Spojine z nekovinami

Vsi dušikovi halogenidi NG 3 so znani. Trifluorid NF 3 dobimo z reakcijo fluora z amoniakom:

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

Dušikov trifluorid je brezbarven strupen plin, katerega molekule imajo piramidalno strukturo. Atomi fluora se nahajajo na dnu piramide, vrh pa zaseda atom dušika z osamljenim elektronskim parom. NF 3 je zelo odporen na različne kemikalije in toploto.

Preostali dušikovi trihalidi so endotermni in zato nestabilni in reaktivni. NCl 3 nastane s prehodom plinastega klora v močno raztopino amonijevega klorida:

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

Dušikov triklorid je zelo hlapna (t vrelišča = 71 stopinj C) tekočina z ostrim vonjem. Rahlo segrevanje ali udarec spremlja eksplozija, pri kateri se sprosti velika količina toplote. V tem primeru se NCl 3 razgradi na elemente. Trihalidi NBr 3 in NI 3 so še manj stabilni.

Dušikovi derivati ​​s halkogeni so zaradi močne endotermnosti zelo nestabilni. Vsi so slabo raziskani in ob segrevanju in udarcu eksplodirajo.

Povezave s kovinami

Soli podobne nitride pridobivajo z neposredno sintezo iz kovin in dušika. Soli podobni nitridi se razgradijo z vodo in razredčenimi kislinami:

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

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

Obe reakciji dokazujeta osnovno naravo aktivnih kovinskih nitridov.

Kovinem podobni nitridi nastanejo s segrevanjem kovin v atmosferi dušika ali amoniaka. Kot izhodne snovi se lahko uporabijo oksidi, halogenidi in hidridi prehodnih kovin:

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

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

Uporaba dušika in dušikovih spojin

Področje uporabe dušika je zelo široko - proizvodnja gnojil, eksplozivov, amoniaka, ki se uporablja v medicini. Najbolj dragocena so gnojila, ki vsebujejo dušik. Takšna gnojila vključujejo amonijev nitrat, sečnino, amoniak in natrijev nitrat. Dušik je sestavni del beljakovinskih molekul, zato ga rastline potrebujejo za normalno rast in razvoj. Tako pomembna spojina dušika z vodikom, kot je amoniak, se uporablja v hladilnih enotah, ki krožijo po zaprtem sistemu cevi, izhlapi veliko število toplina. Kalijev nitrat se uporablja za proizvodnjo črnega smodnika, smodnik pa za lovske puške in za raziskovanje rudnih nahajališč, ki ležijo pod zemljo. Črni prah se pridobiva iz piroksilina - ester celuloza in dušikova kislina. Organska razstreliva na osnovi dušika se uporabljajo za gradnjo predorov v gorah (TNT, nitroglicerin).

Biti v naravi.

Dušik se v naravi pojavlja predvsem v prostem stanju. V zraku je njegov prostorninski delež 78,09 % in masni delež- 75,6 %. Dušikove spojine najdemo v prsti v majhnih količinah. Dušik je del beljakovin in številnih naravnih organskih spojin. Skupna vsebnost dušika v zemeljska skorja 0,01%.

potrdilo o prejemu.

V tehniki se dušik pridobiva iz tekočega zraka. Kot veste, je zrak mešanica plinov, predvsem dušika in kisika. Suh zrak na zemeljski površini vsebuje (v prostorninskih deležih): dušik 78,09%, kisik 20,95%, žlahtni plini 0,93%, ogljikov monoksid (IV) 0,03%, pa tudi naključne nečistoče - prah, mikroorganizme , vodikov sulfid, žveplov oksid ( IV) itd. Za pridobitev dušika zrak prevedemo v tekoče stanje, nato pa dušik z izhlapevanjem ločimo od manj hlapnega kisika (tj. vrelišče dušika -195,8 °C, kisika -183 °C). Tako pridobljeni dušik vsebuje primesi žlahtnih plinov (predvsem argona). Čisti dušik lahko dobimo v laboratorijskih pogojih z razgradnjo amonijevega nitrita pri segrevanju:

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

Fizikalne lastnosti. Dušik je plin brez barve, vonja in okusa, lažji od zraka. Topnost v vodi je manjša od topnosti kisika: pri 20 0 C se v 1 litru vode raztopi 15,4 ml dušika (kisika 31 ml). Zato je v zraku, raztopljenem v vodi, vsebnost kisika glede na dušik večja kot v ozračju. Nizko topnost dušika v vodi in njegovo zelo nizko vrelišče pojasnjujejo zelo šibke medmolekularne interakcije tako med molekulami dušika in vode kot tudi med molekulami dušika.

