Preizkusi 

V kateri spojini je stopnja dušika 3. Stopnja oksidacije dušika

Dušik je morda najpogostejši kemični element v celoti Solarni sistem... Natančneje, dušik je četrti najpogostejši. Dušik v naravi je inerten plin.

Ta plin je brez barve, vonja in se zelo težko raztopi v vodi. Vendar pa nitratne soli ponavadi zelo dobro reagirajo z vodo. Dušik ima nizko gostoto.

Dušik je neverjeten element. Obstaja domneva, da je ime dobil po starogrškem jeziku, kar v prevodu iz njega pomeni "brez življenja, razvajen". Zakaj je tako negativen odnos do dušika? Konec koncev vemo, da je del beljakovin in dihanje brez njega je praktično nemogoče. Dušik ima v naravi pomembno vlogo. Toda v ozračju je ta plin inerten. Če ga vzamete v prvotni obliki, je možnih veliko stranskih učinkov. Žrtev lahko celo umre zaradi zadušitve. Konec koncev se dušik imenuje brez življenja, ker ne podpira niti izgorevanja niti dihanja.

V normalnih pogojih tak plin reagira samo z litijem in tvori spojino, kot je litijev nitrid Li3N. Kot lahko vidimo, je oksidacijsko stanje dušika v takšni spojini -3. Seveda reagira tudi z drugimi kovinami, vendar le pri segrevanju ali pri uporabi različnih katalizatorjev. Mimogrede, -3 je najnižje oksidacijsko stanje dušika, saj so za popolno zapolnitev zunanje ravni energije potrebni le 3 elektroni.

Ta kazalnik ima različne pomene. Vsako oksidacijsko stanje dušika ima svojo spojino. Bolje si je zapomniti takšne povezave.

5 - najvišjo stopnjo oksidacija dušika. Najdemo ga v in v vseh nitratnih soli.

DEFINICIJA

Dušik- sedmi element Periodni sistem... Nahaja se v drugem obdobju V skupine A podskupine. Oznaka - N.

Dušik je tipičen nekovinski element, po elektronegativnosti (3.0) je drugi le za fluor in kisik.

Naravni dušik je sestavljen iz dveh stabilnih izotopov 14 N (99,635%) in 15 N (0,365%).

Molekula dušika je dvoatomna. Med atomi dušika v molekuli obstaja trojna vez, zaradi česar je molekula N 2 izredno močna. Molekularni dušik je kemično neaktiven, šibko polariziran.

V normalnih pogojih je molekularni dušik plin. Tališča (-210 o C) in vrelišča (-195,8 o C) dušika so zelo nizka; slabo se topi v vodi in drugih topilih.

Oksidacijsko stanje dušika v spojinah

Dušik tvori dvoetažne molekule sestave N 2 zaradi indukcije kovalentnih nepolarnih vezi in, kot je znano, v spojinah z nepolarnimi polarne vezi oksidacijsko stanje elementov je nič.

Za dušik je značilen celoten spekter oksidacijskih stanj, med katerimi so pozitivna in negativna.

Oksidacijsko stanje (-3) dušik se kaže v spojinah, imenovanih nitridi (Mg +2 3 N -3 2, B +3 N -3), med katerimi je najbolj znan amoniak (N -3 H +1 3).

Oksidacijsko stanje (-2) dušik se kaže v spojinah peroksidnega tipa - pernitridih, katerih najpreprostejši predstavnik je hidrazin (vodikov diamid / pernitrid) - N -2 2 H 2.

V spojini, imenovani hidroksilamin -N -1 H 2 OH -dušik kaže oksidacijsko stanje (-1) .

Najbolj stabilna pozitivna oksidacijska stanja dušika so (+3) in (+5) ... Najprej se manifestira v fluoridu (N +3 F -1 3), oksidu (N +3 2 O -2 3), oksohalidi (N +3 OCl, N +3 OBr itd.), Kot tudi derivati anion NO 2 - (KN +3 O 2, NaN +3 O 2 itd.). Oksidacijsko stanje (+5) dušika se kaže v oksidu N +5 2 O 5, oksonitridu N +5 ON, dioksofluoridu N +5 O 2 F, pa tudi v trioksonitrat (V) -ion NO 3 - in dinitridonitratu (V) -ion ​​NH 2 -.

