7





5
2
N
14,0067
Lämmastik

Lämmastik (tähis N) on keemiline element järjenumbriga 7. Lämmastik on tavatingimustes lõhnatu, värvitu ja maitsetu gaas, mis moodustab Maa atmosfäärist mahult 78,09% (massilt 75,51%). Lämmastik on universumis esinemissageduselt kuues element[1] ning maakoores 32. element.[2] Lämmastik on mittemetall ning esineb looduses keemiliselt väga püsivate kaheaatomiliste lihtaine molekulidena. Kahe lämmastikuaatomi vahel on kovalentne kolmikside, mida loetakse üheks tugevamaks omataoliseks.[3] Seetõttu on kaheaatomiline lämmastikumolekul peaaegu inertne.[4]

Arvutiga loodud lämmastiku molekuli mudel
Vedela lämmastiku tekitatud pilv teaduskeskuse Ahhaa teadusteatris

Lämmastikul on kaks stabiilset isotoopi massiarvudega 14 (esinemissagedusega 99,63%) ja 15 (esinemissagedusega 0,37%).[1] Sellest lähtuvalt võetakse arvutuslikuks lämmastiku aatommassiks 14,0067.

Lämmastiku keemistemperatuur normaalrõhu korral on −195,795 °C,[5] millest madalamal temperatuuril esineb lämmastik värvitu vedelikuna. Lämmastiku sulamistemperatuur normaalrõhu korral on −210 °C,[5] millest madalamal temperatuuril muutub lämmastik tahkeks valgeks aineks, mis meenutab oma struktuurilt lund.[2]

Ajalugu muuda

Lämmastik kui gaas avastati alles 18. sajandi teisel poolel, mil õhu uurimine ning komponentideks lahutamine tegi teaduses võidukäigu. Esimestena eraldasid lämmastiku õhust rootslane Carl Wilhelm Scheele (jagas õhu põlevaks õhuks (fire air) ja rüvetunud õhuks (foul air))[1] ning inglased Joseph Priestley ja Henry Cavendish. Lämmastiku avastamise au kuulub aga šotlasele, Daniel Rutherfordile, kes esimesena, 1772. aastal, pakkus oma doktoritöös välja, et tegemist võib olla uue keemilise elemendiga.[5]

Prantsuse keemik Antoine Laurent de Lavoisier pakkus 1786. aastal[6] uue gaasi nimeks azote (elutu),[2] sest puhast lämmastikku hingama pandud organismid surid. Tänapäeval levinuma nime lämmastikule – nitrogenium (nitraatide looja) – võttis 1790. aastal kasutusele aga teine prantsuse keemik – Jean Antoine Claude Chaptal.[6] Lämmastiku eestikeelne nimetus on tulnud sõnast lämbuma – aeroobsed organismid ei ole võimelised lämmastikku hingamiseks kasutama ning hapniku puudumisel lämbuvad.

Keemilised omadused muuda

Toatemperatuuril on lämmastik väga stabiilne gaas ega reageeri enamasti hapniku, vesiniku ega enamiku teiste elementidega. Lämmastiku molekul on väga stabiilne, sest kahe lämmastiku aatomi vahel molekulis on kolmikside, mille lõhkumiseks kulub energiat 945 kJ mooli kohta. Looduses toimuvad reaktsioonid gaasilise lämmastikuga üksnes kindlates tingimustes, kus on piisavalt energiat, et lämmastiku molekuli aktivatsioonibarjäär ületada:

Atmosfäärireaktsioonide tulemusena seotakse N2 molekulid hapniku molekulide või radikaalidega, moodustades nii lämmastikoksiidi (NO) kui ka lämmastikdioksiidi (NO2). Kaugseires õhusaaste korral kasutatakse nendest mõlemast korraga rääkides terminit NOx. Lämmastikoksiidid reageerivad õhus veega, moodustades lämmastikhappe, mis on üheks happesademete allikaks.[11]

Bioloogiliste protsesside käigus seotakse N2 molekulid ammoniaagi (NH3) molekulideks, millest taimed sünteesivad edasi eluks vajalikke biomolekule.[10]

Tööstuslikult seotakse õhulämmastikku kaltsiumkarbiidi (CaC2) abil. Kaltsiumkarbiidi reageerimisel õhulämmastikuga tekib tsüanamiid (CaCN2), mis on juba iseenesest hea väetis. Kuigi tööstuslik lämmastiku sidumine on väga keeruline protsess, võib lõpp-produktide järgi seda ka lihtsustatud kujul esitada:

CaO + 3C ⇌ CaC2 + CO2
CaC2 + N2   CaCN2 + C[8]