Naravni dušik je sestavljen iz dveh stabilnih izotopov z masnim številom 14 (99,64 %) in 15 (0,36 %).

Kemijske lastnosti.

Pri sobni temperaturi se dušik veže neposredno samo z litijem:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

Z drugimi kovinami reagira le pri visokih temperaturah in tvori nitride. Na primer:

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

Dušik se združi z vodikom v prisotnosti katalizatorja pri visokem tlaku in temperaturi:

N2 + 3H2 = 2NH3

Pri temperaturi električnega obloka (3000-4000 stopinj) se dušik poveže s kisikom:

Aplikacija. Dušik se uporablja v velikih količinah za proizvodnjo amoniaka. Pogosto se uporablja za ustvarjanje inertnega okolja - polnjenje električnih žarnic z žarilno nitko in prostega prostora v živosrebrnih termometrih pri črpanju vnetljivih tekočin. Uporablja se za nitriranje površine jeklenih izdelkov, t.j. njihovo površino nasičijo z dušikom pri visokih temperaturah. Posledično se v površinski plasti tvorijo železovi nitridi, ki dajejo jeklu večjo trdoto. To jeklo lahko prenese segrevanje do 500 °C, ne da bi pri tem izgubilo trdoto.

Dušik je pomemben za življenje rastlin in živali, saj je del beljakovinskih snovi. Dušikove spojine se uporabljajo pri proizvodnji mineralnih gnojil, eksplozivov in v številnih panogah.

Vprašanje št. 48.

Amoniak, njegove lastnosti, metode pridobivanja. Uporaba amoniaka v nacionalno gospodarstvo. Amonijev hidroksid. Amonijeve soli, njihove lastnosti in uporaba. Dušikova gnojila z amonijevo obliko dušika. Kvalitativna reakcija na amonijev ion.

amoniak – brezbarven plin z značilnim vonjem, skoraj dvakrat lažji od zraka. Ko se tlak poveča ali ohladi, se zlahka utekočini v brezbarvno tekočino. Amoniak je zelo topen v vodi. Imenuje se raztopina amoniaka v vodi amoniakova voda oz amoniak. Pri vrenju iz raztopine izhlapi raztopljeni amoniak.

Kemijske lastnosti.

Medsebojno delovanje s kislinami:

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

Medsebojno delovanje s kisikom:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

Pridobivanje bakra:

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

potrdilo o prejemu.

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

N2 + 3H2 = 2NH3

Aplikacija.

Tekoči amoniak in njegove vodne raztopine se uporabljajo kot tekoče gnojilo.

Amonijev hidroksid (amonijev hidroksid) – NH 4 OH

Amonijeve soli in njihove lastnosti. Amonijeve soli so sestavljene iz amonijevega kationa in kislinskega aniona. Po zgradbi so podobni ustreznim solem enojemno nabitih kovinskih ionov. Amonijeve soli se pridobivajo z reakcijo amoniaka ali njegovih vodnih raztopin s kislinami. Na primer:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Izkazujejo splošne lastnosti soli, tj. interakcijo z raztopinami alkalij, kislin in drugih soli:

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

Aplikacija. Amonijev nitrat (amonijev nitrat) NH4NO3 se uporablja kot dušikovo gnojilo in za proizvodnjo eksplozivov - amonitov;

Amonijev sulfat (NH4)2SO4 - kot poceni dušikovo gnojilo;

Amonijev bikarbonat NH4HCO3 in amonijev karbonat (NH4)2CO3 - v živilska industrija v proizvodnji slaščic iz moke kot kemično vzhajalno sredstvo, pri barvanju tkanin, pri proizvodnji vitaminov, v medicini;

Amonijev klorid (amoniak) NH4Cl - v galvanske celice(suhe baterije), za spajkanje in kositranje, v tekstilni industriji, kot gnojilo, v veterini.