Dušik ima tudi oksidacijska stanja (+1) - N +1 2 O, (+2) - N +2 O in (+4) N +4 O 2 v njihovih spojinah, vendar veliko manj pogosto.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

Vaja Navedite oksidacijska stanja kisika v spojinah: 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.
Odgovor Kisik tvori več vrst binarnih spojin, v katerih ima značilna oksidacijska stanja. Torej, če je kisik del oksidov, je njegovo oksidacijsko stanje (-2), kot v La 2 O 3 in Cl 2 O 7.

V peroksidih je oksidacijsko stanje kisika (-1): H 2 O 2, Na 2 O 2, BaO 2.

V kombinaciji s fluorom (OF 2) je oksidacijsko stanje kisika (+2).

Oksidacijsko stanje elementa v preprosta snov je vedno nič (O o 2).

Snovi v sestavi KO 2 in KO 3 sta kalijev superperoksid (superoksid) in ozonid, pri katerem kisik kaže frakcijska oksidacijska stanja: (-1/2) in (-1/3).
Odgovor (-2), (-2), (-1), (-1), (-1), (-1/2), (-1/3), 0 in (+2).

PRIMER 2

Vaja Navedite oksidacijska stanja dušika v spojinah: 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.
Rešitev Oksidacijsko stanje elementa v preprosti snovi je vedno nič (N o 2).

Znano je, da je oksidacijsko stanje kisika v oksidih (-2). Z enačbo elektronevtralnosti ugotovimo, da so oksidacijska stanja dušika v oksidih enaka: N +1 2 O, N +2 O, N +3 2 O 3, N +4 O 2, N +5 2 O 5.

Obstajajo kemični elementi, ki kažejo različna oksidacijska stanja, kar omogoča nastanek med kemijske reakcije veliko število spojin z določenimi lastnostmi. Če poznamo elektronsko zgradbo atoma, lahko domnevamo, katere snovi bodo nastale.

Stanja oksidacije dušika se lahko razlikujejo od -3 do +5, kar kaže na različne spojine, ki temeljijo na njem.

Značilnost elementa

Dušik se nanaša na kemični elementi ki se nahaja v skupini 15, v drugem obdobju v periodičnem sistemu Mendelejeva D.I.

Pojavlja se naravno v obliki brezbarvnega dvoetažnega plina atmosferski zrak z volumskim deležem več kot 75%. Vsebuje v sestavi beljakovinskih molekul, nukleinskih kislin in snovi, ki vsebujejo dušik, anorganskega izvora.

Struktura atoma

Za določitev oksidacijskega stanja dušika v spojinah je treba poznati njegovo jedrsko strukturo in preučiti elektronske lupine.

Naravni element predstavljata dva stabilna izotopa, katerih masa je 14 ali 15. Prvo jedro vsebuje 7 nevtronskih in 7 protonskih delcev, drugo pa še 1 nevtronski delček.

Obstajajo umetne sorte njegovega atoma z maso 12-13 in 16-17, ki imajo nestabilna jedra.

Med študijem elektronska struktura atomskega dušika je razvidno, da obstajata dve elektronski lupini (notranja in zunanja). Orbita 1s vsebuje en par elektronov.

Na drugi zunanji lupini je le pet negativno nabitih delcev: dva na podnivo 2s in tri na 2p-orbiti. Valentirana energetsko-hetična raven nima prostih celic, kar kaže na nemožnost ločitve njenega elektronskega para. Šteje se, da je 2p orbita le napol napolnjena z elektroni, kar omogoča pritrditev 3 negativno nabitih delcev. V tem primeru je oksidacijsko stanje dušika -3.

Ob upoštevanju strukture orbitalov lahko sklepamo, da je ta element s koordinacijskim številom 4 maksimalno vezan le na štiri druge atome. Za nastanek treh vezi se uporablja izmenjava me-ha-niz-m, druga se oblikuje na način, ki ni pred-no-ak-verigo.

