Lämmastik (1)

LÄMMASTIK – N (ld.k. nitrogenium- salpeetri tekitaja)
Leidumine
Lämmastik esineb looduses nii lihtainena kui ühendites. Lihtainena leidub lämmastikku kõige rohkem atmosfääris, kus õhu koostises on teda 78,1 %. Ühendite koostises leidub lämmastikku erinevates mineraalides, eelkõige nitraatides ehk salpeetrites ( NaNO3 – tšiili, KNO3 – india). Lämmastikku leidub ka valkudes ja nukleiinhapetes, olles seega kogu eluslooduse väga tähtis koostiselement. Lisaks esineb lämmastikku veel neutraalsete ja ioniseeritud aatomitena ning ühenditena Päikese ja teiste planeetide atmosfäärides, komeetide gaasipilvedes, udukogudes.
Saamine
Kuna lämmastiku keemistemperatuur on veidi madalam kui hapnikul , siis sellel erinevusel põhineb ka lämmastiku ja ka hapniku tööstuslik saamine vedela õhu fraktsioneerival destillatsioonil. Laboratoorselt saadakse lämmastikku mitmete ainete, peamiselt ammooniumdikromaadi või ammooniumnitriti kuumutamisel: (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O NH4NO2 N2 + 2H2O
Omadused
Lämmastik on värvusetu, maitsetu , lõhnatu, vees vähe lahustuv, õhust veidi kergemgaas. Tema sulamistemperatuur ja keemistemperatuur on vastavalt -210 °C ja -195,8 °C Lihtainena koosneb lämmastik kaheaatomilistest molekulidest N2. Lämmastik on kõikidest lihtaine molekulidest keemiliselt kõige püsivam, kuna tema molekulis esineb kahe lämmastiku aatomi vahel kolmikside. Sel põhjusel on ta lihtainena keemiliselt väga passiivne ehk väheaktiivne gaas (lähedane väärisgaasidele) ning paljude metallide ja mittemetallidega toatemperatuuril ei reageeri v.a. Li, Ra oksüdeerides neid nitriidideks (Li3N, Ra3N2):
6Li + N2 = 2Li3N 3Ra + N2 = Ra3 N2
Lämmastiku aatomitevahelist kolmiksidet aitab nõrgestada ja seega teda keemiliselt aktiivsemaks muuta ainult elektrilahendus ( kaarleek ) või väga kõrge temperatuur (üle 2000 °C). Sel põhjusel tekibki näiteks äikese ajal õhku alati lämmastikoksiidi, kuna kõrgel temperatuuril ühineb lämmastik hapnikuga lämmastikoksiidiks: // N2 + O2 2NO. Vesinikuga reageerib lämmastik samuti ainult kõrgtemperatuuril ja rõhul katalüsaatorite manulusel: // N2 + 3H2 2NH3
Kõrgemal temperatuuril reageerivad lämmastikuga ja moodustavad nitriide juba paljud metallid ja ka mõned mittemetallid . Väheaktiivsete metallide nitriidides on valitsev metalliline side, nad on kõvad ja keemiliselt inertsed. Aktiivste metallide nitriidides on valitsev iooniline side ja vees nad hüdrolüüsuvad lõpuni, eraldades ammoniaaki: Ca3 N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3
Kasutusalad
Põhiline osa lämmastikku läheb ammoniaagi tootmiseks. Lihtainena kasutatakse lämmastikku elektrilampides inertse keskkonna loomiseks (vältimaks hõõgniidi kiiret läbipõlemist), põlevvedelike pumpamisel, säilitus- ja pakkegaasina juurviljahoidlates, toiduainepakendites jm. Vedelat lämmastikku kasutatakse erinevate materjalide sügavjahutamiseks, säilitamiseks ja jahvatamiseks
