Vegyületek nem fémekkel

Az összes NГ 3 nitrogén-halogenid ismert. Az NF 3 trifluoridot a fluor és ammónia kölcsönhatásával nyerik:

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

A nitrogén-trifluorid színtelen mérgező gáz, amelynek molekulái piramis alakúak. A piramis alján elhelyezkedő fluoratomok vannak, a tetejét pedig egy nitrogénatom foglalja el magányos elektronpárral. Az NF 3 nagyon ellenáll a különféle vegyszereknek és a melegítésnek.

A többi nitrogén-trihalogenid endoterm, ezért instabil és reakcióképes. Az NCl 3 úgy keletkezik, hogy gáznemű klórt vezetnek át erős ammónium-klorid oldatba:

3Cl 2 + NH 4 Cl = 4HCl + NCl 3

A nitrogén-triklorid erősen illékony (t bála = 71 °C) szúrós szagú folyadék. Az enyhe felmelegedést vagy sokkot robbanás kíséri nagy mennyiségű hő felszabadulásával. Ebben az esetben az NCl 3 elemekre bomlik. Az NBr 3 és NI 3 trihalogenidek még kevésbé stabilak.

A kalkogéneket tartalmazó nitrogénszármazékok erős endotermitásuk miatt nagyon instabilak. Mindegyiket rosszul tanulmányozták, hevítésre és ütésre felrobbannak.

Fémekkel alkotott vegyületek

A só-nitrideket fémekből és nitrogénből történő közvetlen szintézissel nyerik. A sószerű nitridek vízzel és híg savakkal bomlanak:

Mg 3 N 2 + 6N 2 = 3 Mg (OH) 2 + 2NH 3

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

Mindkét reakció bizonyítja az aktív fém-nitridek alapvető természetét.

A fémszerű nitrideket fémek nitrogén- vagy ammónia-atmoszférában történő hevítésével állítják elő. Kiindulási anyagként átmeneti fémek oxidjai, halogenidjei és hidridjei használhatók:

2Ta + N2=2TaN; Мn 2 О 3 + 2NH 3 = 2МnN + 3Н 2 О

CrCl 3 + NH 3 = CrN + 3HCl; 2TiH2 + 2NH3 = 2TiN + 5H2

Nitrogén és nitrogéntartalmú vegyületek alkalmazása

A nitrogén alkalmazási területe nagyon nagy - műtrágyák, robbanóanyagok, ammónia gyártása, amelyet az orvostudományban használnak. A nitrogéntartalmú műtrágyák a legértékesebbek. Ilyen műtrágyák közé tartozik az ammónium-nitrát, karbamid, ammónia, nátrium-nitrát. A nitrogén a fehérjemolekulák szerves része, ezért a növényeknek szükségük van rá a normál növekedéshez és fejlődéshez. A nitrogén és a hidrogén olyan fontos vegyületét, mint az ammónia, a hűtőberendezésekben használják, az ammónia zárt csőrendszeren keresztül kering, párolgása során elvonja. nagyszámú melegség. A kálium-nitrátot feketepor előállítására, a puskaport pedig a vadászpuskákban, a föld alatti ércásványok felkutatására használják. A fekete port piroxilinből nyerik - észter cellulóz és salétromsav... A hegyekben alagútépítéshez nitrogén alapú szerves robbanóanyagokat használnak (TNT, nitroglicerin).

A természetben lenni.

A nitrogén a természetben főleg szabad állapotban található. Levegőben térfogathányada 78,09%, ill tömeghányad- 75,6%. A nitrogénvegyületek kis mennyiségben megtalálhatók a talajban. A nitrogén a fehérjeanyagok és számos természetes szerves vegyület összetevője. A földkéreg összes nitrogéntartalma 0,01%.

Fogadás.

