В кое съединение степента на азот е 3. Степента на окисляване на азота

Азотът е може би най -често срещаният химичен елемент като цяло Слънчева система... По -конкретно, азотът е четвъртият по разпространение. Азотът в природата е инертен газ.

Този газ е безцветен, без мирис и много трудно се разтваря във вода. Нитратните соли обаче са склонни да реагират много добре с вода. Азотът има ниска плътност.

Азотът е невероятен елемент. Има предположение, че е получил името си от древногръцкия език, което в превод от него означава „безжизнен, разглезен“. Защо има такова негативно отношение към азота? В края на краищата знаем, че той е част от протеините и дишането без него е практически невъзможно. Азотът играе важна роля в природата. Но в атмосферата този газ е инертен. Ако го приемете такъв, какъвто е в оригиналния си вид, тогава са възможни много странични ефекти. Жертвата може дори да умре от задушаване. В крайна сметка азотът се нарича безжизнен, защото не поддържа нито изгаряне, нито дишане.

При нормални условия такъв газ реагира само с литий, образувайки съединение като литиев нитрид Li3N. Както можем да видим, степента на окисляване на азота в такова съединение е -3. Разбира се, той реагира и с други метали, но само при нагряване или при използване на различни катализатори. Между другото, -3 е най -ниското състояние на окисляване на азота, тъй като са необходими само 3 електрона, за да запълнят напълно нивото на външната енергия.

Този индикатор има различни значения. Всяко окислително състояние на азота има свое собствено съединение. По -добре е просто да запомните такива връзки.

5 - най-висока степенокисляване на азот. Той се намира във и във всички нитратни соли.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Азот- седмият елемент Периодичната таблица... Разположен във втория период V на група А на подгрупата. Обозначение - Н.

Азотът е типичен неметален елемент, по отношение на електроотрицателността (3.0) той отстъпва само на флуора и кислорода.

Естественият азот се състои от два стабилни изотопа 14 N (99,635%) и 15 N (0,365%).

Молекулата на азота е двуатомна. Между азотните атоми в молекулата има тройна връзка, в резултат на което молекулата N 2 е изключително силна. Молекулярният азот е химически неактивен, слабо поляризиран.

При нормални условия молекулярният азот е газ. Точките на топене (-210 o C) и точките на кипене (-195.8 o C) на азота са много ниски; той е слабо разтворим във вода и други разтворители.

Окислително състояние на азота в съединенията

Азотът образува двуатомни молекули от състав N 2 поради индуцирането на ковалентни неполярни връзки и, както е известно, в съединения с неполярни полярни връзкистепента на окисляване на елементите е нула.

Азотът се характеризира с цял спектър от окислителни състояния, сред които има както положителни, така и отрицателни.

Окислително състояние (-3) азотът се проявява в съединения, наречени нитриди (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), най -известното от които е амоняк (N -3 H +1 3).

Окислително състояние (-2) азотът се проявява в съединения от пероксиден тип - пернитриди, най -простият представител на които е хидразин (водороден диамид / пернитрид) - N -2 2 H 2.

В съединение, наречено хидроксиламин -N -1 H 2 OH -азот проявява окислително състояние (-1) .

Най -стабилните положителни окислителни състояния на азота са (+3) и (+5) ... Той проявява първия от тях във флуорид (N +3 F -1 3), оксид (N +3 2 O -2 3), оксохалиди (N +3 OCl, N +3 OBr и др.), Както и производни анион NO 2 - (KN +3 O 2, NaN +3 O 2 и др.). Окислителното състояние (+5) азот се проявява в оксид N +5 2 O 5, оксонитрид N +5 ON, диоксофлуорид N +5 O 2 F, както и в триоксонитрат (V) -он NO 3 - и динитридонитрат (V) -ион NH 2 -.

Азотът също проявява окислителни състояния (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O и (+4) N +4O2 в техните съединения, но много по -рядко.

Примери за решаване на проблеми

ПРИМЕР 1

Упражнение	Посочете степента на окисляване на кислорода в съединенията: La 2 O 3, Cl 2 O 7, H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2, KO 2, KO 3, O 2, OF 2.
Отговор	Кислородът образува няколко вида бинарни съединения, в които проявява характерни окислителни състояния. Така че, ако кислородът е част от оксидите, тогава неговото състояние на окисление е (-2), както в La 2 O 3 и Cl 2 O 7. В пероксидите състоянието на окисляване на кислорода е (-1): H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2. В комбинация с флуор (OF 2), окислителното състояние на кислорода е (+2). Окислителното състояние на елемента в просто веществовинаги е нула (O o 2). Вещества от състава KO 2 и KO 3 са калиев суперпероксид (супероксид) и озонид, в които кислородът показва фракционни степени на окисление: (-1/2) и (-1/3).
Отговор	(-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 и (+2).