Tuntumad ühendid
NH3- ammoniaak - Ammoniaak on värvuseta, terava lõhnaga, õhust ligi kaks korda kergem, vees ülihästi lahustuv gaas. Suuremate kontsentratsioonide puhul on ammoniaak mürgine gaas, mis kahjustab silmi ja tekitab hingamislihaste krampi . Väikestes kogustes sissehingamisel mõjub ammoniaak ergutavalt. Sel põhjusel kasutatakse ammoniaagi 10%-list vesilahust ehk nuuskpiiritust ergutina minestuse puhul. Tänapäeval saadakse ammoniaaki lämmastiku katalüütilisel reaktsioonil vesinikuga kõrgel temperatuuril ja rõhul: N2 + 3H2  2NH3
Õhus leidub praktiliselt piiramatult lämmastikku vabal kujul, kuid lämmastiku molekulid on passiivsed, mistõttu tema ühendeid oli väga raske saada. Lämmastikuühendeid kasutati palju põllumajadanduses väetistena, sõjanduses ja kaevandustes lõhkeainetena, tehnikas ja olmes paljude kemikaalide ja materjalide
tootmiseks. Ammoniaagi saamismeetodi väljatöötamine lahendas lämmastiku sidumise probleemi. Ammoniaagi molekul on kolmnurkse püramiidi kujuline ning tugevalt polaarne . Vees lahustumisel ammoniaagi molekulid hüdraatuvad ning tekib ammoniaakhüdraat. Selles on ammoniaagi ja vee molekulid seotud vesiniksidemetega. Ammoniaakhüdraat on ebapüsiv ja laguneb kergesti tagasi gaasiliseks
ammoniaagiks ja veeks. Sel põhjusel on ammoniaagi vesilahustel iseloomulik ammoniaagi terav lõhn.
NH3 + H2O  NH3*H2O
Ammoniaagi vees lahustumisel tekkinud ammoniaakhüdraat värvub aluselise keskkonna tõttu indikaatori fenoolftaleiini mõjul violetseks. Ammoniaak on nõrk alus, mis dissotseerub vähesel määral ammoonium - ja
hüdroksiidioonideks: + - NH3*H2O  NH4 + OH
Ammooniaagi või ammoniaakhüdraadi reageerimisel hapetega tekivad ammooniumsoolad :
2NH3*H2O + H2SO4 (NH4) 2SO4 + 2H2O // NH3 + HNO3 NH4NO3 // NH3 + HCl NH4Cl
Ammoniaakhüdraadi ja kontsentreeritud vesinikkloriidhappe aurude omavahelise reageerimise tulemusena moodustunud ammooniumkloriidi valge pilv. Ammooniumsoolad on reeglina värvusetud, kristalsed ained, mis vees hästi lahustuvad, dissotseerudes ammooniumioonideks ja vastava happe anioonideks. Ammooniumioonid käituvad tüüpiliste positiivsete ioonidena nagu metallikatoonidki. Nõrga aluse sooladena on tema vesilahused happelised . Ammooniumsoolad on ebapüsivad ja lagunevad kuumutamisel kergesti.
NH4Cl (t) NH3 (g) + HCl (g) // (NH4)2Cr2O7 (t) N2 (g) + Cr2O3 (t) + 4H2O (g)
Oranzi värvusega ammooniumdikromaadi lagunemisel tekib mahukas rohekas kroom (III) oksiid Ammoniaagi laboratoorseks saamiseks ja ammooniumioonide kindlakstegemiseks lahuses lisatakse ammooniumsooladele leeliseid. // NH4Cl + NaOH NH3*H2O + NaCl
Ammoniaaki tuvastatakse lõhna järgi. Selleks tuleb saadud lahust soojendada , mistõttu reaktsooni tulemusena tekkinud ammooniaakhüdraat laguneb teravalõhnaliseks ammoniaagiks.