Stanja oksidacije dušika v različnih spojinah

Največje število negativnih delcev, ki jih lahko pritrdi njegov atom, je 3. V tem primeru se njegovo oksidacijsko stanje pokaže enako -3, kar je značilno za spojine tipa NH 3 ali amoniak, NH 4 + ali amonij in nitride Me 3 N 2 . Slednje snovi nastanejo, ko temperatura naraste zaradi interakcije dušika z atomi kovine.

Največje število negativno nabitih delcev, ki jih lahko da element, je 5.

Dva dušikova atoma se lahko združita in tvorita stabilne spojine z oksidacijskim stanjem -2. Takšno vez opazimo v N 2 H 4 ali hidrazinih, v azidih različnih kovin ali MeN 3. Atom dušika veže 2 elektrona na proste orbitale.

Oksidacijsko stanje je -1, ko dani element prejme le 1 negativen delec. Na primer, v NH 2 OH ali hidroksilaminu je negativno nabit.

Obstajajo pozitivni znaki oksidacijskega stanja dušika, ko elektronski delci vzamemo iz zunanje energetske plasti. Razlikujejo se od +1 do +5.

Naboj 1+ obstaja za dušik v N 2 O (monovalentni oksid) in natrijev hiponitrit s formulo Na 2 N 2 O 2.

V NO (dvovalentni oksid) se element odreče dvema elektronoma in napolni pozitivno (+2).

Obstaja oksidacijsko stanje dušika 3 (v spojini NaNO 2 ali nitridu in tudi v trivalentnem oksidu). V tem primeru se 3 elektroni odcepijo.

Naboj +4 se pojavi v oksidu z valenco IV ali njegovim dimerjem (N 2 O 4).

Pozitiven znak oksidacijskega stanja (+5) se kaže v N 2 O 5 ali v petovalentnem oksidu, v dušikovi kislini in njenih derivatih.

Spojine iz dušika z vodikom

Naravne snovi na osnovi zgornjih dveh elementov spominjajo na organske ogljikovodike. Samo vodikov dušik izgubi stabilnost s povečanjem količine atomskega dušika.

Najpomembnejše vodikove spojine vključujejo molekule amoniaka, hidrazina in hidrazojske kisline. Pridobivajo jih z interakcijo vodika z dušikom, v slednji snovi pa je prisoten tudi kisik.

Kaj je amoniak

Imenujejo ga tudi vodikov nitrid in kemična formula označeno kot NH 3 z maso 17. Pri normalnih temperaturah in tlačnih pogojih je amoniak v obliki brezbarvnega plina z ostrim vonjem po amoniaku. Po gostoti je 2 -krat manj pogosta kot zrak, zlahka se raztopi vodno okolje zaradi polarne strukture njegove molekule. Nanaša se na snovi z nizko nevarnostjo.

Amoniak se komercialno proizvaja s katalitsko sintezo iz molekul vodika in dušika. Obstajajo laboratorijske metode za pridobivanje nitrita iz amonijevih soli in natrija.

Struktura amoniaka

Piramidna molekula vsebuje en dušikov in tri vodikove atome. Nahajajo se med seboj pod kotom 107 stopinj. V tetraedrski molekuli je dušik centriran. Zaradi treh neparnih p-elektronov se s polarnimi vezmi kovalentne narave poveže s 3 atomskimi vodiki, ki imajo vsak po 1 s-elektron. Tako nastane molekula amoniaka. V ta primer dušik ima oksidacijsko stanje -3.

Ta element ima še vedno osamljen par elektronov na zunanji ravni, ki ustvarja kovalentno vez z vodikovim ionom, ki ima pozitiven naboj. En element je darovalec negativno nabitih delcev, drugi pa akceptor. Tako nastane amonijev ion NH 4 +.

Kaj je amonij

Imenujejo ga pozitivno nabiti poliatomski ioni ali kationi, amonij pa tudi kemikalije ki ne more obstajati v obliki molekule. Sestavljen je iz amoniaka in vodika.

Amonij s pozitivnim nabojem v prisotnosti različnih negativnih anionov lahko tvori amonijeve soli, v katerih se obnaša kot kovine z valenco I. S tem se sintetizirajo tudi amonijeve spojine.