ПРИМЕР 2

Упражнение	Посочете степента на окисляване на азота в съединения: NH 3, N 2 H 4, NH 2 OH, N 2, N 2 O, NO, N 2 O 3, NO 2, N 2 O 5.
Решение	Окислителното състояние на елемент в просто вещество винаги е нула (N o 2). Известно е, че степента на окисляване на кислорода в оксидите е (-2). Използвайки уравнението за електронеутралност, ние определяме, че състоянията на окисляване на азота в оксидите са равни: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5.

Има химични елементи, които проявяват различни степени на окисляване, което прави възможно образуването им по време химична реакцияголям брой съединения с определени свойства. Познавайки електронната структура на атома, може да се предположи какви вещества ще се образуват.

Степента на окисляване на азота може да варира от -3 до +5, което показва разнообразие от съединения на базата на него.

Характеристика на елемента

Азотът се отнася до химични елементи, разположен в група 15, във втория период в периодичната система на Менделеев Д.И.

Той се среща естествено под формата на безцветен двуатомен газ атмосферен въздухс обемна част повече от 75%. Съдържа се в състава на протеинови молекули, нуклеинови киселини и азотсъдържащи вещества от неорганичен произход.

Атомна структура

За да се определи степента на окисляване на азота в съединенията, е необходимо да се знае неговата ядрена структура и да се изследват електронните обвивки.

Естественият елемент е представен от два стабилни изотопа, с техните маси 14 или 15. Първото ядро ​​съдържа 7 неутронни и 7 протонни частици, а второто съдържа още 1 неутронна частица.

Има изкуствени разновидности на неговия атом с маси 12-13 и 16-17, които имат нестабилни ядра.

При учене електронна структурана атомен азот може да се види, че има две електронни обвивки (вътрешна и външна). 1s орбиталата съдържа една двойка електрони.

На втората външна обвивка има само пет отрицателно заредени частици: две на 2s-подниво и три на 2p-орбиталата. Валентното енергийно ниво няма свободни клетки, което показва невъзможността за разделяне на електронната му двойка. Счита се, че 2р орбиталата е наполовина запълнена с електрони, което позволява да се прикрепят 3 отрицателно заредени частици. В този случай степента на окисляване на азота е -3.

Като се вземе предвид структурата на орбитали, можем да заключим, че този елемент с координационен номер 4 е максимално свързан само с четири други атома. За образуването на три връзки се използва размяна me-ha-niz-m, друга се формира по начин don-no-ak-chain.

Степени на окисляване на азот в различни съединения

Максималният брой отрицателни частици, които атомът му може да прикрепи, е 3. В този случай състоянието му на окисление се проявява равно на -3, присъщо на съединения от типа NH 3 или амоняк, NH 4 + или амоний и нитриди Me 3 N 2 . Последните вещества се образуват, когато температурата се повиши чрез взаимодействието на азота с металните атоми.

Най -големият брой отрицателно заредени частици, който един елемент може да даде, е равен на 5.

Два азотни атома могат да се комбинират помежду си, за да образуват стабилни съединения със степен на окисление -2. Такава връзка се наблюдава в N 2 H 4 или хидразини, в азиди от различни метали или MeN 3. Азотният атом прикрепя 2 електрона към свободните орбитали.

Има състояние на окисление -1, когато даден елемент получава само 1 отрицателна частица. Например, в NH 2 OH или хидроксиламин, той е отрицателно зареден.

Има положителни признаци на окислителното състояние на азота, когато електронните частици се вземат от външния енергиен слой. Те варират от +1 до +5.

Заряд 1+ съществува за азот в N 2 O (едновалентен оксид) и натриев хипонитрит с формулата Na 2 N 2 O 2.

В NO (двувалентен оксид) елементът се отказва от два електрона и се зарежда положително (+2).

Има състояние на окисляване на азот 3 (в съединението NaNO 2 или нитрид, а също и в тривалентен оксид). В този случай 3 електрона се разделят.

Зарядът +4 се среща в оксид с валентност IV или негов димер (N 2 O 4).

