Намиране в природата.

Азотът се среща в природата предимно в свободно състояние. Във въздуха обемната му част е 78,09%, а масовата му част е 75,6%. Азотните съединения се намират в малки количества в почвите. Азотът е съставна част на протеините и много естествени органични съединения. Общото съдържание на азот в земната кора е 0,01%.

Касова бележка.

В инженерството азотът се получава от течен въздух. Както знаете, въздухът е смес от газове, основно азот и кислород. Сухият въздух на земната повърхност съдържа (в обемни части): азот 78,09%, кислород 20,95%, благородни газове 0,93%, въглероден окис (IV) 0,03%, както и случайни примеси - прах, микроорганизми, сероводород, серен оксид ( IV) и т.н. За да се получи азот, въздухът се прехвърля в течно състояние и след това азотът се отделя чрез изпаряване от по-малко летлив кислород (т.к. азот -195,8 ° C, кислород -183 ° C). Полученият по този начин азот съдържа примеси от благородни газове (главно аргон). Чист азот може да се получи в лабораторията чрез разлагане на амониев нитрит при нагряване:

NH4NO2 \u003d N2 + 2H2O

физични свойства.Азотът е газ без цвят, мирис и вкус, по-лек от въздуха. Разтворимостта във вода е по-малка от тази на кислорода: при 20 0 C 15,4 ml азот (31 ml кислород) се разтварят в 1 литър вода. Следователно във въздуха, разтворен във вода, съдържанието на кислород по отношение на азота е по-голямо, отколкото в атмосферата. Ниската разтворимост на азота във вода, както и много ниската му точка на кипене, се обясняват с много слаби междумолекулни взаимодействия както между азотните и водните молекули, така и между азотните молекули.

Естественият азот се състои от два стабилни изотопа с масови числа 14 (99,64%) и 15 (0,36%).

Химични свойства.

При стайна температура азотът се свързва директно само с литий:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Реагира с други метали само при високи температури, образувайки нитриди. Например:

3Ca + N 2 \u003d Ca 3 N 2, 2Al + N 2 \u003d 2AlN

Азотът се свързва с водород в присъствието на катализатор при високо налягане и температура:

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

При температурата на електрическата дъга (3000-4000 градуса) азотът се свързва с кислород:

Приложение.Азотът се използва в големи количества за производството на амоняк. Той се използва широко за създаване на инертна среда - запълване на електрически лампи с нажежаема жичка и свободно пространство в живачни термометри, при изпомпване на запалими течности. Те нитридират повърхността на стоманени продукти, t. насищат повърхността им с азот при висока температура. В резултат на това в повърхностния слой се образуват железни нитриди, които придават по-голяма твърдост на стоманата. Такава стомана може да издържи нагряване до 500 °C, без да губи своята твърдост.

Азотът е важен за живота на растенията и животните, тъй като е част от протеиновите вещества. Азотните съединения се използват в производството на минерални торове, експлозиви и в много индустрии.

Въпрос номер 48.

Амоняк, неговите свойства, методи за получаване. Използването на амоняк в националната икономика. Амониев хидроксид. Амониеви соли, техните свойства и приложение. Азотни торове с амониева форма на азота. Качествена реакция към амониевия йон.

амоняк -безцветен газ с характерна миризма, почти два пъти по-лек от въздуха. Когато налягането се увеличи или охлади, той лесно се втечнява в безцветна течност. Амонякът е много разтворим във вода. Разтвор на амоняк във вода се нарича амонячна водаили амоняк.При кипене разтвореният амоняк се изпарява от разтвора.

Химични свойства.

Взаимодействие с киселини:

NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 \u003d NH 4 H 2 PO 4

Взаимодействие с кислород:

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

Възстановяване на мед:

3CuO + 2NH 3 \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Касова бележка.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

N 2 + 3H 2 \u003d 2NH 3

Приложение.

Течният амоняк и неговите водни разтвори се използват като течен тор.

Амониев хидроксид (амониев хидроксид) - NH 4 о

Амониеви соли и техните свойства.Амониевите соли са съставени от амониев катион и киселинен анион. Те са подобни по структура на съответните соли на еднозарядни метални йони. Амониеви соли се получават чрез взаимодействие на амоняк или неговите водни разтвори с киселини. Например:

NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3

Те проявяват общите свойства на солите, т.е. взаимодействат с разтвори на основи, киселини и други соли:

NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + H 2 O + NH 3

2NH 4 Cl + H 2 SO 4 \u003d (NH 4) 2 SO 4 + 2HCl

(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4 + 2NH 4 Cl

Приложение.Амониевият нитрат (амониев нитрат) NH4NO3 се използва като азотен тор и за производството на експлозиви - амонити;

Амониев сулфат (NH4)2SO4 - като евтин азотен тор;

Амониев бикарбонат NH4HCO3 и амониев карбонат (NH4)2CO3 - в хранително-вкусовата промишленост при производството на брашнени сладкарски изделия като химически бакпулвер, при боядисване на тъкани, в производството на витамини, в медицината;

Амониев хлорид (амоняк) NH4Cl - в галванични елементи (сухи батерии), при запояване и калайдисване, в текстилната промишленост, като тор, във ветеринарната медицина.

