuľku 1). Disociačná energia mólu (28,016 g alebo 6,023 * 10 23 molekúl) molekulárneho dusíka na atómy (N2 2N) je približne -225 kcal. Preto môže byť atómový dusík vytvorený v tichom elektrickom výboji a je chemicky aktívnejší ako molekulárny dusík.
Príjem a prihláška. Spôsob získania elementárneho dusíka závisí od požadovanej čistoty. Na syntézu amoniaku sa získavajú obrovské množstvá dusíka, pričom sú prijateľné aj malé prímesi vzácnych plynov.
dusík z atmosféry. Ekonomicky je uvoľňovanie dusíka z atmosféry spôsobené lacnosťou spôsobu skvapalňovania vyčisteného vzduchu (odstraňuje sa vodná para, CO2, 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 uvoľňujú vzácne plyny, potom dusík a zostáva tekutý kyslík. Čistenie sa dosahuje viacerými frakcionačnými procesmi. Touto metódou sa ročne vyprodukuje mnoho miliónov ton dusíka, najmä na syntézu amoniaku, ktorý je surovinou v 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. Malé množstvá dusíka je možné získať v laboratóriu rôzne cesty, oxidujúci amoniak alebo amónny ión, napríklad:

Proces oxidácie amónneho iónu dusitanovým iónom je veľmi vhodný:

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

Katalytickým rozkladom amoniaku pri vysokých teplotách možno tiež získať dusík:

fyzikálne vlastnosti. Niektoré fyzikálne vlastnosti dusíka sú uvedené v tabuľke. jeden.
Tabuľka 1. NIEKTORÉ FYZIKÁLNE VLASTNOSTI DUSÍKA
Hustota, g/cm3 0,808 (kvapalina) Teplota topenia, °С -209,96 Teplota varu, °С -195,8 Kritická teplota, °С -147,1 Kritický tlak, atma 33,5 Kritická hustota, g/cm3 a 0,311 Špecifické teplo, J/(molCh ) 14,56 (15°C) Paulingova elektronegativita 3 Kovalentný polomer, 0,74 Kryštalický polomer, 1,4 (M3-) Ionizačný potenciál, Wb

prvý 14,54 druhý 29,60

ale Teplota a tlak, pri ktorých sú hustoty kvapalného a plynného dusíka rovnaké.
b Množstvo energie potrebnej na odstránenie prvého vonkajšieho a nasledujúcich elektrónov, vztiahnuté na 1 mól atómového dusíka.

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

Tabuľka 3. NIEKTORÉ FYZIKÁLNE VLASTNOSTI AMONIKA A VODY

Modrá farba je spojená so solvatáciou a pohybom elektrónov alebo s pohyblivosťou „dier“ v kvapaline. Pri vysokej koncentrácii sodíka v kvapalnom amoniaku získava roztok bronzovú farbu a vyznačuje sa vysokou elektrickou vodivosťou. Nenaviazaný alkalický kov možno z takého 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 prebieha vo vode

Niektoré chemické vlastnosti oboch systémov sú porovnané v tabuľke. 4. Kvapalný amoniak ako rozpúšťadlo má výhodu v niektorých prípadoch, keď nie je možné uskutočniť 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, ale K je rozpustný a reakcia prebieha úplne. Vo vode je takáto reakcia nemožná kvôli rýchlej interakcii Ca s vodou. Získanie amoniaku. Plynný NH3 sa uvoľňuje z amónnych solí pôsobením silnej zásady, ako je NaOH:

Metóda je použiteľná v laboratórnych podmienkach. Malá výroba amoniaku je tiež založená na hydrolýze nitridov, ako je Mg3N2, vodou. Kyanamid vápenatý CaCN2 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). Pri tepelnej destilácii uhlia existuje spôsob priemyselnej výroby. Mená F. Haberu a K. Boscha sa spájajú s technologickým rozvojom syntézy amoniaku.
Chemické vlastnosti amoniaku. Okrem reakcií uvedených v tabuľke. 4, amoniak reaguje s vodou za vzniku zlúčeniny NH3CHH2O, ktorá sa často mylne považuje za hydroxid amónny NH4OH; v skutočnosti sa existencia NH4OH v roztoku nepreukázala. Vodný roztok amoniaku ("amoniak") pozostáva hlavne z NH3, H2O a malých koncentrácií NH4+ a OH- iónov vznikajúcich počas disociácie

Hlavná povaha amoniaku sa vysvetľuje prítomnosťou osamelého elektrónového páru dusíka: 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 Mn+ predstavuje ión prechodného kovu (B-podskupiny periodickej tabuľky, napr. Cu2+, Mn2+ atď.). Akákoľvek protická kyselina (t. j. obsahujúca H) reaguje s amoniakom vo vodnom roztoku za vzniku amónnych solí, ako je dusičnan amónny NH4NO3, chlorid amónny NH4Cl, síran amónny (NH4)2SO4, fosforečnan amónny (NH4)3PO4. Tieto soli sa široko používajú v poľnohospodárstve ako hnojivá na zavedenie dusíka do pôdy. Dusičnan amónny sa používa aj ako lacná výbušnina; prvýkrát bol aplikovaný s vykurovacím olejom (nafta). Vodný roztok amoniaku sa používa priamo na zavedenie do pôdy alebo so závlahovou vodou. Močovina NH2CONH2, získaná syntézou z amoniaku a oxidu uhličitého, je tiež hnojivom. Plynný amoniak reaguje s kovmi, ako je Na a K, za vzniku amidov:

Amoniak reaguje s hydridmi a nitridmi tiež za vzniku amidov:

Amidy alkalických kovov (napríklad NaNH2) reagujú s N2O pri zahrievaní za vzniku azidov:

Plynný NH3 redukuje oxidy ťažkých kovov na kovy pri vysokej teplote, pravdepodobne v dôsledku vodíka, ktorý vzniká rozkladom amoniaku na N2 a H2:

Atómy vodíka v molekule NH3 môžu byť nahradené halogénom. Jód reaguje s koncentrovaným roztokom NH3 za vzniku zmesi látok s obsahom NI3. Táto látka je veľmi nestabilná a pri najmenšom mechanickom náraze exploduje. Keď NH3 reaguje s Cl2, tvoria sa chlóramíny NC13, NHCl2 a NH2Cl. Pri vystavení chlórnanu sodného NaOCl (vytvorenému z NaOH a Cl2) je konečným produktom hydrazín:

Hydrazín. Vyššie uvedené reakcie predstavujú spôsob výroby monohydrátu hydrazínu so zložením N2H4CHH2O. Bezvodý hydrazín vzniká špeciálnou destiláciou monohydrátu s BaO alebo inými vodu odstraňujúcimi látkami. Čo sa týka vlastností, hydrazín mierne pripomína peroxid vodíka H2O2. Čistý bezvodý hydrazín je bezfarebná hygroskopická kvapalina vriaca pri 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 (napr. metylhydrazín) reagujú s kyslíkom, umožňuje jeho použitie ako zložky kvapalnej hnacej látky. Hydrazín a všetky jeho deriváty sú vysoko toxické. oxidy dusíka. V zlúčeninách s kyslíkom dusík vykazuje všetky oxidačné stavy, pričom vytvára oxidy: N2O, NO, N2O3, NO2 (N2O4), N2O5. O tvorbe peroxidov dusíka (NO3, NO4) je dostupných málo informácií. Oxid dusnatý (I) N2O (oxid dusnatý) sa získava tepelnou disociáciou dusičnanu amónneho:

Molekula má lineárnu štruktúru

N2O je pri izbovej teplote skôr inertný, ale pri vysokých teplotách môže podporovať spaľovanie ľahko oxidujúcich materiálov. N2O, známy ako „smejúci plyn“, sa v medicíne používa na miernu anestéziu. Oxid dusnatý (II) NO - bezfarebný plyn, je jedným z produktov katalytickej tepelnej disociácie amoniaku v prítomnosti kyslíka:

NO vzniká aj tepelným rozkladom kyseliny dusičnej alebo reakciou medi so zriedenou kyselinou dusičnou:

NO možno získať syntézou z jednoduchých látok (N2 a O2) pri veľmi vysokých teplotách, napríklad v elektrickom výboji. Štruktúra molekuly NO má jeden nepárový elektrón. Zlúčeniny s takouto štruktúrou interagujú s elektrickými a magnetickými poľami. V kvapalnom alebo pevnom stave je oxid modrý, pretože nespárovaný elektrón spôsobuje čiastočnú asociáciu v kvapalnom stave a slabú dimerizáciu v pevnom stave: 2NO N2O2. Oxid dusnatý (III) N2O3 (oxid dusný) - anhydrid dusný: N2O3 + H2O 2HNO2. Čistý N2O3 možno získať ako modrú kvapalinu, keď nízke teploty(-20 °C) z ekvimolekulárnej zmesi NO a NO2. N2O3 je stabilný len v pevnom stave pri nízkych teplotách (t.t. -102,3°C), v kvapalnom a plynnom stave sa opäť rozkladá na NO a NO2. Oxid dusnatý (IV) NO2 (oxid dusnatý) má v molekule tiež nepárový elektrón (pozri vyššie oxid dusnatý (II)). V štruktúre molekuly sa predpokladá trojelektrónová väzba a molekula vykazuje vlastnosti voľného radikálu (jedna čiara zodpovedá dvom spárovaným elektrónom):

NO2 sa získava katalytickou oxidáciou amoniaku v prebytku kyslíka alebo oxidáciou NO vo vzduchu:

aj reakcie:

Pri izbovej teplote je NO2 tmavohnedý plyn, ktorý má magnetické vlastnosti vďaka prítomnosti nespárovaného elektrónu. Pri teplotách pod 0°C molekula NO2 dimerizuje na oxid dusný a pri -9,3°C dimerizácia prebieha úplne: 2NO2N2O4. V kvapalnom stave nie je dimerizované iba 1 % NO2, zatiaľ čo pri 100 °C zostáva 10 % N2O4 vo forme diméru. NO2 (alebo N2O4) reaguje na teplá voda s tvorbou kyseliny dusičnej: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. Technológia NO2 je preto veľmi dôležitá ako medzistupeň pri výrobe priemyselne dôležitého produktu kyselina dusičná. Oxid dusnatý (V) N2O5 (zastaraný anhydrid dusnatý) je biela kryštalická látka získaná dehydratáciou kyseliny dusičnej v prítomnosti oxidu fosforečného P4O10:

N2O5 sa ľahko rozpúšťa vo vzdušnej vlhkosti a znovu vytvára HNO3. Vlastnosti N2O5 sú určené rovnováhou

N2O5 je dobré oxidačné činidlo; ľahko, niekedy prudko, reaguje s kovmi a organickými zlúčeninami a pri zahrievaní v čistom stave exploduje. Pravdepodobnú štruktúru N2O5 možno znázorniť ako

Oxokyseliny dusíka. Pre dusík sú známe tri oxokyseliny: hypodusná H2N2O2, dusičná HNO2 a dusičná HNO3. Kyselina hypodusitá H2N2O2 je veľmi nestabilná zlúčenina, ktorá vzniká v nevodnom prostredí zo soli ťažkého kovu - hypodusitanu pôsobením inej kyseliny: M2N2O2 + 2HX 2MX + H2N2O2. Odparením roztoku vznikne biela výbušnina s navrhovanou štruktúrou H-O-N=N-O-H.
Kyselina dusitá HNO2 však v čistej forme neexistuje vodné roztoky jeho nízka koncentrácia vzniká pridaním kyseliny sírovej k dusitanu bárnatému:

Kyselina dusitá vzniká aj rozpustením ekvimolárnej zmesi NO a NO2 (alebo N2O3) 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. Pôsobením redukčných činidiel sa zvyčajne redukuje na NO a pri interakcii s oxidačnými činidlami sa oxiduje na kyselinu dusičnú. Rýchlosť rozpúšťania určitých 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. NaNO2 sa používa pri výrobe farbív. Kyselina dusičná HNO3 je jedným z najdôležitejších anorganických produktov hlavného chemického priemyslu. Používa sa v technológii mnohých ďalších anorganických a organických látok, ako sú výbušniny, hnojivá, polyméry a vlákna, farbivá, liečivá atď.
pozri tiež CHEMICKÉ PRVKY.
LITERATÚRA
Referenčná kniha azotchik. M., 1969 Nekrasov B.V. Základy všeobecnej chémie. M., 1973 Problémy fixácie dusíka. Anorganické a fyzikálna chémia. M., 1982

Collierova encyklopédia. - Otvorená spoločnosť. 2000 .

Pozrite sa, čo je „AZOT“ v iných slovníkoch:

- (N) chemický prvok, plyn, bez farby, chuti a zápachu; je 4/5 (79 %) vzduchu; bije hmotnosť 0,972; atómová hmotnosť 14; kondenzuje do kvapaliny pri 140°C. a tlak 200 atmosfér; súčasťou mnohých rastlinných a živočíšnych látok. Slovník…… Slovník cudzie slová ruský jazyk

DUSÍK- DUSÍK, chem. prvok, char. N (francúzsky AZ), poradové číslo 7, at. v. 14,008; teplota varu 195,7 °C; 1 l A. pri 0 ° a tlaku 760 mm. váži 1,2508 g [lat. Nitrogenium ("vytváranie ledku"), nem. Stickstoff ("dusiace sa ...... Veľká lekárska encyklopédia

- (lat. Nitrogenium) N, chemický prvok skupiny V periodickej sústavy, atómové číslo 7, atómová hmotnosť 14,0067. Názov je z gréčtiny záporná predpona a zoe life (nepodporuje dýchanie a pálenie). Voľný dusík pozostáva z 2 atómových ... ... Veľký encyklopedický slovník

dusíka- azote m. Arab. 1787. Lexis.1. alchýmia Prvou hmotou kovov je kovová ortuť. Sl. 18. Vypravil Paracelsa na koniec sveta a každému ponúkol za veľmi rozumnú cenu svoje Laudanum a svoj Azoth, aby vyliečil všetko možné ... ... Historický slovník galicizmov ruského jazyka

- (Nitrogénium), N, chemický prvok skupiny V periodickej sústavy, atómové číslo 7, atómová hmotnosť 14,0067; plyn, bod varu 195,80 shS. Dusík je hlavnou zložkou vzduchu (78,09 % objemu), je súčasťou všetkých živých organizmov (v ľudskom tele ... ... Moderná encyklopédia

Dusík- (Nitrogénium), N, chemický prvok skupiny V periodickej sústavy, atómové číslo 7, atómová hmotnosť 14,0067; plyn, bp 195,80 °С. Dusík je hlavnou zložkou vzduchu (78,09 % objemu), je súčasťou všetkých živých organizmov (v ľudskom tele ... ... Ilustrovaný encyklopedický slovník