Положителният знак на окислителното състояние (+5) се проявява в N 2 O 5 или в петовалентен оксид, в азотна киселина и нейните производни.

Съединения от азот с водород

Естествените вещества, базирани на горните два елемента, приличат на органични въглеводороди. Само водородният азот губи своята стабилност с увеличаване на количеството атомен азот.

Най -значимите водородни съединения включват молекулите на амоняк, хидразин и хидразоена киселина. Те се получават чрез взаимодействие на водород с азот, а кислородът присъства и в последното вещество.

Какво е амоняк

Нарича се още водороден нитрид и то химична формулаозначен като NH 3 с маса 17. При нормални условия на температура и налягане амонякът има формата на безцветен газ с остър мирис на амоняк. По отношение на плътността, тя е 2 пъти по -рядка от въздуха, лесно се разтваря водна средапоради полярната структура на нейната молекула. Отнася се до вещества с ниска опасност.

Амонякът се произвежда търговски чрез каталитичен синтез от молекули водород и азот. Съществуват лабораторни методи за получаване на нитрити от амониеви соли и натрий.

Структура на амоняк

Пирамидалната молекула съдържа един азотен и 3 водородни атома. Те са разположени един спрямо друг под ъгъл 107 градуса. В тетраедрична молекула азотът е центриран. Поради три несдвоени р-електрона, той се свързва чрез полярни връзки с ковалентна природа с 3 атомни водорода, всеки от които има 1 s-електрон. Така се образува молекула на амоняк. V този случайазотът показва окислително състояние -3.

Този елемент има все още самотна двойка електрони на външното ниво, която създава ковалентна връзка с водороден йон, който има положителен заряд. Единият елемент е донор на отрицателно заредени частици, а другият е акцептор. Така се образува амониевият йон NH 4 +.

Какво е амоний

Той се нарича положително заредени многоатомни йони или катиони. Амонийът също се нарича химикаликоито не могат да съществуват под формата на молекула. Състои се от амоняк и водород.

Амоний с положителен заряд в присъствието на различни отрицателни аниони е способен да образува амониеви соли, в които се държи като метали с валентност I. Също така, с негово участие се синтезират амониеви съединения.

Много амониеви соли съществуват под формата на безцветни кристални вещества, които се разтварят добре във вода. Ако съединенията на йона NH 4 + се образуват от летливи киселини, тогава при нагряване те се разлагат с отделянето на газообразни вещества. Последващото им охлаждане води до обратим процес.

Стабилността на такива соли зависи от силата на киселините, от които са образувани. Стабилните амониеви съединения съответстват на силен киселинен остатък. Например, стабилен амониев хлорид се произвежда от солна киселина. При температури до 25 градуса такава сол не се разлага, което не може да се каже за амониев карбонат. Последното съединение често се използва при готвене, за да втаса тесто, като замества содата за хляб.

Сладкарите наричат ​​амониев карбонат просто амониев. Тази сол се използва от пивоварите за подобряване на ферментацията на бирена мая.

Качествена реакция за откриване на амониеви йони е действието на хидроксиди алкални металивърху връзките му. В присъствието на NH 4 +се отделя амоняк.

Химична структура на амония

Конфигурацията на неговия йон прилича на правилен тетраедър, в центъра на който е азотът. Водородните атоми са разположени във върховете на фигурата. За да се изчисли степента на окисляване на азота в амония, трябва да запомните, че общият заряд на катиона е +1, а на всеки водороден йон липсва един електрон и има само 4. Общият водороден потенциал е +4. Ако извадим заряда на всички водородни йони от заряда на катиона, получаваме: +1 - (+4) = -3. Това означава, че азотът има степен на окисление -3. В този случай той прикрепя три електрона.

Какво представляват нитридите

Азотът е в състояние да се комбинира с повече електропозитивни атоми с метална и неметална природа. В резултат на това се образуват съединения, подобни на хидриди и карбиди. Такива азотсъдържащи вещества се наричат ​​нитриди. Между метала и азотния атом в съединенията се изолират ковалентни, йонни и междинни връзки. Именно тази характеристика е в основата на тяхната класификация.

Ковалентните нитриди включват съединения, в химическата връзка на които електроните не преминават от атомния азот, но образуват заедно с отрицателно заредени частици от други атоми общ електронен облак.