Amonijeva (amoniak) gnojila vsebujejo dušik v obliki amonijevega iona in delujejo na tla zakisano, kar vodi do poslabšanja njihovih lastnosti in manj učinkovitih gnojil, zlasti ob rednem vnosu na neapnena, nerodovitna tla. Toda ta gnojila imajo tudi svoje prednosti: amonij je veliko manj dovzeten za izpiranje, saj ga fiksirajo delci zemlje in absorbirajo mikroorganizmi, poleg tega pa se z njim v tleh pojavi proces nitrofifikacije, tj. pretvorbo mikroorganizmov v nitrate. Od amonijevih gnojil je za zelenjadnice najmanj primeren amonijev klorid, saj vsebuje precej klora.

Kvalitativna reakcija na amonijev ion.

Zelo pomembna lastnost amonijevih soli je njihova interakcija z alkalnimi raztopinami. To reakcijo zaznajo amonijeve soli (amonijev ion) po vonju sproščenega amoniaka ali po videzu modre barve na mokrem rdečem lakmusovem papirju:

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

"

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

Lestvica oksidacijskih stanj za dušik:
+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.

Dušik ima visoko elektronegativnost (3,07), tretjo za F in O. Kaže značilne nekovinske (kisle) lastnosti in tvori različne oksigenirane kisline, soli in binarne spojine, kot tudi amonijev kation NH 4 in njegove soli.

V naravi - sedemnajsti po kemijski številčnosti element (deveti med nekovinami). Bistven element za vse organizme.

n 2

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

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

domov komponento zrak 78,09 vol. %, 75,52 mas. Dušik zavre iz tekočega zraka pred kisikom. Rahlo topen v vodi (15,4 ml/1 l H 2 O pri 20 ˚C), dušik ima manjšo topnost kot kisik.

Pri sobni temperaturi N2 reagira s fluorom in v zelo majhni meri s kisikom:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

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

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

V skladu z Le Chatelierjevim načelom naj bi do povečanja izkoristka amoniaka prišlo z naraščanjem tlaka in nižanjem temperature. Vendar pa hitrost reakcije pri nizke temperature je zelo majhen, zato postopek izvajamo pri 450-500 ˚C, pri čemer dosežemo 15 % izkoristek amoniaka. Nezreagirana N 2 in H 2 se vrneta v reaktor in s tem povečata stopnjo reakcije.

Dušik je kemično pasiven glede na kisline in alkalije ter ne podpira gorenja.

potrdilo o prejemu V industrija– frakcijska destilacija tekočega zraka ali odstranitev kisika iz zraka kemično, na primer z reakcijo 2C(koks) + O 2 = 2CO pri segrevanju. V teh primerih dobimo dušik, ki vsebuje tudi primesi žlahtnih plinov (predvsem argona).

V laboratoriju lahko s komutacijsko reakcijo 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 kemijske in metalurške procese ter skladiščenje vnetljivih snovi.

N.H. 3

Binarna spojina, oksidacijsko stanje dušika je – 3. Brezbarven plin z ostrim značilnim vonjem. Molekula ima zgradbo nepopolnega tetraedra [:N(H) 3 ] (sp 3 hibridizacija). Prisotnost donorskega para elektronov na sp 3 hibridni orbitali dušika v molekuli NH 3 določa značilno reakcijo adicije vodikovega kationa, ki povzroči nastanek kationa amonij NH4. Pri sobni temperaturi se pod nadtlakom utekočini. IN tekoče stanje povezani preko vodikovih vezi. Toplotno nestabilno. Zelo topen 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. Ima redukcijske (zaradi N -3) in oksidacijske (zaradi H +1) lastnosti. Suši se samo s kalcijevim oksidom.

Kvalitativne reakcije – nastanek belega "dima" ob stiku s plinastim HCl, črnjenje 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, eksplozivov; 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) bel "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)
potrdilo o prejemu. IN laboratorijih– izpodrivanje amoniaka iz amonijevih soli pri segrevanju z natrijevim apnom: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Ali prekuhavanje vodne raztopine amoniaka in nato sušenje plina.
V industriji Amoniak se proizvaja iz dušika in vodika. Proizvaja se v industriji v utekočinjeni obliki ali v obliki koncentrirane vodne raztopine pod tehničnim imenom amoniakova voda.

Amonijev hidratN.H. 3 * H 2 O. Medmolekulska povezava. Bela, v kristalna mreža– Molekule NH 3 in H 2 O so šibko povezane vodikova vez. Prisoten v vodna raztopina amoniak, šibka baza (disociacijski produkti - NH 4 kation in OH anion). Amonijev kation ima pravilno tetraedrično strukturo (sp 3 hibridizacija). Toplotno nestabilna, pri vrenju raztopine popolnoma razpade. Nevtralizirano močne kisline. Razstave obnovitvene lastnosti(zaradi N -3) v koncentrirani raztopini. Podvržen je reakcijam ionske izmenjave in kompleksiranja.