See on tööstuslikult ja suures mahus lämmastiku fikseerimiseks kõige energiasäästlikum protsess. Häid tulemusi on saadud ka puhta gaasilise lämmastiku ja puhta gaasilise vesiniku kokkujuhtimisel, kuid suuremates kogustes ei ole selle protsessiga veel lämmastikku suudetud fikseerida.[8] 21. sajandi alguse seisuga on maailma suurimad lämmastikutootjad (ammoniaagi kujul) India, Venemaa, USA ning Trinidad ja Tobago.[1]

Kõrgematel temperatuuridel on lämmastik võimeline reageerima ka aktiivsete metallidega (liitiumiga, magneesiumiga ja titaaniga), moodustades vastavate metallidega soolad (nitriidid).[12]

Tootmine muuda

 
Tavapärased tööstusliku fraktsioneeriva destillatsiooni seadmed

Tööstuslikult toodetakse puhast lämmastikku enamasti veeldatud õhu rektifikatsiooniga (ehk fraktsioneeriva destillatsiooniga), kuna hapniku keemistemperatuur (−183 °C)[13] on kõrgem kui lämmastiku keemistemperatuur (−196 °C)[5] (hapnik on seega veel vedelas olekus, kui lämmastik juba gaasina eraldub). Lämmastikku saab ka suures koguses toota, põletades suletud õhukeskkonnas süsinikku või süsivesinikke ning pärast hapniku täielikku põlemist eraldada süsihappegaas ja vesi.[1] Nende meetoditega saadud lämmastik ei ole muidugi 100% puhas, sest õhk sisaldab lisaks hapnikule, süsihappegaasile ja veeaurule ka väiksemas koguses teisi gaase (argooni 0,93%, neooni, heeliumi ja krüptooni alla 0,0001%, väiksed kogused ka metaani, lämmastikoksiide, osooni jne).[14]

Täiesti puhast lämmastikku on väikestes kogustes võimalik toota näiteks baariumassiidi (Ba(N3)2) termilisel lagundamisel.[1]

Ühendid muuda

Lämmastik on väga oluline keemiliste ühendite moodustaja. Ühendites on lämmastiku oksüdatsiooniaste −3 kuni +5. Teise perioodi elemendina saab lämmastik moodustada neli kovalentset sidet, omandades positiivse laengu. Viiendaks sidemeks saab lämmastik moodustada ioonilise sideme. Olulisemad anorgaanilised lämmastikuühendid on:

Lämmastikühendid on olulised ka orgaanilises keemias. Lämmastikku sisaldavad funktsionaalrühmad on näiteks amiinides, amiidides ja aminohapetes ning seega ka aminohapetest koosnevates keerulisemates orgaanilistes molekulides: valkudes ehk proteiinides, peptiidides ning vitamiinides. Lämmastik on oluline komponent (lämmastikalused) ka DNA-molekulides.[5]

Kasutamine muuda

Lämmastikku kasutatakse väga paljudes tööstusvaldkondades: keemiatööstuses, ravimitööstuses, petrooleumi töötlemisel, klaasi ja keraamika tootmisel, terasetööstuses, paberi valmistamisel ning meditsiinis.[12] Gaasilist lämmastikku kasutatakse väga tihti inertse atmosfääri loomiseks (näiteks vanade dokumentide kaitsmiseks hapniku eest on need pakitud õhutihedasse lämmastikkeskkonda).[2] Gaasilist lämmastikku kasutatakse keemias soojuse või kemikaalide transpordiks ning põlemise või plahvatuste korral inhibiitorina.[1] Kõrge rõhu all avaldub lämmastiku narkootiline toime. Hapniku ja lämmastiku segu kõrgema rõhu all kasutatakse näiteks sukeldumisel, et vähendada kessoontõve ilminguid.[15]

Vedelat lämmastikku kasutatakse palju jahutussüsteemides. Ka suurem osa laiatarbekaubaks toodetud külmutatud toitudest on külmutatud hetkeks vedelasse lämmastikku kastes. Meditsiinis kasutatakse vedelat lämmastikku vere, luuüdi, kudede, bakterite ja sperma säilitamiseks.[2]

Lämmastikul ja lämmastikuühenditel on ka looduses väga oluline roll. Lämmastiku ja tema ühendite liikumist looduses nimetatakse lämmastikuringeks. Lämmastikuringe kirjeldab lämmastiku liikumist õhust taimedesse, sealt edasi loomadesse ning jäätmete kaudu tagasi loodusesse, kus mikroobse lagundamise teel lämmastik taas õhku paisatakse.[5] Kuna lämmastik on üks peamisi limiteerivaid toitaineid taimede jaoks, kasutatakse lämmastikuühendeid põllumajanduses taimekasvu parandamiseks ja suurema saagi saamiseks ka väetistena.