Амониеви (амонячни) торове съдържат азот под формата на амониев йон и имат подкиселяващ ефект върху почвата, което води до влошаване на нейните свойства и до по-ниска ефективност на торовете, особено при редовно приложение върху неваровисани, неплодородни почви. Но тези торове също имат своите предимства: амоният е много по-малко подложен на излужване, тъй като се фиксира от почвените частици и се абсорбира от микроорганизми, а освен това с него в почвата протича процесът на нитрификация, т.е. превръщане от микроорганизми в нитрати. От амониевите торове амониевият хлорид е най-малко подходящ за зеленчукови култури, тъй като съдържа доста голямо количество хлор.

Качествена реакция към амониевия йон.

Много важно свойство на амониеви соли е тяхното взаимодействие с алкални разтвори. Тази реакция се открива чрез амониеви соли (амониев йон) чрез миризмата на освободен амоняк или чрез появата на синьо оцветяване на мокра червена лакмусова хартия:

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Съединения с неметали

Известни са всички азотни халогениди NG 3. Трифлуорид NF 3 се получава чрез взаимодействие на флуор с амоняк:

3F 2 + 4NH 3 = 3 NH 4 F + NF 3

Азотният трифлуорид е безцветен токсичен газ, чиито молекули имат пирамидална структура. Флуорните атоми са разположени в основата на пирамидата, а върхът е зает от азотен атом с неподелена електронна двойка. NF 3 е много стабилен към различни химически реагенти и към нагряване.

Останалите азотни трихалогениди са ендотермични и следователно нестабилни и реактивни. NCl 3 се образува чрез преминаване на газообразен хлор в силен разтвор на амониев хлорид:

3Cl 2 + NH 4 Cl \u003d 4HCl + NCl 3

Азотният трихлорид е силно летлива (t bp = 71 градуса C) течност с остра миризма. Лекото нагряване или удар е придружено от експлозия с отделяне на голямо количество топлина. В този случай NCl 3 се разлага на елементи. Трихалогенидите NBr 3 и NI 3 са още по-малко стабилни.

Азотните производни с халкогени са много нестабилни поради тяхната силна ендотермичност. Всички те са слабо проучени, експлодират при нагряване и удар.

Връзки с метали

Солеподобните нитриди се получават чрез директен синтез от метали и азот. Солеподобните нитриди се разлагат с вода и разредени киселини:

Mg 3 N 2 + 6N 2 \u003d 3Mg (OH) 2 + 2NH 3

Ca 3 N 2 + 8HCl = 3CaCl 2 + 2NH 4 Cl

И двете реакции доказват основната природа на активните метални нитриди.

Металоподобните нитриди се получават чрез нагряване на метали в атмосфера на азот или амоняк. Като изходни материали могат да се използват оксиди, халогениди и хидриди на преходни метали:

2Ta + N 2 \u003d 2TaN; Mn 2 O 3 + 2NH 3 \u003d 2MnN + 3H 2 O

CrCl3 + NH3 = CrN + 3HCl; 2TiH 2 + 2NH 3 \u003d 2TiN + 5H 2

Използването на азот и азотсъдържащи съединения

Обхватът на азота е много голям - производството на торове, експлозиви, амоняк, който се използва в медицината. Най-ценни са азотсъдържащите торове. Такива торове включват амониев нитрат, урея, амоняк, натриев нитрат. Азотът е неразделна част от протеиновите молекули, поради което растенията се нуждаят от него за нормален растеж и развитие. Такова важно съединение на азот и водород като амоняка се използва в хладилни инсталации, амонякът, циркулиращ през затворена система от тръби, отнема голямо количество топлина по време на изпарението си. Калиевият нитрат се използва при производството на черен барут, а барутът се използва в ловни пушки за изследване на рудни минерали, намиращи се под земята. Бездимният барут се получава от пироксилин, естер на целулоза и азотна киселина. Органични експлозиви на основата на азот се използват за тунелиране в планините (тротил, нитроглицерин).