Veliko amonijevih soli obstaja v obliki brezbarvnih kristalnih snovi, ki so lahko topne v vodi. Če spojine iona NH 4 + tvorijo hlapne kisline, se pri segrevanju razgradijo s sproščanjem plinastih snovi. Njihovo poznejše hlajenje vodi do reverzibilnega procesa.

Stabilnost takšnih soli je odvisna od jakosti kislin, iz katerih nastanejo. Stabilne amonijeve spojine ustrezajo močnemu kislemu ostanku. Na primer, stabilen amonijev klorid se proizvaja iz klorovodikove kisline. Pri temperaturah do 25 stopinj se takšna sol ne razgradi, česar pa ne moremo reči o amonijevem karbonatu. Slednja spojina se pri kuhanju pogosto uporablja za vzhajanje testa in nadomešča sodo bikarbono.

Slaščičarji pravijo amonijev karbonat preprosto amonijev. To sol uporabljajo pivovarji za izboljšanje fermentacije pivskega kvasa.

Kvalitativna reakcija za odkrivanje amonijevih ionov je delovanje hidroksidov alkalne kovine na njegovih povezavah. V prisotnosti NH 4 +se sprosti amoniak.

Kemična struktura amonija

Konfiguracija njegovega iona je podobna pravilnemu tetraedru, v središču katerega je dušik. Atomi vodika se nahajajo na ogliščih slike. Če želite izračunati oksidacijsko stanje dušika v amoniju, se morate spomniti, da je skupni naboj kationa +1, vsakemu vodikovemu ionu pa manjka en elektron in obstaja le 4. Skupni vodikov potencial je +4. Če od kationskega naboja odštejemo naboj vseh vodikovih ionov, dobimo: +1 - (+4) = -3. To pomeni, da ima dušik oksidacijsko stanje -3. V tem primeru pritrdi tri elektrone.

Kaj so nitridi

Dušik se lahko kombinira z več elektropozitivnimi atomi kovinske in nekovinske narave. Posledično nastanejo spojine, podobne hidridom in karbidom. Takšne snovi, ki vsebujejo dušik, imenujemo nitridi. Kovalentne, ionske in vmesne vezi so izolirane med kovino in atomom dušika v spojinah. Ta lastnost je osnova njihove klasifikacije.

Kovalentni nitridi vključujejo spojine, v kemijski vezi katerih elektroni ne prehajajo iz atomskega dušika, ampak skupaj z negativno nabitimi delci drugih atomov tvorijo skupni elektronski oblak.

Primeri takšnih snovi so vodikovi nitridi, kot so molekule amoniaka in hidrazina, pa tudi dušikovi halogenidi, ki vključujejo trikloride, tribromide in trifluoride. Imajo skupni elektronski par, ki enako pripada dvema atomoma.

Ionski nitridi vključujejo spojine z kemična vez nastane s prehodom elektronov iz kovinskega elementa v proste ravni v dušiku. V molekulah takšnih snovi opazimo polarnost. Nitridi imajo oksidacijsko stanje dušika 3-. Skladno s tem bo skupni naboj kovine 3+.

Te spojine vključujejo magnezijeve, litijeve, cinkove ali bakrove nitrite, razen alkalijskih kovin. Posedujejo visoka temperatura taljenje.

Nitridi z vmesno vezjo vključujejo snovi, v katerih so atomi kovin in dušika enakomerno porazdeljeni in ni jasnega premika elektronskega oblaka. Te inertne spojine vključujejo železove, molibdenove, manganove in volframove nitrite.

Opis trivalentnega dušikovega oksida

Imenuje se tudi anhidrid, pridobljen iz dušikove kisline s formulo HNO 2. Ob upoštevanju oksidacijskih stanj dušika (3+) in kisika (2-) v trioksidu dobimo razmerje atomov elementov 2 do 3 ali N 2 O 3.

Tekoče in plinaste oblike anhidrida so zelo nestabilne spojine; zlahka se razgradijo v 2 različna oksida z valenco IV in II.

Dušik- element 2. obdobja V A-skupine Periodni sistem, atomska številka 7. Elektronska formula atoma [2 He] 2s 2 2p 3, značilna oksidacijska stanja so 0, -3, +3 in +5, redkeje +2 in +4 itd. stanje N v velja za relativno stabilno.