A technikában a nitrogént folyékony levegőből nyerik. Mint ismeretes, a levegő gázok, főként nitrogén és oxigén keveréke. A Föld felszínéhez közeli száraz levegő (térfogatrészekben): nitrogén 78,09%, oxigén 20,95%, nemesgázok 0,93%, szén-monoxid (IV) 0,03%, valamint véletlenszerű szennyeződések -, por, mikroorganizmusok, hidrogén-szulfid, ként ( IV) oxid stb. Nitrogén előállításához a levegőt folyékony halmazállapotúvá alakítják, majd a nitrogént elpárologtatják el a kevésbé illékony oxigéntől (forráspont nitrogén -195,8 °C, oxigén -183 °C). Az így nyert nitrogén nemesgázok (főleg argon) keverékeit tartalmazza. Laboratóriumi körülmények között tiszta nitrogén nyerhető az ammónium-nitrit hevítés közbeni lebontásával:

NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O

Fizikai tulajdonságok. A nitrogén színtelen, szagtalan és íztelen gáz, könnyebb a levegőnél. Vízben való oldhatósága kisebb, mint az oxigéné: 20 °C-on 15,4 ml nitrogén (31 ml oxigén) oldódik 1 liter vízben. Ezért a vízben oldott levegőben a nitrogénhez viszonyított oxigéntartalom nagyobb, mint a légkörben. A nitrogén vízben való csekély oldhatósága, valamint nagyon alacsony forráspontja a nitrogén- és vízmolekulák, valamint a nitrogénmolekulák közötti nagyon gyenge intermolekuláris kölcsönhatásokkal magyarázható.

A természetes nitrogén két stabil izotópból áll, amelyek tömegszáma 14 (99,64%) és 15 (0,36%).

Kémiai tulajdonságok.

Szobahőmérsékleten a nitrogén csak közvetlenül kötődik a lítiumhoz:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Más fémekkel csak magas hőmérsékleten lép reakcióba, nitrideket képezve. Például:

3Ca + N 2 = Ca 3 N 2, 2Al + N 2 = 2AlN

A nitrogén hidrogénnel egyesül katalizátor jelenlétében, magas nyomáson és hőmérsékleten:

N2+3H2=2NH3

Az elektromos ív hőmérsékletén (3000-4000 fok) a nitrogén oxigénnel egyesül:

Alkalmazás. A nitrogént nagy mennyiségben használják fel ammónia előállítására. Széles körben használják inert környezet létrehozására - elektromos izzólámpák feltöltésére és a higanyhőmérők szabad helyére gyúlékony folyadékok szivattyúzásakor. Az acéltermékek felületét nitridáljuk vele, azaz. felületüket magas hőmérsékleten nitrogénnel telítik. Ennek eredményeként a felületi rétegben vas-nitridek képződnek, amelyek nagyobb keménységet adnak az acélnak. Az ilyen acél akár 500 ° C-ig is ellenáll a melegítésnek anélkül, hogy elveszítené keménységét.

A nitrogén fontos a növények és állatok életében, mivel a fehérjeanyagok része. A nitrogénvegyületeket ásványi műtrágyák, robbanóanyagok gyártásában és számos iparágban használják.

48-as számú kérdés.

Az ammónia, tulajdonságai, előállítási módjai. Az ammónia felhasználása a nemzetgazdaság... Ammónium-hidroxid. Ammóniumsók, tulajdonságaik és felhasználási területeik. Nitrogén műtrágyák ammónium nitrogénnel. Kvalitatív reakció ammóniumionra.

Ammónia - színtelen, jellegzetes szagú, a levegőnél majdnem kétszer könnyebb gáz. Növekvő nyomás vagy hűtés hatására könnyen színtelen folyadékká cseppfolyósodik. Az ammónia vízben nagyon jól oldódik. Az ammónia vizes oldatát ún ammóniás víz vagy ammónia. Forráskor az oldott ammónia elpárolog az oldatból.

Kémiai tulajdonságok.

Kölcsönhatás savakkal:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl, NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4

Kölcsönhatás oxigénnel:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

Réz visszanyerése:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

Fogadás.

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

N2+3H2=2NH3

Alkalmazás.