Химичният елемент азот образува само едно просто вещество. Това вещество е газообразно и се образува от двуатомни молекули, т.е. има формула N 2 . Въпреки факта, че химичният елемент азот има висока електроотрицателност, молекулярният азот N 2 е изключително инертно вещество. Този факт се дължи на факта, че в молекулата на азота се осъществява изключително силна тройна връзка (N≡N). Поради тази причина почти всички реакции с азот протичат само при повишени температури.

Взаимодействие на азот с метали

Единственото вещество, което реагира с азот при нормални условия, е литий:

Интересен е фактът, че с други активни метали, т.е. алкални и алкалоземни, азотът реагира само при нагряване:

Взаимодействието на азот с метали със средна и ниска активност (с изключение на Pt и Au) също е възможно, но изисква несравнимо по-високи температури.

Активните метални нитриди лесно се хидролизират от вода:

Както и киселинни разтвори, например:

Взаимодействие на азот с неметали

Азотът реагира с водорода при нагряване в присъствието на катализатори. Реакцията е обратима, следователно, за да се увеличи добивът на амоняк в промишлеността, процесът се извършва при високо налягане:

Като редуциращ агент, азотът реагира с флуор и кислород. При флуор реакцията протича под действието на електрически разряд:

С кислорода реакцията протича под въздействието на електрически разряд или при температура над 2000 ° C и е обратима:

От неметалите азотът не реагира с халогени и сяра.

Взаимодействието на азота със сложни вещества

Химични свойства на фосфора

Има няколко алотропни модификации на фосфора, по-специално бял фосфор, червен фосфор и черен фосфор.

Белият фосфор се образува от четириатомни P4 молекули и не е стабилна модификация на фосфора. Отровни. При стайна температура той е мек и като восъка лесно се реже с нож. Във въздуха той бавно се окислява и поради особеностите на механизма на такова окисление свети на тъмно (феноменът хемилуминесценция). Дори при слабо нагряване е възможно спонтанно запалване на бял фосфор.

От всички алотропни модификации белият фосфор е най-активен.

Червеният фосфор се състои от дълги молекули с променлив състав P n . Някои източници сочат, че той има атомна структура, но все пак е по-правилно да се разглежда структурата му като молекулна. Поради структурните характеристики той е по-малко активно вещество в сравнение с белия фосфор, по-специално, за разлика от белия фосфор, той се окислява много по-бавно във въздуха и изисква запалване, за да го възпламени.

Черният фосфор се състои от непрекъснати P n вериги и има слоеста структура, подобна на тази на графита, поради което изглежда така. Тази алотропна модификация има атомна структура. Най-стабилната от всички алотропни модификации на фосфора, най-химически пасивната. Поради тази причина химичните свойства на фосфора, обсъдени по-долу, трябва да се припишат предимно на белия и червения фосфор.

Взаимодействие на фосфор с неметали

Реактивността на фосфора е по-висока от тази на азота. И така, фосфорът може да изгори след запалване при нормални условия, образувайки киселинен оксид P 2 O 5:

и при липса на кислород, фосфорен (III) оксид:

Реакцията с халогени също протича интензивно. И така, по време на хлориране и бромиране на фосфор, в зависимост от пропорциите на реагентите, се образуват фосфорни трихалогениди или пентахалогениди:

Поради значително по-слабите окислителни свойства на йода в сравнение с други халогени, е възможно да се окисли фосфор с йод само до степен на окисление +3:

За разлика от азота фосфорът не реагира с водород.

Взаимодействие на фосфор с метали

Фосфорът реагира при нагряване с активни метали и метали със средна активност, за да образува фосфиди:

Фосфидите на активните метали, подобно на нитридите, се хидролизират от вода:

Както и водни разтвори на неокисляващи киселини:

Взаимодействието на фосфора със сложни вещества

Фосфорът се окислява чрез окислителни киселини, по-специално концентрирана азотна и сярна киселина:

Трябва да знаете, че белият фосфор реагира с водни разтвори на основи. Въпреки това, поради спецификата, все още не е необходима възможност за записване на уравненията на такива взаимодействия за Единния държавен изпит по химия.

Въпреки това, за тези, които претендират за 100 точки, за собственото си спокойствие можете да си спомните следните характеристики на взаимодействието на фосфора с алкални разтвори на студено и при нагряване.