Lestvica oksidacije dušika:
+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.

Dušik ima visoko elektronegativnost (3,07), tretji po F in O. Ima značilne nekovinske (kisle) lastnosti, hkrati pa tvori različne kisline, ki vsebujejo kisik, soli in binarne spojine, pa tudi amonijev kation NH 4 in njegove soli.

V naravi - sedemnajsti po elementu kemijske številčnosti (deveti med nekovinami). Pomemben element za vse organizme.

N 2

Preprosta snov. Sestavljen je iz nepolarnih molekul z zelo stabilno ˚σππ-vezjo N≡N, kar pojasnjuje kemično inertnost elementa v normalnih pogojih.

Brezbarven plin, brez vonja in okusa, ki se kondenzira v brezbarvno tekočino (za razliko od O 2).

doma komponenta zrak 78,09 vol.%, 75,52 mas.%. Dušik vre iz tekočega zraka prej kot kisik. Je rahlo topen v vodi (15,4 ml / 1 L H 2 O pri 20 ˚C), topnost dušika je manjša od kisika.

Ob sobna temperatura N 2, reagira s fluorom in v zelo majhni meri s kisikom:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reverzibilna reakcija za proizvodnjo amoniaka poteka pri temperaturi 200 ° C, pod tlakom do 350 atm in vedno v prisotnosti katalizatorja (Fe, F 2 O 3, FeO, v laboratoriju pri Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

V skladu z načelom Le Chatelier se mora donos amoniaka povečevati s povečanjem tlaka in zniževanjem temperature. Hitrost reakcije pri nizkih temperaturah je zelo nizka, zato se postopek izvaja pri 450-500 ˚C in doseže 15% donos amoniaka. Nereagirana N 2 in H 2 se reciklirata v reaktor in s tem povečata hitrost reakcije.

Dušik je kemično pasiven do kislin in alkalij ter ne podpira gorenja.

Prejemanje v industriji- delna destilacija tekočega zraka ali odstranitev kisika iz zraka s kemičnimi sredstvi, na primer z reakcijo 2C (koks) + O 2 = 2CO pri segrevanju. V teh primerih dobimo dušik, ki vsebuje tudi primesi žlahtnih plinov (predvsem argon).

V laboratoriju lahko z reakcijo kontaminacije z zmernim segrevanjem pridobimo majhne količine kemično čistega dušika:

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)

Uporablja se za sintezo amoniaka. Dušikova kislina in drugi izdelki, ki vsebujejo dušik, kot inertni medij za kemične in metalurške procese ter shranjevanje vnetljivih snovi.

NH 3

Binarna spojina, oksidacijsko stanje dušika je - 3. Brezbarven plin z ostrim značilnim vonjem. Molekula ima strukturo nepopolnega tetraedra [: N (H) 3] (sp 3 -hibridizacija). Prisotnost donorskega para elektronov v molekuli NH 3 v dušiku v sp 3 -hibridni orbiti povzroči značilno reakcijo dodajanja vodikovega kationa s tvorbo kationa amonijak NH 4. Pri sobni temperaturi se pod prekomernim tlakom utekočini. V tekočem stanju je povezan zaradi vodikovih vezi. Toplotno nestabilna. Dobro se raztopimo v vodi (več kot 700 l / 1 l H 2 O pri 20 ° C); delež v nasičeni raztopini je 34 mas.% in 99 vol.%, pH = 11,8.

Zelo reaktiven, nagnjen k adicijskim reakcijam. Gori v kisiku, reagira s kislinami. Prikazuje redukcijske (zaradi N -3) in oksidacijske (zaradi H +1) lastnosti. Suši se samo s kalcijevim oksidom.

Kakovostne reakcije – nastanek belega "dima" ob stiku s plinasto HCl, počrnitev kosa papirja, navlaženega z raztopino Hg 2 (NO3) 2.