A folyékony ammóniát és vizes oldatait folyékony műtrágyaként használják.

Ammónium-hidroxid (ammónium-hidroxid) - NH 4 Ó

Az ammóniumsók és tulajdonságaik. Az ammóniumsók egy ammóniumkationból és egy savas anionból állnak. Szerkezetükben hasonlóak az egyszeres töltésű fémionok megfelelő sóihoz. Az ammóniumsókat ammónia vagy vizes oldata savakkal való kölcsönhatása útján állítják elő. Például:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

A sók általános tulajdonságait mutatják, pl. kölcsönhatásba lép lúgok, savak és más sók oldataival:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + H 2 O + NH 3

2NH 4 Cl + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 + 2HCl

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

Alkalmazás. Az ammónium-nitrát (ammónium-nitrát) NH4NO3 nitrogénműtrágyaként és robbanóanyagok - ammonitok - gyártására használatos;

Ammónium-szulfát (NH4) 2SO4 - olcsó nitrogénműtrágyaként;

Ammónium-hidrogén-karbonát NH4HCO3 és ammónium-karbonát (NH4) 2CO3 - élelmiszeriparban lisztes édességek gyártásában vegyi sütőporként, textilfestésben, vitaminok előállításában, gyógyászatban;

Ammónium-klorid (ammónia) NH4Cl - in galvanikus cellák(száraz elemek), forrasztásban és ónozásban, textiliparban, műtrágyaként, állatgyógyászatban.

Ammónium (ammónia) műtrágyák ammóniumion formájában nitrogént tartalmaznak, és savanyító hatást fejtenek ki a talajra, ami tulajdonságainak romlásához és a műtrágyák hatékonyságának csökkenéséhez vezet, különösen a nem fagyott, alacsony termőképességű talajokon történő rendszeres kijuttatás esetén. De ezeknek a műtrágyáknak is megvannak a maguk előnyei: az ammónium sokkal kevésbé érzékeny a kimosódásra, mivel a talajrészecskék megkötik, és a mikroorganizmusok felszívják, ráadásul a talajban nitrofizációs folyamat megy végbe vele, pl. mikroorganizmusok által nitrátokká történő átalakulás. Az ammónium-műtrágyák közül az ammónium-klorid a legkevésbé alkalmas zöldségnövényekre, mivel meglehetősen sok klórt tartalmaz.

Kvalitatív reakció ammóniumionra.

Az ammóniumsók nagyon fontos tulajdonsága a lúgos oldatokkal való kölcsönhatásuk. Ezt a reakciót ammóniumsók (ammóniumion) észlelik a felszabaduló ammónia szaga vagy a nedves vörös lakmuszpapír kék elszíneződése alapján:

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

"

Nitrogén- a V A-csoport 2. periódusának eleme Periódusos táblázat, atomszám 7. Az atom elektronképlete [2 He] 2s 2 2p 3, a jellemző oxidációs állapotok 0, -3, +3 és +5, ritkábban +2 és +4 stb. az N v állapot viszonylag stabilnak tekinthető.

Nitrogén oxidációs skála:
+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.

A nitrogén nagy elektronegativitású (3,07), az F és O után a harmadik. Jellegzetes nemfémes (savas) tulajdonságokat mutat, miközben különféle oxigéntartalmú savakat, sókat és bináris vegyületeket, valamint ammónium-kationt, NH 4-et és sóit képez .

A természetben - tizenhetedik kémiai abundancia elem szerint (kilencedik a nemfémek között). Minden szervezet számára létfontosságú elem.

N 2

Egyszerű anyag. Nem poláris molekulákból áll, nagyon stabil ˚σππ-kötéssel N≡N, ami megmagyarázza az elem kémiai tehetetlenségét normál körülmények között.