Примери за такива вещества са водородни нитриди, като молекули на амоняк и хидразин, както и азотни халогениди, които включват трихлориди, трибромиди и трифлуориди. Те имат обща електронна двойка, която еднакво принадлежи на два атома.

Йонните нитриди включват съединения с химическа връзкаобразувани от прехода на електрони от метален елемент към свободни нива в азота. Наблюдава се полярност в молекулите на такива вещества. Нитридите имат степен на окисляване на азот 3-. Съответно общият заряд на метала ще бъде 3+.

Тези съединения включват магнезиеви, литиеви, цинкови или медни нитриди, с изключение на алкални метали. Те притежават висока температуратопене.

Нитридите с междинна връзка включват вещества, в които атомите на метали и азот са разпределени равномерно и няма ясно изместване на електронния облак. Тези инертни съединения включват желязо, молибден, манган и волфрамови нитриди.

Описание на тривалентен азотен оксид

Нарича се още анхидрид, получен от азотна киселина с формула HNO 2. Като се вземат предвид степента на окисляване на азот (3+) и кислород (2-) в триоксид, се получава съотношението на атомите на елементи 2 към 3 или N 2 O 3.

Течните и газообразните форми на анхидрид са много нестабилни съединения, те лесно се разлагат на 2 различни оксида с валентности IV и II.

Азот- елемент от 2-ри период на V A-групата Периодичната таблица, атомен номер 7. Електронната формула на атома [2 He] 2s 2 2p 3, характерните окислителни състояния са 0, -3, +3 и +5, по -рядко +2 и +4 и т.н. се счита за относително стабилен.

Мащаб на окисляване на азот:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3

3 - N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3

3 - NH3, NH4, NH3 * H20, NH2Cl, Li3N, Cl3N.

Азотът има висока електроотрицателност (3.07), третият след F и O. Той проявява типични неметални (киселинни) свойства, като същевременно образува различни кислородсъдържащи киселини, соли и бинарни съединения, както и амониевия катион NH 4 и неговите соли.

В природата - седемнадесетипо елемент на химическо изобилие (девети сред неметали). Жизненоважен елемент за всички организми.

н 2

Просто вещество. Състои се от неполярни молекули с много стабилна ˚σππ-връзка N≡N, това обяснява химическата инертност на елемента при нормални условия.

Безцветен газ, без мирис и вкус, който се кондензира в безцветна течност (за разлика от О 2).

У дома съставна частвъздух 78,09 обемни%, 75,52 масови. Азотът излиза от течния въздух по -рано от кислорода. Той е слабо разтворим във вода (15,4 ml / 1 L H 2 O при 20 ˚C), разтворимостта на азота е по -малка от тази на кислорода.

При стайна температура N 2, реагира с флуор и в много малка степен с кислород:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Обратимата реакция на получаване на амоняк протича при температура 200 ° C, под налягане до 350 atm и винаги в присъствието на катализатор (Fe, F 2 O 3, FeO, в лабораторията при Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Съгласно принципа Le Chatelier, повишаването на добива на амоняк трябва да се случи с увеличаване на налягането и понижаване на температурата. Скоростта на реакцията при ниски температури обаче е много ниска, поради което процесът се провежда при 450-500 ˚C, достигайки 15% добив на амоняк. Нереагиралите N 2 и Н 2 се рециклират в реактора и по този начин се увеличава скоростта на реакцията.

Азотът е химически пасивен спрямо киселини и основи и не поддържа горенето.

Получаване v индустрия- частична дестилация на течен въздух или отстраняване на кислород от въздуха по химически начин, например чрез реакцията 2С (кокс) + О 2 = 2CO при нагряване. В тези случаи се получава азот, съдържащ и примеси на благородни газове (главно аргон).

В лабораторията могат да се получат малки количества химически чист азот чрез реакцията на замърсяване при умерено нагряване:

N -3 H 4 N 3 O 2 (T) = N 2 0 + 2H 2 O (60-70)

NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Използва се за синтез на амоняк. Азотна киселина и други азотсъдържащи продукти като инертна среда за химични и металургични процеси и съхранение на запалими вещества.

NH 3

Двоично съединение, окислителното състояние на азота е - 3. Безцветен газ с остра характерна миризма. Молекулата има структурата на непълен тетраедър [: N (H) 3] (sp 3 -хибридизация). Наличието на донорна двойка електрони в молекулата NH 3 в азот в sp 3 -хибридната орбитала определя характерната реакция на добавяне на водороден катион с образуване на катион амоний NH 4. Той се втечнява при излишно налягане при стайна температура. В течно състояние се свързва поради водородни връзки. Термично нестабилен. Нека се разтворим добре във вода (повече от 700 l / 1 l H 2 O при 20˚C); пропорцията в наситен разтвор е 34% тегловни и 99% обемни, рН = 11.8.