NH4Cl (l) + NaOH (l) NH3 (g) + H2O (v) + NaCl (l)
Veel võib ammoniaaki tuvastada märja lakmuspaberi abil, mis asetatakse ammoniaagi aurude kohale. Ammoniaagi aurudes muutub lakmuspaber siniseks . Ammoniaak ja tema soolad on redutseerivate omadustega. Kõrgel temperatuuril ammoniaak põleb õhus // 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O
Plaatinakatalüsaatori kasutamisel tekib ammoniaagi ja hapniku vahelisel reaktsioonil lämmastikoksiid. See reaktsioon on suure tähtsusega tööstuse jaoks, sest ta on vaheetapiks lämmastikhappe tootmisel ammoniaagist: // t°, Pt 4NH3 + 5O2 ------- 4NO + 6H2O
Ammoniaaki kasutatakse lämmastikhappe, väetiste, plastmaside, lõhkeainete, puhastusvahendite tootmiseks.
Tuntumad ammooniumsoolad on: NH4Cl ( ammooniumkloriid ehk salmiaak ) – metallipinna puhastusvahend tinatamisel, elektrolüüt süsinik-tsinkelemendis, meditsiinis rögalahtisti . NH4NO3 ( ammooniumnitraat ) – väetis ja lõhkeaine komponent (NH4)2CO3 (ammooniumkarbonaat ehk põrdasarvesool) – kasutatakse kondiitritööstuses kergitusainena taignas. Kuumutamisel ta laguneb, eraldades gaasilisi aineid, mis kergitavad küpsevat tainast // (NH4)2CO3 2NH3 + CO2 + H2O
N2O - dilämmastikoksiid ehk lämmastik(I)oksiid ehk naerugaas
Ta on värvuseta, neutraalne oksiid, nõrga meeldiva lõhnaga, vees lahustuv narkootilise toimega gaas. Väiksemates kogustes sissehingamisel põhjustab ta elevust ja lõbusat meeleolu. Suuremates kogustes kutsub ta esile valutunde kaotamise ja narkootilise une. Sel põhjusel on teda kasutatud ka lühiajalistel operatsioonidel ja sünnitustel valuvaigistamisel. Dilämmastikoksiidi saadakse NH4NO3 nõrgal kuumutamisel, kuid tekkiv N2O ei ole püsiv, sest ta laguneb kergesti lämmastikuks ja hapnikuks.
NH4NO3
N2O + 2H2O 2N2O 2N2 + O2
Kuna ammooniumnitraat võib järsul kuumutamisel plahvatada, siis ohutuskaalutlusel kasutatakse N2O saamiseks (NH4)2SO4 ja KNO3 segu. N2O ei toeta hingamist, ent soodustab paljude ainete põlemist, sest ta laguneb märgatavalt juba 500 °C juures lämmastikuks ja hapnikuks. Naerugaasis süttib hõõguv puupird nagu ka hapnikuski heleda leegiga põlema. Naerugaasi kasutatakse tänapäeval ka nendes autodes ja mootorratastes, mis võtavad osa kiirendusvõistlustest. Nimelt aitab naerugaas lisahapniku olemasolul tunduvalt tõsta mootori võimsust. Tüüpilise lahendusena on gaasiballoon kinnitatud auto pagasiruumi ja sealt kõrgsurvevooliku kaudu ühendatud mootoriga . Käigukangil asuva nupu abil saab süsteemi käivitada. Kuna seda tohib teha ainult täiskiirenduse ajal, asub pedaali all ka ohutuslüliti, mis takistab süsteemi käivitamist juhul, kui juht on kogemata käigukangil asuvat nuppu puudutanud.