Lämmastikreostus muuda

  Pikemalt artiklis Lämmastiksaaste
 
Tsüanobakterite põhjustatud eutrofeerumine Potomaci jões USA-s

Kuigi lämmastik on kõikide organismide eluks vajalik koostisosa, on inimtegevuse tõttu viimastel sajanditel loodusesse sattunud tavapärasest rohkem lämmastikuühendeid, mis tekitavad keskkonnas mitmesuguseid probleeme. Suurenenud lämmastikoksiidide (NOx-ide) ja eri peenosakeste emissioonid tööstuses toovad kaasa nii happevihmade kui fotokeemiliste sudude esinemise sagenemise.

Lämmastikväetiste sagedam kasutamine ning sademeveega looduslikesse veekogudesse sattumine toob neis kaasa toitainete ülekülluse, mis põhjustab soojal perioodil eutrofeerumist ehk veeõitsengut ning pikemas perspektiivis ka veekogude kinnikasvamist.[16]

Lämmastik võib otseselt kahjustada ka nii inimeste kui teiste loomade tervist. Suure lämmastikusisaldusega toiduainete pikaajalisel tarbimisel võib väheneda vere võime transportida hapnikku, mis ohustab eriti kariloomi. Suur lämmastikutarbimine võib tekitada probleeme ka kilpnäärmega ning põhjustada A-vitamiini puudust. Samuti võivad lämmastikuühendid loomade maos ja sooltes muunduda nitroamiinideks, mis on väga ohtlikud ja kantserogeensed ühendid.[16]

Vaata ka muuda

Viited muuda

  1. 1,0 1,1 1,2 1,3 1,4 1,5 1,6 R. Thomas Sanderson. "Nitrogen (N)". Vaadatud 28.09.2013.
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 2,4 David E. Newton. "Nitrogen". Vaadatud 28.09.2013.
  3. Alexander Hellemans (2000). "Under Pressure, Nitrogen Breaks Its Bonds". Science Now. Vaadatud 30.09.2013.
  4. Jim Deacon. "The Microbial World: The Nitrogen cycle and Nitrogen fixation". Vaadatud 30.09.2013.
  5. 5,0 5,1 5,2 5,3 5,4 5,5 Royal Society of Chemistry. "Nitrogen". Vaadatud 29.09.2013.
  6. 6,0 6,1 Air Liquid. "The History of Nitrogen". Originaali arhiivikoopia seisuga 27.09.2013. Vaadatud 29.09.2013.
  7. Nicole Gordon, Elizabeth Holland (2005). "Nitrogen in Earth System". Vaadatud 29.09.2013.
  8. 8,0 8,1 8,2 W. W. Strong. "The Oxidation of Nitrogen and How Cheap Nitrates Would Revolutionize Our Economic Life". Vaadatud 29.09.2013.
  9. Shi-Jie Yuan, Jie-Jie Chen, Zhi-Qi Lin, Wen-Wei Li, Guo-Ping Sheng & Han-Qing Yu (2013). "Nitrate Formation from Atmospheric Nitrogen and Oxygen Photocatalysed by Nano-sized Titanium Dioxide". Nature Communications 4, artikkel nr 2249. Vaadatud 29.09.2013.{{netiviide}}: CS1 hooldus: mitu nime: autorite loend (link)
  10. 10,0 10,1 Stephen C. Wagner (2012). "Biological Nitrogen Fixation". Nature Education Knowledge 3(10):15. Vaadatud 29.09.2013.
  11. Daniel J. Jacob (1999). "Introduction to Atmospheric Chemistry, Chapter 13. Acid Rain". Princeton University Press. Originaali arhiivikoopia seisuga 22.05.2013. Vaadatud 29.09.2013.
  12. 12,0 12,1 Universal Industrial Gases, Inc. "Nitrogen (N2) Properties, Uses and Applications Nitrogen Gas and Liquid Nitrogen". Vaadatud 29.09.2013.
  13. Donal O'Leary (2000). "Oxygen". Vaadatud 29.09.2013.
  14. Anne Egger (2003). "The Composition of Earth's Atmosphere". "The Composition of Earth's Atmosphere" Visionlearning Vol. EAS (5). Vaadatud 30.09.2013.
  15. Academy of Scuba. "General Nitrox Information". Vaadatud 30.09.2013.
  16. 16,0 16,1 Lenntech B. V. "Nitrogen (N)". Vaadatud 30.09.2013.