Színtelen gázíztelen és szagtalan, színtelen folyadékká kondenzálódik (ellentétben az O 2 -vel).

itthon összetevő levegő 78,09 térfogat%, 75,52 tömeg%. A nitrogén korábban válik ki a folyékony levegőből, mint az oxigén. Vízben gyengén oldódik (15,4 ml / 1 L H 2 O 20 ˚C-on), a nitrogén oldhatósága kisebb, mint az oxigéné.

Szobahőmérsékleten az N 2 reakcióba lép fluorral és nagyon kis mértékben oxigénnel:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Az ammónia előállítására szolgáló reverzibilis reakció 200 ˚C hőmérsékleten, legfeljebb 350 atm nyomáson és mindig katalizátor (Fe, F 2 O 3, FeO, a Pt laboratóriumában) jelenlétében megy végbe.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

A Le Chatelier-elvnek megfelelően az ammóniahozam növekedésének a nyomás és a hőmérséklet csökkenésével kell bekövetkeznie. Azonban a reakciósebesség at alacsony hőmérsékletek nagyon kicsi, ezért az eljárást 450-500 ˚C-on végezzük, 15%-os ammónia kitermeléssel. Az el nem reagált N 2 és H 2 visszakerül a reaktorba, és ezáltal növeli a reakció sebességét.

A nitrogén kémiailag passzív savakkal és lúgokkal szemben, és nem támogatja az égést.

Fogadás v ipar- folyékony levegő frakcionált desztillációja vagy oxigén eltávolítása a levegőből vegyileg például a 2C (koksz) + O 2 = 2CO reakcióval melegítéskor. Ezekben az esetekben nitrogént nyernek, amely nemesgázok (főleg argon) keverékét is tartalmazza.

A laboratóriumban kis mennyiségű vegytiszta nitrogén nyerhető mérsékelt hevítéssel végzett szennyezési reakcióval:

N-3H4N3O2 (T) = N20 + 2H2O (60-70)

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

Ammónia szintézisére használják. Salétromsav és egyéb nitrogéntartalmú termékek inert közegként vegyi és kohászati ​​folyamatokhoz, valamint gyúlékony anyagok tárolásához.

NH 3

Kettős vegyület, a nitrogén oxidációs állapota - 3. Színtelen gáz, szúrós jellegzetes szaggal. A molekula szerkezete egy nem teljes tetraéder [:N (H) 3] (sp 3 -hibridizáció). Egy donor elektronpár jelenléte az NH 3 molekulában az sp 3 -hibrid pályán lévő nitrogénben meghatározza a hidrogénkation hozzáadásának jellegzetes reakcióját egy kation képződésével. ammónium NH 4. Túlnyomás alatt szobahőmérsékleten cseppfolyósodik. V folyékony halmazállapot hidrogénkötésekhez kapcsolódnak. Termikusan instabil. Oldjuk fel jól vízben (több mint 700 l / 1 l H 2 O 20˚C-on); telített oldatban az arány 34 tömeg% és 99 térfogat%, pH = 11,8.

Erősen reaktív, addíciós reakciókra hajlamos. Oxigénben ég, savakkal reagál. Redukáló (N -3 miatt) és oxidáló (H +1 miatt) tulajdonságokat mutat. Csak kalcium-oxiddal szárítva.

Kvalitatív reakciók – fehér "füst" képződése gáznemű sósavval érintkezve, Hg 2 (NO3) 2 oldattal megnedvesített papírdarab megfeketedése.

Köztes termék HNO 3 és ammóniumsók szintézisében. Szóda, nitrogénműtrágyák, színezékek, robbanóanyagok előállításához használják; folyékony ammónia hűtőközeg. Mérgező.
A legfontosabb reakciók egyenletei:

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) fehér "füst"
4NH 3 + 3O 2 (levegő) = 2N 2 + 6 H 2 O (égetés)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6 H 2 O (800˚C, kat.Pt / Rh)
2 NH 3 + 3 CuO = 3 Cu + 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 (szobahőmérséklet, nyomás)
Fogadás. V laboratóriumok- az ammónia kiszorítása az ammóniumsókból nátronmésszel hevítve: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Vagy vizes ammóniaoldat forralása, majd a gáz szárítása.
Az iparban az ammóniát nitrogénből hidrogénnel nyerik. Az ipar által előállított cseppfolyósított formában vagy tömény vizes oldat formájában műszaki néven ammóniás víz.