NO - lämmastik(II)oksiid
Lämmastik(II)oksiid on värvuseta, õhust raskem, vees lahustumatu , veega mittereageeriv neutraalne oksiid ja mürgine gaas. Ainsa lämmastiku oksiidina võib ta tekkida lämmastiku ja hapniku reageerimisel
väga kõrgel temperatuuril näiteks sädelahendusel välgulöögil või kaarleegis laboris: N2 + O2 2NO
Lisaks on veel lämmastikoksiidi laboris saada näiteks metallide reageerimisel lahjendatud lämmastikhappega ja ammoniaagi katalüütilisel oksüdatsioonil. // 3Cu + lahj. 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Reageerimisel erinevate ühenditega, võib käituda nii oksüdeerijana kui ka redutseerijana. NO toetab põlemist. Õhus oksüdeerub lämmastik(II)oksiid pruunikaks lämmastik(IV)oksiidiks. // 2NO + O2
2NO2
NO2 – lämmastikdioksiid ehk lämmastik(IV)oksiid
NO2 on punakaspruuni värvusega, terava, lämmatava lõhnaga, väga mürgine gaas. Temperatuuril üle 140 °C (normaalrõhul) esineb NO2-na, kuid temperatuuril alla - 11°C esineb ta dimeerina N2O4 . Vahepealsetel temperatuuridel on tegemist kahe aine seguga. NO2 on pruun ja dimeer värvitu. Seega, gaasi värvus sõltub temperatuurist ja rõhust ning olenevalt tingimustest moodustub tasakaalu süsteem: 2NO2  N2O4
Teda saadakse lämmastik(II)oksiidi reageerimisel hapnikuga või vase reageerimisel kontsentreeritud lämmastikhappega // Cu + konts. 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
NO2 on tugev oksüdeerija, kus võivad põleda paljud ained. Veega reageerimisel moodustab ta kaks hapet – lämmastikhappe ja lämmastikushappe: // 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2
Kuna lämmastikushape ei ole püsiv, kulgeb reaktsioon järgmiselt:3NO2 + H2O NO + 2HNO3
Lisaks võib NO2 reageerida ka leelislahustega: // 2NO2 + 2NaOH NaNO3 + NaNO2 + H2O
Lämmastikdioksiidis põlevad intensiivselt süsinik, väävel ja fosfor . Atmosfääris omab ta tähtsust väävliühendite oksüdeerimisel väävelhappeks, kuna on selle reaktsiooni katalüsaator ja seega osaline happevihmade tekkes . NO2 kahjustab ka osoonikihti. Vähesel määral tekib kõikide kütuste põletamisel.
Inimesele on ta mürgine, sest kahjustab vere hemoglobiini.
HNO3 – lämmastikhape
Lämmastikhape on üks tähtsamaid lämmastikuühendeid. Lämmastikhape oli tähtis reaktiiv alkeemikute jaoks ja seda valmistati salpeetrite reageerimisel väävelhappega. Lisaks kasutati tol ajal ohtralt lämmastikhapet ka kuldmüntide eristamiseks valerahadest, sest kuld ei reageerinud lämmastikhappega, ülejäänud metallid seevastu aga küll.
Lämmastikhape on õlijas, terava lõhnaga, õhus suitsev (happeaurude seostumisel õhuniiskusega tekib happepiiskadest udu), veest raskem, vees hästi lahustuv väga sööbiv vedelik. Soojendamisel või valguse toimel ta aeglaselt laguneb. Selle tagajärjel eralduv NO2 lahustub lämmastikhappes ja annab talle kollaka värvuse. // 4HNO3 NO2 + O2 + 2H2O
Lämmastikhape on väga tugev hape , kuna tema lahuses on kõik molekulid dissotseerunud vesinik- ja nitraatioonideks. Kuna lämmastikhape on väga tähtis keemiatööstuse tooraine , siis on vaja selleks suurtes kogustes toota lämmastikhapet. Tänapäeval saadakse lämmastikhapet põhiliselt ammoniaagi katalüütilise oksüdeerumise meetodil. See meetod koosneb mitmest etapist, millest esineses toodetakse lämmastikust ja vesinikust ammoniaak. // N2 + 3H2  2NH3
See näib olevat lihtne protsess, kuid tehniliselt on teda raske teostada. Nimelt tootmise efektiivsuse suurendamisel tuleb arvestada reaktsioonikiiruse tõstmisega kui ka reaktsiooni tasakaalu nihutamisega saaduste tekke suunas, mida ei ole lihtne sooritada . Teises etapis oksüdeeritakse katalüsaatori manulusel ammoniaak hapniku toimellämmastikoksiidiks // 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
Edasi oksüdeeritakse lämmastikoksiid lämmastikdioksiidiks ja viimases etapis pannakse tekkinud lämmastikdioksiid reageerima vee ja hapnikuga, mille tulemusena moodustubki lämmastikhape.