Vmesni produkt pri sintezi HNO 3 in amonijevih soli. Uporablja se pri proizvodnji sode, dušikovih gnojil, barvil, eksploziva; tekoči amoniak je hladilno sredstvo. Strupeno.
Enačbe najpomembnejših reakcij:

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) beli "dim"
4NH 3 + 3O 2 (zrak) = 2N 2 + 6 H 2 O (zgorevanje)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6 H 2 O (800˚C, kat.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 (sobna temperatura, tlak)
Prejemanje. V laboratorije- izpodrivanje amonijaka iz amonijevih soli pri segrevanju s sode bikarbone: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ali vrelišče vodne raztopine amoniaka, ki mu sledi sušenje plina.
V industriji amoniak dobimo iz dušika z vodikom. Proizvaja jih industrija v utekočinjeni obliki ali v obliki koncentrirane vodne raztopine pod tehničnim imenom amonijačna voda.



Amonijev hidratNH 3 * H 2 O. Medmolekularna spojina. Bela, notri kristalna rešetka- molekule NH 3 in H 2 O, vezane s šibko vodikovo vezjo. Prisotni v vodna raztopina amoniak, šibka baza (disociacijski produkti - kation NH 4 in anion OH). Amonijev kation ima pravilno tetraedrično strukturo (sp 3 hibridizacija). Toplotno nestabilen, popolnoma razpade, ko raztopino zavremo. Nevtralizirano močne kisline... Prikazuje redukcijske lastnosti (zaradi N -3) v koncentrirani raztopini. Vstopi v reakcijo ionske izmenjave in kompleksacije.

Kvalitativna reakcija- nastanek belega "dima" ob stiku s plinasto HCl. Uporablja se za ustvarjanje rahlo alkalnega medija v raztopini med usedanjem amfoternih hidroksidov.
1 M raztopina amoniaka vsebuje predvsem NH 3 * H 2 O hidrat in le 0,4% ionov NH 4 OH (zaradi disociacije hidrata); tako ionski "amonijev hidroksid NH 4 OH" v raztopini praktično ni in takšne spojine ni v trdnem hidratu.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (vre z NaOH)
NH3H2O ​​+ HCl (razredčeno) = NH4Cl + H20
3 (NH 3 H 2 O) (konc.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (konc.) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50 ° C)
2 (NH 3 H 2 O) (konc.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH3H20) (konc.) + Ag20 = 2OH + 3H20
4 (NH3H2O) (konc.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H2O
6 (NH3H20) (konc.) + NiCl2 = Cl2 + 6H20
Pogosto se imenuje razredčena raztopina amoniaka (3-10%) amonijak(ime so si izmislili alkimisti), koncentrirana raztopina (18,5 - 25%) pa je raztopina amoniaka (proizvaja jo industrija).

Dušikovi oksidi

Dušikov monoksidNE

Oksid, ki ne tvori soli. Brezbarven plin. Radikal, ki vsebuje kovalentno σπ-vez (N꞊O), v trdnem stanju dimer N 2 О 2 z komunikacija N-N... Izjemno termično stabilen. Občutljiv na kisik v zraku (postane rjav). Je rahlo topen v vodi in z njim ne reagira. Kemično pasivno proti kislinam in alkalijam. Pri segrevanju reagira s kovinami in nekovinami. zelo reaktivna mešanica NO in NO 2 ("dušikovi plini"). Vmesni produkt pri sintezi dušikove kisline.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
2NO + O 2 (g) = 2NO 2 (20 ° C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500 ° C)
10NO + 4P (rdeča) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200 ° C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500 - 600 ° C)
Reakcije na zmesi NO in NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (razredčeno) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Prejemanje v industriji: oksidacija amoniaka s kisikom na katalizatorju, v laboratorije- interakcija razredčene dušikove kisline z redukcijskimi sredstvi:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NE+ 4 H20
ali zmanjšanje nitratov:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NE + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4


Dušikov dioksidNE 2

Kislinski oksid običajno ustreza dvema kislinama - HNO 2 in HNO 3 (kislina za N 4 ne obstaja). Rjavi plin, monomer NO 2 pri sobni temperaturi, v hladnem tekočem brezbarvnem dimerju N 2 О 4 (dinitrogen tetroksid). Popolnoma reagira z vodo, alkalijami. Zelo močno oksidant, jedko za kovine. Uporablja se za sintezo dušikove kisline in brezvodnih nitratov, kot oksidant raketnega goriva, čistilec olja iz žvepla in oksidacijski katalizator organske spojine... Strupeno.
Enačba najpomembnejših reakcij:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sinhronizirano) (na mrazu)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (razredčeno) = 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 (kat.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)
Prejemanje: v industrija - oksidacija NO z atmosferskim kisikom, v laboratorije- medsebojno delovanje koncentrirane dušikove kisline z redukcijskimi sredstvi:
6HNO 3 (konc., Vodoravno) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konc., Vodoravno) + P (rdeče) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konc., Vroče) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Dinitrogen oksidN 2 O