Ammónia-hidrátNH 3 * H 2 O. Intermolekuláris vegyület. Fehér, a kristályrácsban - NH 3 és H 2 O molekulák, gyenge kötéssel hidrogénkötés... Bemutatás vizesoldat ammónia, gyenge bázis (disszociációs termékek - NH 4 kation és OH anion). Az ammóniumkation szabályos tetraéderes szerkezetű (sp 3 -hibridizáció). Termikusan instabil, az oldat forralásakor teljesen lebomlik. Semlegesített erős savak... Kiállítások helyreállító tulajdonságok(N -3 miatt) tömény oldatban. Belép az ioncsere és a komplexképződés reakciójába.

Minőségi reakció- fehér "füst" képződése gázhalmazállapotú sósavval érintkezve. Enyhén lúgos közeg létrehozására szolgál oldatban, amfoter hidroxidok kicsapása során.
Egy 1 M ammóniaoldat főleg NH 3 * H 2 O hidrátot és csak 0,4% NH 4 OH iont tartalmaz (a hidrát disszociációja miatt); így az ionos "ammónium-hidroxid NH 4 OH" gyakorlatilag nem található az oldatban, és a szilárd hidrátban nincs ilyen vegyület.
A legfontosabb reakciók egyenletei:
NH 3 H 2 O (tömény) = NH 3 + H 2 O (forrás NaOH-val)
NH 3 H 2 O + HCl (híg.) = NH 4 Cl + H 2 O
3 (NH 3 H 2 O) (tömény) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (tömény) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (tömény) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH 3 H 2 O) (tömény) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4 (NH 3 H 2 O) (tömény) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (tömény) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Hígított ammóniaoldatot (3-10%) gyakran ún ammónia(a nevet alkimisták találták ki), és koncentrált oldat(18,5-25%) - ammónia oldat(ipar által gyártott).

Nitrogén-oxidok

Nitrogén-monoxidNEM

Nem sóképző oxid. Színtelen gáz. Egy gyök kovalens σπ-kötést (N꞊O) tartalmaz, szilárd állapotban az N 2 О 2 dimert kommunikáció N-N... Rendkívül termikusan stabil. Érzékeny a levegő oxigénjére (barna színűvé válik). Vízben gyengén oldódik és nem lép reakcióba vele. Kémiailag passzív savakkal és lúgokkal szemben. Fémekkel és nem fémekkel reagál hevítésre. NO és NO 2 erősen reakcióképes keveréke ("nitrózus gázok"). A salétromsav szintézisének köztiterméke.
A legfontosabb reakciók egyenletei:
2NO + O 2 (gáz) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (piros) = 5N2 + 2P 2O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2O (500-600˚C)
Reakciók NO és NO 2 keverékére:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (híg.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
Fogadás v ipar: ammónia oxidációja oxigénnel katalizátoron, in laboratóriumok- híg salétromsav kölcsönhatása redukálószerekkel:
8HNO 3 + 6 Hg = 3 Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NEM+ 4 H 2 O
vagy a nitrátok csökkentése:
2NaNO 2 + 2H 2SO 4 + 2NaI = 2 NEM + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Nitrogén-dioxidNEM 2

A savas oxid hagyományosan két savnak felel meg - HNO 2 és HNO 3 (az N 4 sav nem létezik). Barna gáz, NO 2 monomer szobahőmérsékleten, hidegen, folyékony színtelen N 2 O 4 dimer (dinitrogén-tetroxid). Teljesen reagál vízzel, lúgokkal. Nagyon erős oxidálószer, korrozív fémekre. Salétromsav és vízmentes nitrátok szintézisére, rakétaüzemanyag oxidálószereként, kénből olajtisztítóként és oxidációs katalizátorként használják. szerves vegyületek... Mérgező.
A legfontosabb reakciók egyenlete:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (szin.) (Hidegben)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (híg.) = 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 = 2NH3 + 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)
Fogadás: v ipar - NO oxidációja légköri oxigénnel, in laboratóriumok- tömény salétromsav kölcsönhatása redukálószerekkel:
6HNO 3 (tömény, vízszintes) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (tömény, vízszintes) + P (piros) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (tömény, forró) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Dinitrogén-oxidN 2 O