2NO + O2 2NO2 4NO2 + 2H2O +O2 2HNO3
Lämmastikhappe tootmise kokkuvõtlik põhiskeem on seega järgmine:H2, kat O2, kat O2 H2O, O2.
N2 ---- NH3 ---- NO ---- NO2 ---- HNO3
Lämmastikhape on väga tugev oksüdeerija, milles oksüdeerijana ei käitu mitte vesinikioonid, vaid happeanioonid. Seetõttu lahjendatud ega ka kontsentreeritud lämmastikhappega reageerimisel vesinikku ei eraldu. Tugevate oksüdeerivate omaduste tõttu on ta väga sööbiv, reageerib paljude metallidega, kusjuures paljud orgaanilised ained (puit, paber, riie jms) võivad temaga kokkupuutel süttida. Puhta lämmastikhappega ei reageeri ainult Pt, Rh, Ir, Nb, Zr, Ta ja Au. Al, Cr ja Cr passiveeruvad kontsentreeritud HNO3 toimel, mistõttu saab viimast transportida teras- ja alumiiniumtsisternides. Lahjendatud HNO3 (10%-line vesilahus ) reageerib paljude metallidega, aluste, metallioksiidide ja sooladega moodustades nitraate . Vähemaktiivsete metallidega reageerimisel moodustub ühe saadusena NO, aktiivsemate metallide korral võib tekkida NO, N2O, N2, NH3, ammooniumsooli. // 3Cu + lahj. 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8K + lahj. 8HNO3 N2O + 8KNO3 + 5H2O // 2HNO3 + CaO Ca(NO3)2 + H2O
HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O // HNO3 + K2CO3 2KNO3 + CO2 + H2
Lisaks reageerib lämmastikhape veel väävli ja süsinikuga:
HNO3 + S H2SO4 + 2NO // HNO3 + C CO2 + 4NO2 + 2H2O
Kontsentreeritud lämmastikhappe (70% vesilahus) reageerimisel metallidega tekib alati ühe saadusena NO2
Cu + kont .HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Kontsentreeritud HNO3 ja kontsentreeritud HCl segu (mahuvahekorras 1:3) nimetatakse kuningveeks, kuna see reageerib isegi kulla ja plaatinaga. Lämmastikhapet kasutatakse suures koguses tema soolade nitraatide tootmiseks, väetiste, lõhkeainete, värvainete, ravimite, raketikütuste valmistamiseks. Lämmastikhappe soolad on nitraadid , mida argielus kutsutakse ka salpeetriteks. Need on tahked, lõhnata, kristalsed ained, mis väga hästi vees lahustuvad. Kuumutamisel nad muutuvad ebapüsivaks ning lagunedes annavad ühe saadusena alati hapnikku. Seetõttu on nitraadid tugevad oksüdeerijad. Aktiivsete metallide nitraatide kuumutamisel tekivad ühe saadusena nitritid ja vähemaktiivsemate metallide korral lämmastikdioksiid:
2KNO3
2KNO2 + O2 2Pb(NO3)2 2PbO + 4NO2 + O2
Eriti ettevaatlikult tuleb ümber käia ammooniumnitraadi kuumutamisega, kuna tema on äärmiselt plahvatusohtik ja seetõttu võib järsul kuumutamisel segu plahvatada. Ammooniumnitraadi lagunemisel tekkivate reaktsioonisaaduste koostis on erinev ja sõltub peamiselt temperatuurist. Temperatuuril üle saja kraadi eralduvad gaasiline ammoniaak ja lämmastikhappe aurud , mis on sissehingamisel ohtlikud nii inimestele kui loomadele. Nitraate kasutatakse väga palju väetistena ja lõhkeainetena, pürotehnikas, ravimites, puhaste metallioksiidide saamisel, tekstiilitööstuses. Strontsiumnitraadi mõjul värvub punaseks, baariumnitraadi mõjul leek roheliseks ning kaltsium-, kaalium - ja naatriumnitraadi mõjul vastavalt telliskivipunaseks, violetseks ja kollaseks. Seepärast rakendatakse neid sooli rakettides ja ilutulestikes. Põlevaid värvilisi tulesid tuntakse bengaalitulede nimede all.