В студа взаимодействието на белия фосфор с алкални разтвори протича бавно. Реакцията е придружена от образуването на газ с мирис на гнила риба - фосфин и съединение с рядка степен на окисление на фосфор +1:

Когато белият фосфор взаимодейства с концентриран алкален разтвор, по време на кипене се отделя водород и се образува фосфит:

Азот- елемент от 2-ри период на V A-група на периодичната система, пореден номер 7. Електронната формула на атома е [ 2 He] 2s 2 2p 3, характерни степени на окисление 0, -3, +3 и + 5, по-рядко +2 и +4, а другото състояние N v се счита за относително стабилно.

Скала на степента на окисление на азота:
+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 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

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 неговия соли.

В природата - седемнадесетипо химическо изобилие елемент (девети сред неметалите). Жизнен елемент за всички организми.

н 2

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

Безцветен газ без вкус и мирис, който кондензира до безцветна течност (за разлика от O2).

Основният компонент на въздуха е 78,09% по обем, 75,52 по маса. Азотът извира от течния въздух преди кислорода. 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 \u003d 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 на Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

В съответствие с принципа на Льо Шателие, увеличаването на добива на амоняк трябва да настъпи с повишаване на налягането и понижаване на температурата. Скоростта на реакцията при ниски температури обаче е много ниска, така че процесът се провежда при 450-500 ˚C, като се достига 15% добив на амоняк. Нереагиралите N2 и H2 се връщат в реактора и по този начин увеличават степента на реакцията.

Азотът е химически пасивен по отношение на киселини и основи, не поддържа горене.

Касова бележкав индустрия- фракционна дестилация на течен въздух или химическо отстраняване на кислород от въздуха, например чрез реакция 2C (кокс) + O 2 \u003d 2CO при нагряване. В тези случаи се получава азот, който също съдържа примеси от благородни газове (главно аргон).

В лабораторията могат да се получат малки количества химически чист азот чрез реакция на превключване с умерено нагряване:

N -3 H 4 N 3 O 2 (T) \u003d 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

Бинарно съединение, степента на окисление на азота е - 3. Безцветен газ с остър характерен мирис. Молекулата има структура на непълен тетраедър [: N(H) 3 ] (sp 3 хибридизация). Наличието на азот в молекулата NH 3 на донорна двойка електрони в sp 3 хибридната орбитала предизвиква характерна реакция на присъединяване на водороден катион с образуването на катион амоний NH4. Втечнява се при положително налягане при стайна температура. В течно състояние той е свързан с водородни връзки. Термично нестабилен. Да се ​​разтвори добре във вода (повече от 700 l/1 l H 2 O при 20˚C); съотношението в наситения разтвор е 34% тегловни и 99% обемни, рН= 11,8.

Много реактивен, склонен към присъединителни реакции. Гори в кислород, реагира с киселини. Показва редуциращи (поради N -3) и окислителни (поради Н +1) свойства. Изсушава се само с калциев оксид.

Качествени реакции -образуването на бял "дим" при контакт с газообразен HCl, почерняване на лист хартия, навлажнен с разтвор на Hg 2 (NO3) 2.

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

2NH3 (g) ↔ N2 + 3H2
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 (изгаряне)
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 \u003d Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (стайна температура, налягане)
Касова бележка. AT лаборатории- изместване на амоняка от амониеви соли при нагряване с натриева вар: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d 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 индустрията във втечнена форма или под формата на концентриран воден разтвор под техническото наименование амонячна вода.

Амонячен хидратNH 3 * з 2 О. Междумолекулна връзка. Бяло, в кристалната решетка - молекули NH3 и H2O, свързани със слаба водородна връзка. Той присъства във воден разтвор на амоняк, слаба основа (продуктите на дисоциация са катионът NH4 и анионът ОН). Амониевият катион има правилна тетраедрична структура (sp 3 хибридизация). Термично нестабилен, напълно се разлага при кипене на разтвора. Неутрализиран от силни киселини. Проявява 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 газообразен HCl. Използва се за създаване на леко алкална среда в разтвора 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 хидратна дисоциация); по този начин йонният "амониев хидроксид NH 4 OH" практически не се съдържа в разтвора, няма такова съединение и в твърдия хидрат.
Уравнения на най-важните реакции:
NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (кипене с NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (разл.) = NH 4 Cl + H 2 O
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(NH 3 H 2 O) (конц.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH3H2O) (конц.) + Ag2O = 2OH + 3H2O
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH3H2O) (конц.) + NiCl2 = Cl2 + 6H2O
Често се нарича разреден разтвор на амоняк (3-10%) амоняк(името е измислено от алхимици), а концентриран разтвор (18,5 - 25%) е разтвор на амоняк (произведен от индустрията).