Színtelen, kellemes szagú gáz ("nevetőgáz"), N꞊N꞊O, a nitrogén formális oxidációs foka +1, vízben rosszul oldódik. Támogatja a grafit és magnézium égését:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Az ammónium-nitrát hőbontásával kapott:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195 - 245 ˚C)
az orvostudományban érzéstelenítőként használják.

Dinitrogén-trioxidN 2 O 3

Alacsony hőmérsékleten kék folyadék, ON꞊NO 2, formális nitrogénoxidációs állapot +3. 20 ˚C-on 90%-ban színtelen NO és barna NO 2 keverékére bomlik ("nitrózus gázok", ipari füst - "rókafark"). N 2 O 3 - savas oxid, hidegben vízzel HNO 2 képződik, felmelegítve eltérően reagál:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
Lúgokkal HNO 2 sókat ad, például NaNO 2-t.
NO és O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) vagy NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3) kölcsönhatásával nyerik.
erős hűtéssel. A "nitrogéntartalmú gázok" és a környezetre veszélyesek katalizátorként működnek a légkör ózonrétegének lebontásában.

Dinitrogén-pentoxid N 2 O 5

Színtelen, szilárd, O 2 N - O - NO 2, a nitrogén oxidációs állapota +5. Szobahőmérsékleten 10 óra alatt NO 2 -re és O 2 -re bomlik. Vízzel és lúgokkal reagál savas oxidként:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2 NaNO 3 + H 2
Füstölgő salétromsav dehidratálásával kapott:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
vagy NO 2 oxidációja ózonnal -78 ˚C-on:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitrit és nitrát

Kálium-nitritKNO 2 ... Fehér, higroszkópos. Bomlás nélkül megolvad. Száraz levegővel szemben ellenálló. Nagyon jól oldjuk fel vízben (színtelen oldatot képezve), anionnal hidrolizálva. Tipikus oxidáló és redukálószer savas környezetben, nagyon lassan reagál lúgos környezet... Ioncsere reakciókba lép. Kvalitatív reakciók NO 2 ionon - ibolyaszínű MnO 4 oldat elszíneződése és fekete csapadék megjelenése I ionok hozzáadásakor Színezékek gyártásánál használják, aminosavak és jodidok analitikai reagenseként, fényképészeti reagensek összetevőjeként.
A legfontosabb reakciók egyenlete:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (tömény) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (gáz) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (fil.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (telített) + NH 4 + (telített) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (fekete) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (expandált) + Ag + = AgNO 2 (világossárga) ↓
Fogadás vipar- a kálium-nitrát visszanyerése a folyamatokban:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (tömény) + Pb (szivacs) + H 2 O = KNO 2+ Pb (OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat kálium KNO 3
Műszaki név hamuzsír, vagy indián só , salétrom. Fehér, bomlás nélkül olvad, további melegítés hatására lebomlik. Levegővel szemben ellenálló. Jól oldjuk fel vízben (magas endo-hatás, = -36 kJ), nincs hidrolízis. Erős oxidálószer a fúzió során (az atomi oxigén felszabadulása miatt). Oldatban csak atomos hidrogénnel redukálódik (savas közegben KNO 2-re, lúgos közegben NH 3-ra). Üveggyártásban élelmiszer-tartósítószerként, pirotechnikai keverékek és ásványi műtrágyák összetevőjeként használják.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, tömény 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 (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (égetés)

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)

Fogadás: az iparban
4KOH (forró) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

és a laboratóriumban:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