Tuntumateks nitraatideks on KNO3 – india salpeeter , NaNO3 – tšiili salpeeter, Ca(NO3)2 – norra salpeeter, NH4NO3 – ammooniumnitraat, AgNO3 – põrgukivi. Viimast kasutatakse meditsiinis, kuna tal on söövitavad omadused, põletikuvastane ja baktereid hävitav toime. Söövitavate omaduste tõttu kasutatakse teda näiteks
soolatüügaste ravil. Nitraadid kuuluvad lõhkeainete segudesse seepärast, et nad võimaldavad põlemist
ilma õhuhapniku juurdepääsuta. Põlemine toimub nitraadi lagunemisel tekkiva hapniku arvel.
Lisaks mõjutavad nitraatide lagunemist mitmesugused lisandid. Kaaliumnitraadi segu väävli ja söega nimetatakse mustaks püssirohuks. Viimane (75% KNO3, 13% C ja 12% S) põleb järgmise võrrandi kohaselt:
2KNO3 + 3C + S 2K2S + 3CO2 + N2
HNO2 – lämmastikushape
Lämmastikushape on nõrk ja ebapüsiv hape, mis esineb ainult vesilahustes. Lämmastikushape laguneb ka toatemperatuuril: // 3HNO2 HNO3 + 2NO + H2O
Lämmastikushappe sooli nimetataks nitrititeks, mis sarnaselt nitraaditele, on valged tahked kristalsed vees lahustuvad ained. Kuumutamisel muutuvad nitritid ebastabiilseteks ja lagunevad (sulada võivad vaid leelismetallide nitritid). Sõltuvalt keskkonnatingimustest võivad nad olla redutseerijad või oksüdeerijad.
Argielus kasutatakse palju kaaliumnitritit ja naatriumnitritit toidulisandina lihatoodetes roiskumise takistamiseks. Lisaks kasutatakse veel nitriteid mitmete ainete süntesimiseks ja tootmiseks, kummi- ja tekstiilitööstuses jm. Tähelepanuvääriv on see, et nitritid on ligi 10 korda mürgisemad nitraatidest ning nende kogunemisel organismi võivad nad muutuda kantserogeenseteks ehk vähkitekitavateks ühenditeks. Eriti nad kahjustavad vere punaliblesid ja hemoglobiini.
Lämmastikväetiste plussid ja miinused
Kõige rohkem mineraalväetistest taimede saagikuse tõstmiseks kasutatakse just lämmastikväetiseid ehk nitraate. Naturaalne väetis (sõnnik) vabastab nitraate aeglaselt, mistõttu saagikuse seisukohalt ta ei ole nii tõhus. Lämmastikväetistest tuntumad on kergmetallide (Na-, K-, Ca-) ja ammooniumnitraadid ning uurea .
Peamise osa lämmastikväetistest omastavad taimed nitraatidena, mida nad kasutavad oma elutegevuseks. Teatud osa aga talletub taimedesse muutumatult. Kui taime kasvuperiood on pikk ja ilmastikutingimused on soodsad, siis kasutatakse ära kõik taimedesse kogunenud nitraadivarud. Üleväetamisel võivad liigsed nitraadikogused kontsentreeruda teatud taimeosadesse ja sattuda toidukoostises inimorganismi.
Meie oludes on nitraadirikkamad spinat, salat , redis, selleri- ja petersellilehed, kapsad ja kaalikad. Suurim nitraadisisaldus on leitud söögipeedis, kuni 4g/100g kohta.