азотни оксиди

азотен оксидНЕ

Оксид, който не образува соли. безцветен газ. Радикалът съдържа ковалентна σπ-връзка (N꞊O), в твърдо състояние N 2 O 2 димер с N-N връзка. Изключително термично стабилен. Чувствителен към атмосферния кислород (става кафяв). Слабо разтворим във вода и не реагира с нея. Химически пасивен по отношение на киселини и основи. При нагряване реагира с метали и неметали. силно реактивна смес от NO и NO 2 ("азотни газове"). Междинен продукт при синтеза на азотна киселина.
Уравнения на най-важните реакции:
2NO + O 2 (пр.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (графит) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(червено) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Реакции на смеси от NO и NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (разб.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Касова бележкав индустрия: окисление на амоняк с кислород върху катализатор, в лаборатории- взаимодействие на разредена азотна киселина с редуциращи агенти:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 НЕ+ 4 H2O
или намаляване на нитратите:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 НЕ + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

азотен диоксидНЕ 2

Киселинният оксид условно съответства на две киселини - HNO 2 и HNO 3 (киселина за N 4 не съществува). Кафяв газ, мономер NO 2 при стайна температура, течен безцветен димер N 2 O 4 (диазотен тетроксид) на студено. Напълно реагира с вода, основи. Много силен окислител, разяждащ металите. Използва се за синтез на азотна киселина и безводни нитрати, като окислител за ракетно гориво, почистващ масло от сяра и катализатор за окисляване на органични съединения. Отровни.
Уравнението на най-важните реакции:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (син.) (на студено)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (разл.) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH \u003d 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)
Касова бележка:в индустрия -окисление на NO с атмосферен кислород, в лаборатории– взаимодействие на концентрирана азотна киселина с редуциращи агенти:
6HNO 3 (конц., планини) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (конц., хорт.) + P (червен) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конц., планини) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2

азотен оксидн 2 О

Безцветен газ с приятна миризма ("весещ газ"), N꞊N꞊О, формална степен на окисление на азота +1, слабо разтворим във вода. Подпомага изгарянето на графит и магнезий:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Получава се чрез термично разлагане на амониев нитрат:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
използван в медицината като анестетик.

двуазотен триоксидн 2 О 3

При ниски температури това е синя течност, ON꞊NO 2, формалното състояние на окисление на азота е +3. При 20 ˚C се разлага с 90% на смес от безцветен NO и кафяв NO 2 („нитрови газове“, промишлен дим - „лисича опашка“). N 2 O 3 - киселинен оксид, образува HNO 2 с вода на студено, реагира различно при нагряване:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
С алкали дава HNO 2 соли, например NaNO 2 .
Получава се чрез взаимодействие на NO с O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) или с NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3)
със силно охлаждане. "Азотни газове" и опасни за околната среда, действат като катализатори за разрушаването на озоновия слой на атмосферата.

азотен пентаоксид н 2 О 5

Безцветно, твърдо вещество, O 2 N - O - NO 2, степента на окисление 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 \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
Получава се чрез дехидратиране на димяща азотна киселина:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
или окисление на NO 2 с озон при -78˚C:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2

Нитрити и нитрати

калиев нитритKNO 2 . Бяло, хигроскопично. Топи се без разлагане. Устойчив на сух въздух. Нека се разтвори много добре във вода (образувайки безцветен разтвор), хидролизира се на анион. Типичен окислител и редуциращ агент в кисела среда, реагира много бавно в алкална среда. Влиза в йонообменни реакции. Качествени реакциивърху йона NO 2 - обезцветяване на виолетовия разтвор на MnO 4 и появата на черна утайка при добавяне на йони I. Използва се в производството на багрила, като аналитичен реагент за аминокиселини и йодиди, компонент на фотографските реактиви.
уравнение на най-важните реакции:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (конц.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (разр.) + O 2 (пр.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (виолетово) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (наситен) + NH 4 + (наситен) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (черно) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (разб.) + Ag + \u003d AgNO 2 (светложълт) ↓
Касова бележка виндустрия– 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 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

з итрат калий KNO 3
техническо име калий,или индийскисол , селитра.Бяло, топи се без разлагане, разлага се при допълнително нагряване. Устойчив на въздух. Силно разтворим във вода (високо ендо-ефект, = -36 kJ), няма хидролиза. Силен окислител при сливане (поради отделянето на атомарен кислород). В разтвор се редуцира само от атомен водород (в кисела среда до KNO 2, в алкална среда до NH 3). Използва се в производството на стъкло като хранителен консервант, компонент на пиротехнически смеси и минерални торове.

2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

KNO 3 + 2H 0 (Zn, разреден 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 \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)

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

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)

Касова бележка: в индустрията
4KOH (хоризонтално) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

и в лабораторията:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