Силно реактивен, склонен към реакции на добавяне. Изгаря в кислород, реагира с киселини. Показва редуциращи (поради N -3) и окисляващи (поради Н +1) свойства. Изсушава се само с калциев оксид.

Качествени реакции – образуването на бял „дим“ в контакт с газообразен HCl, почерняване на парче хартия, навлажнено с разтвор на Hg 2 (NO3) 2.

Междинен продукт при синтеза на HNO 3 и амониеви соли. Използва се при производството на сода, азотни торове, багрила, експлозиви; течният амоняк е хладилен агент. Отровен.
Уравнения на най -важните реакции:

2NH 3 (g) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3 (g) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (p) ↔ NH 4 + + OH -
NH 3 (g) + HCl (g) ↔ NH 4 Cl (g) бял "дим"
4NH 3 + 3O 2 (въздух) = 2N 2 + 6 H 2 O (горене)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6 H 2 O (800 ° C, кат. Pt / Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500 ° C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (стайна температура, налягане)
Получаване. V лаборатории- изместване на амоняка от амониеви соли при нагряване със сода вар: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Или кипене на воден разтвор на амоняк, последвано от изсушаване на газа.
В индустриятаамонякът се получава от азот с водород. Произвежда се от промишлеността или в втечнен вид, или под формата на концентриран воден разтвор под техническото наименование амонячна вода.

Амонячен хидратNH 3 * З 2 О. Междумолекулно съединение. Бяло, вътре кристална решетка- молекули NH 3 и H 2 O, свързани със слаба водородна връзка. Присъства в воден разтворамоняк, слаба основа (продукти на дисоциация - NH4 катион и ОН анион). Амониевият катион има правилна тетраедрична структура (sp 3 -хибридизация). Термично нестабилен, напълно се разлага, когато разтворът се вари. Неутрализирано силни киселини... Показва редуциращи свойства (поради N -3) в концентриран разтвор. Той влиза в реакцията на йонообмен и комплексообразуване.

Качествена реакция- образуване на бял "дим" при контакт с газообразна HCl. Използва се за създаване на леко алкална среда в разтвор по време на утаяването на амфотерни хидроксиди.
1 М разтвор на амоняк съдържа главно NH 3 * H 2 O хидрат и само 0,4% NH 4 OH йони (поради дисоциацията на хидрата); по този начин йонният "амониев хидроксид NH4OH" практически не се съдържа в разтвора и няма такова съединение в твърдия хидрат.
Уравнения на най -важните реакции:
NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (кипене с NaOH)
NH3H2O ​​+ HCl (разред.) = NH4Cl + H2O
3 (NH 3 H 2 O) (конц.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (конц.) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50 ° C)
2 (NH3H2O) (конц.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH3H2O) (конц.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4 (NH3H2O) (конц.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H2O
6 (NH3H2O) (конц.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O
Разреден разтвор на амоняк (3-10%) често се нарича амоняк(името е изобретено от алхимици), а концентрираният разтвор (18,5 - 25%) е разтвор на амоняк (произвеждан от промишлеността).

Азотни оксиди

Азотен моноксидНЕ

Несолеобразуващ оксид. Безцветен газ. Радикал, съдържа ковалентна σπ-връзка (N꞊O), в твърдо състояние димерът N 2 О 2 с комуникация N-N... Изключително термично стабилен. Чувствителен към кислород във въздуха (става кафяв). Той е слабо разтворим във вода и не реагира с него. Химически пасивен спрямо киселини и основи. Реагира с метали и неметали при нагряване. силно реактивна смес от NO и NO 2 ("азотни газове"). Междинно съединение в синтеза на азотна киселина.
Уравнения на най -важните реакции:
2NO + O 2 (газ) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (графит) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (червено) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200 ° C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600˚C)
Реакции към смеси от NO и NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (разред.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Получаване v индустрия: окисляване на амоняк с кислород върху катализатор, в лаборатории- взаимодействие на разредена азотна киселина с редуктори:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 НЕ+ 4 Н20
или намаляване на нитратите:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 НЕ + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Азотен диоксидНЕ 2