Vähem on nitraate tomatis, sibulas, kaun-, tera - ja puuviljades. Kartulites on vähe nitraate, kuid samas on kartulite hulk võrreldes teiste toiduainetega on meie igapäeva toidus suhteliselt suur. Noortes taimedes on nitraate rohkem kui vanades. Nitraatide ohtlikkus seisneb selles, et nendest võivad kergesti moodustuda nitritid, mis on nitraatidest ligi 10 korda mürgisemad. Naatriumnitraadi surmav annus täiskasvanud inimesele on 14-20 g, kuid naatriumnitriti korral on see lastele ja eakatele juba alla ühe grammi.
Kasvavates taimedes nitriteid ei leidu. Viimased hakkavad taimedesse tekkima alles pärast saagi koristamist ja eriti siis, kui taimi hoida soojas , niiskes ja umbses ruumis või toas. Samaaegselt võivad nitritid tekkida taimedesse neid korduvalt soojendades. Nitritid kahjustavad vere punaliblesid, mille tulemusena viimased ei
seo enam hapnikku ning inimesel tekib väsimus, hapnikupuudus , peavalu, halb enesetunne jm. Bioprotsesside tulemusena või toiduainete tehnoloogilisel töötlusel moodustuvad nitrititest ja amiinidest nitrosoamiinid , mis on vähkitekitava toimega. Nitrosoamiine on leitud paljudes toiduainetes , nagu suitsukalas, suitsuvorstis, lihakonservides. Lisaks leidub nitrosoühendeid ka tubakas ja tubakasuitsus.
Konservliha praadimisel nitrosoühendite hulk kasvab järsult kõrgema temperatuuri tõttu. Nitriteid lisatakse lihale ja kalale teadlikult selleks, et vältida sinna sisse nitrititest veelgi mürgisema surmavalt mürgise aine teket. Nimelt peale lihale roosaka värvuse andmist, takistavad nitritid veel mikroorganismide tegevust, mille
tulemusena võiks lihatoodete riknemisel moodustuda sinna surmav mürkaine. Nitraadid ja nitritid satuvad inimorganismi seega peamiselt nii taimede kui ka vorsti ja teiste lihasaaduste ning kala söömise kaudu. On täheldatud, et nitritid võivad ka organismi tekkida linnaõhus leiduvate lämmastikoksiidide sissehingamisel.
Taimede kaudu saadavate nitraatide ja nitritite sattumist organismi aitavad vähendada teadlikud töövõtted, sest on teada taimeosad , milles on lämmastikusisaldus suurem. Juurviljades kogunevad nitraadid rohkem otstesse, lehtköögiviljades leherootsudesse. Kartulis ja kurgis kogunevad nitraadid peamiselt koore alla, kapsas ja porgandis südamikku. Seepärast ongi mõtekas ära koorida kartulitelt ja kurkidelt paksud koored või kurkide mittekoorimise korral ära lõigata vähemalt nende varrepoolne ots. Samuti ei ole soovitatav süüa kapsajuurikaid, kapsa väliseid kattelehti ja üle 100 g päevas mittetarbida lehtsalatit kõrge N-sisalduse tõttu.
Et nitraadid lahustuvad vees hästi ja kõrgemal temperatuuril lahustuvus suureneb, siis läheb suurem osa nitraatidest toidu keeduvette. Seepärast ei tohi keeduvett edasisel toiduvalmistamisel kasutada nagu vanasti soovitati. Soolamisel, hapendamisel, marineerimisel ja konserveerimisel lähevad nitraadid lahusesse ja nende sisaldus toiduainetes väheneb. Nitrosoühendite teket võib takistada kõige efektsemalt C-vitamiin. Seepärast
soovitatakse neile, kes kasutavad ravimina näiteks analgiini, püramidooni või pentalgiini, võtta kindlast ka C-vitamiini, pidurdamaks ravimitest nitrosoühendite teket.