Brezbarven plin s prijetnim vonjem ("smejalni plin"), N꞊N꞊O, formalno oksidacijsko stanje dušika je +1, slabo topen v vodi. Podpira zgorevanje grafita in magnezija:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450 ° C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500 ° C)
Prejeto s termično razgradnjo amonijevega nitrata:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245 ° C)
uporablja v medicini kot anestetik.

Dinitrogen trioksidN 2 O 3

Pri nizkih temperaturah modra tekočina, ON꞊NO 2, formalno oksidacijsko stanje dušika +3. Pri 20 ˚C se za 90% razgradi v mešanico brezbarvnega NO in rjavega NO 2 ("dušikovi plini", industrijski dim - "lisičji rep"). N 2 O 3 je kisli oksid, pri mrazu z vodo tvori HNO 2, pri segrevanju pa reagira drugače:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Z alkalijami daje soli HNO 2, na primer NaNO 2.
Pridobljeno z interakcijo NO z O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) ali z NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
z močnim hlajenjem. "Dušikovi plini" in okolju nevarni delujejo kot katalizatorji za uničenje ozonske plasti atmosfere.

Dinitrogen pentoksid N 2 O 5

Brezbarven, trden, O 2 N - O - NO 2, oksidacijsko stanje dušika je +5. Pri sobni temperaturi se v 10 urah razgradi v NO 2 in O 2. Reagira z vodo in alkalijami kot kisli oksid:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Prejeto z dehidracijo dimljene dušikove kisline:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
ali oksidacija NO 2 z ozonom pri -78 ° C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2


Nitriti in nitrati

Kalijev nitritKNO 2 ... Bela, higroskopska. Tali se brez razkroja. Odporen na suh zrak. Zelo dobro se raztopimo v vodi (tvori brezbarvno raztopino), hidrolizirano z anionom. Tipično oksidacijsko in redukcijsko sredstvo v kislem okolju zelo počasi reagira v alkalnem okolju. Vstopi v reakcije izmenjave ionov. Kakovostne reakcije na ion NO 2 - razbarvanje vijolične raztopine MnO 4 in pojav črne oborine pri dodajanju ionov I. Uporablja se pri proizvodnji barvil, kot analitski reagent za aminokisline in jodide, sestavni del fotografskih reagentov.
enačba najpomembnejših reakcij:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (konc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (red.) + O 2 (plin) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (fiol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (nasičeno) + NH4 + (nasičeno) = N 2 + 2H20
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (črno) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razširjeno) + Ag + = AgNO 2 (svetlo rumeno) ↓
Prejemanje vindustriji- predelava kalijevega nitrata v procesih:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (goba) + H 2 O = KNO 2+ Pb (OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat kalij KNO 3
Tehnično ime kalijev oksid, ali indijski sol , sol. Bela, se topi brez razpada pri nadaljnjem segrevanju razpade. Odporen na zrak. Z lahkoto se raztopimo v vodi (z visoko endo-efekt, = -36 kJ), brez hidrolize. Močno oksidacijsko sredstvo med fuzijo (zaradi sproščanja atomskega kisika). V raztopini se reducira le z atomskim vodikom (v kislem mediju na KNO 2, v alkalnem mediju na NH 3). Uporablja se v proizvodnji stekla kot konzervans za živila, sestavina pirotehničnih mešanic in mineralnih gnojil.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H0 (Zn, razredčeno HCl) = KNO 2 + H20

KNO 3 + 8H 0 (Al, konc. KOH) = NH 3 + 2H2O + KOH (80 ˚C)

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

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (zgorevanje)

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)

Prejemanje: v industriji
4KOH (vroče) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

in v laboratoriju:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