Киселинен оксид, обикновено отговаря на две киселини - HNO 2 и HNO 3 (няма киселина за N 4). Кафяв газ, при стайна температура, мономер NO 2, в студен, течен безцветен димер N 2 O 4 (азотен тетроксид). Реагира напълно с вода, основи. Много силен окислител, корозивен за метали. Използва се за синтез на азотна киселина и безводни нитрати, като окислител на ракетно гориво, пречиствател на масло от сяра и окислителен катализатор органични съединения... Отровен.
Уравнение на най -важните реакции:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (син.) (На студено)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (разред.) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (кат. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI (p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60 ° C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Получаване: v индустрия -окисляване на NO с атмосферен кислород, в лаборатории- взаимодействие на концентрирана азотна киселина с редуктори:
6HNO 3 (конц., Хоризонтално) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (конц., Хоризонтално) + P (червено) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конц., Горещо) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Диазотен оксидн 2 О

Безцветен газ с приятен мирис („смях газ“), N꞊N꞊O, формалното окислително състояние на азота е +1, слабо разтворим във вода. Подпомага горенето на графит и магнезий:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500 ° C)
Получени чрез термично разлагане на амониев нитрат:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245 ° C)
използвани в медицината като упойка.

Диазотен триоксидн 2 О 3

При ниски температури, синя течност, ON꞊NO 2, официалното окислително състояние на азота е +3. При 20 ˚C той се разлага с 90% в смес от безцветен NO и кафяв NO 2 („азотни газове“, промишлен дим - „опашка от лисица“). N 2 O 3 е киселинен оксид, при студено с вода образува HNO 2, при нагряване реагира различно:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
С алкали дава HNO 2 соли, например NaNO 2.
Получава се чрез взаимодействие на NO с O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) или с NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
със силно охлаждане. „Азотните газове“ и опасни за околната среда действат като катализатори за разрушаването на озоновия слой на атмосферата.

Диазотен пентоксид н 2 О 5

Безцветен, твърд, O 2 N - O - NO 2, степента на окисляване на азота е +5. При стайна температура се разлага на NO 2 и O 2 за 10 часа. Реагира с вода и основи като киселинен оксид:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Получава се чрез дехидратация на димяща азотна киселина:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
или окисляване на NO 2 с озон при -78 ° C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Нитрити и нитрати

Калиев нитритKNO 2 ... Бял, хигроскопичен. Топи се без разлагане. Устойчив на сух въздух. Нека се разтворим много добре във вода (образувайки безцветен разтвор), хидролизиран от анион. Типичен окислител и редуктор в кисела среда, реагира много бавно в алкална среда. Той влиза в йонообменни реакции. Качествени реакциивърху йон NO 2 - обезцветяване на виолетовия разтвор на MnO 4 и появата на черна утайка при добавяне на йони I. Използва се при производството на багрила, като аналитичен реагент за аминокиселини и йодиди, компонент на фотографските реактиви.
уравнение на най -важните реакции:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (конц.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (разред.) + O 2 (газ) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (phiol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (наситен) + NH4 + (наситен) = N2 + 2H20
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (черно) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (разширен) + Ag + = AgNO 2 (светложълт) ↓
Получаване vиндустрия- възстановяване на калиев нитрат в процесите:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (конц.) + Pb (гъба) + H 2 O = KNO 2+ Pb (OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

З итрат калий KNO 3
Техническо наименование поташ,или индийскисол , селитра.Бял, топи се без разлагане при по -нататъшно нагряване се разлага. Устойчив на въздух. Нека се разтвори добре във вода (с висока ендо-ефект, = -36 kJ), без хидролиза. Силен окислител по време на синтез (поради отделянето на атомен кислород). В разтвор той се редуцира само с атомен водород (в кисела среда до KNO 2, в алкална среда до NH 3). Използва се в производството на стъкло като консервант за храни, компонент на пиротехнически смеси и минерални торове.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, разред. HCl) = KNO 2 + H 2 O

KNO 3 + 8H 0 (Al, конц. KOH) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)

KNO 3 + NH 4 Cl = N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

2 KNO 3 + 3C (графит) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (горене)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO 3 + 2KOH + MnO 2 = K 2 MnO 4 + KNO 2 + H 2 O (350 - 400 ˚C)

Получаване: в индустрията
4KOH (горещо) + 4NO2 + O2 = 4KNO 3 + 2H2O

и в лабораторията:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