Õiges vahekorras ja koguses antud lämmastik-, kaalium-, ja fosforväetised võimaldavad nende paremat omastamist taimede poolt. Minevikus oldi aga arvamusel, et mineraalväetiste normi suurendamine tõstab järsult taimesaake. Tänapäeval on kindlaks tehtud, et see annab vaid väikese saagitõusu või ei täheldata seda
hoopiski. Samal ajal eriti üleväetamisest tingituna satuvad vees hästi lahustuvad lämmastikväetised veeringesse ja uhutakse veekogusesse, põhjustades nende kinnikasvamist, aga ka joogivee , toiduainete ja
kogu elukeskkonna saastumist.
Seos elusorganismiga ja lämmastikuringe
Lämmastik on eluks ülivajalik element. Lämmastik on asendamatult vajalik kõikide valkude, aminohapete, nukleiinhapete, klorofülli, alkaloidide, fosfaatide, vitamiinide, hormoonide jt. bioloogiliselt aktiivsete ühendite koostises. Lämmastik on fosfori ja kaaliumi kõrval üks peamistest taimede toiteelemendist. Saagikoristamise ajal viiakse just lämmastikku kõige rohkem pinnasest välja, mistõttu on lämmastikväetised üks suurima tootmismahuga kemikaale üldse. Vaatamata vaba lämmastiku tohututele varudele looduses on ta organismidele raskesti kättesaadav ja seetõttu ei saa loomad ja taimed seda ka otseselt omastada. Põhjuseks on lämmastiku keemiline stabiilsus gaasina, mis ei ühine kergesti teiste keemiliste ainetega.
Õhulämmastikust tekivad looduses lämmastikuühendid põhiliselt kahel viisil. Äikese ajal kõrge temperatuuri toimel ühineb lämmastik hapnikuga tekitades lämmastik(II)oksiidi, mis kergesti oksüdeerub lämmastik(IV)oksiidiks. Niiskuse toimel muutub viimane lämmastikhappeks ning vihmana mulda sattudes
moodustab ta seal nitraate.
Teiseks looduslikuks õhulämmastiku sidujaks mõnede väheste organismide (bakterite, vetikate ja seeneliikide) võime suuta siduda õhulämmastikku ja viia seda taimedele kättesaadavale kujule. lepad ja liblikõieliste perekonda kuuluvad taimeliigid elavad sümbioosis lämmastikku siduvate bakteritega . Neid
nimetatakse mügarbakteriteks, sest nad elavad taimede juurestikus mügaratena. Tuntumaks tööstuslikuks lämmastiku sidumimise protsessiks Haberi protsess, kus lämmastik seotakse kõrgel temperatuuril ja rõhul vesinikuga ammoniaagiks. Taimed saavad lämmastikku omastada nitraatselt kujul väetistes või ka ammoniaagina. Nitrifitseerivate bakterite toimel muutuvad mulda viidud ammooniumühendid taimedele omastatavateks nitraatideks. Taimed kasutavad nitraate valkude ja teiste ühendite sünteesimiseks. Loomad saavad vajaliku lämmastikku süües taimi või teisi loomi. Kui taimed ja loomad surevad, nende valkude lagunemisel tekkiv ammoniaak muutub jälle taimedele kättesaadavaks. Osa tekkivast ammoniaagist muudetakse denitrifitseerivate bakterite toimel uuesti molekulaarseks lämmastikuks, mis eraldub atmosfääri.
Looduslikku lämmastikuringet mõjutab osaliselt ka inimtegevus. Lämmastikväetistega üleväetamisel satub palju nitraate veekogudesse , põhjustades nende eutrofeerumist, vetkate vohamist ja veekogude kinnikasvamist. Pealegi põhjustab liigse nitraadisisaldusega köögiviljade söömine vähki, kuna nitraadid
võivad organismis muutuda mürgisteks nitrititeks. Mitmetes tööstusprotsessides ja ka autode heitgaaside koostises paisatakse suurtes kogustes atmosfääri lämmastikoksiide. Kõrgendatud lämmastikdioksiidi sisaldusega õhk võib kahjustada inimeste hingamisteid. Kui lämmastikoksiidid reageerivad õhus oleva
niiskusega, siis moodustavad nad happeid ning vihmana alla sadades põhjustavad loodust kahjustavaid happevihmu.