Kvalitativna reakcija– nastanek belega "dima" ob stiku s plinastim HCl. Uporablja se za ustvarjanje rahlo alkalnega okolja v raztopini med obarjanjem amfoternih hidroksidov.
1 M raztopina amoniaka vsebuje predvsem hidrat NH 3 *H 2 O in le 0,4 % ionov NH 4 OH (zaradi disociacije hidrata); Tako ionski "amonijev hidroksid NH 4 OH" praktično ni vsebovan v raztopini in v trdnem hidratu ni takšne spojine.
Enačbe najpomembnejših reakcij:
NH 3 H 2 O (konc.) = NH 3 + H 2 O (vre z NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (razredčen) = NH 4 Cl + H 2 O
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(NH 3 H 2 O) (konc.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (konc.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (konc.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Pogosto se imenuje razredčena raztopina amoniaka (3-10%) amoniak(ime so si izmislili alkimisti) in koncentrirana raztopina(18,5 – 25 %) – raztopina amoniaka(proizvedeno v industriji).

Dušikovi oksidi

Dušikov monoksidšt

Oksid, ki ne tvori soli. Brezbarvni plin. Radikal, vsebuje kovalentno σπ vez (N꞊O), v trdnem stanju dimer N 2 O 2 co N-N povezava. Izjemno termično stabilen. Občutljiv na kisik iz zraka (porjavi). Rahlo topen v vodi in z njo ne reagira. Kemično pasiven do kislin in alkalij. 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 (razt.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
potrdilo o prejemu V industrija: oksidacija amoniaka s kisikom na katalizatorju, in laboratorijih— interakcija razredčene dušikove kisline z reducenti:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 št+ 4 H 2 O
ali zmanjšanje nitratov:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 št + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Dušikov dioksidšt 2

Kislinski oksid pogojno ustreza dvema kislinama - HNO 2 in HNO 3 (kislina za N 4 ne obstaja). Rjavi plin, pri sobni temperaturi monomer NO 2, v hladni tekočini brezbarven dimer N 2 O 4 (diadušikov tetroksid). Popolnoma reagira z vodo in alkalijami. Zelo močan oksidant, ki povzroča korozijo kovin. Uporablja se za sintezo dušikove kisline in brezvodnih nitratov, kot oksidator 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 (sin.) (v mrazu)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (razredčen) = 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)
Prejem: V industrija - oksidacija NO z atmosferskim kisikom, v laboratorijih– interakcija koncentrirane dušikove kisline z reducenti:
6HNO 3 (konc., hor.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (konc., hor.) + P (rdeča) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konc., hor.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

diadušikov oksidn 2 O

Brezbarven plin s prijetnim vonjem (»smejalni plin«), N꞊N꞊О, formalno oksidacijsko stanje dušika +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)
Prejmi toplotna razgradnja amonijev nitrat:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
uporablja se v medicini kot anestetik.

diadušikov trioksidn 2 O 3

Pri nizkih temperaturah – modra tekočina, ON꞊NO 2, formalno oksidacijsko stanje dušika +3. Pri 20 ˚C razpade 90 % na zmes brezbarvnega NO in rjavega NO 2 (»nitrozni plini«, industrijski dim – »lisičji rep«). N 2 O 3 – kislinski oksid, v 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.
Pridobiva se z reakcijo 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« so tudi okolju nevarni in delujejo kot katalizatorji za uničenje ozonske plasti ozračja.

Diadušikov pentoksid n 2 O 5

brezbarven, trdna, O 2 N – O – NO 2, je oksidacijsko stanje dušika +5. Pri sobni temperaturi v 10 urah razpade na NO 2 in O 2 . Reagira z vodo in alkalijami kot kislinski oksid:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Pripravljeno z dehidracijo kadeče se dušikove kisline:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
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. Topi se brez razgradnje. Stabilen na suhem zraku. Zelo topen v vodi (tvori brezbarvno raztopino), hidrolizira pri anionu. Tipično oksidacijsko in redukcijsko sredstvo v kislem okolju reagira zelo počasi alkalno okolje. Vstopi v reakcije ionske izmenjave. Kvalitativne reakcije na ion NO 2 - razbarvanje vijolične raztopine MnO 4 in pojav črne oborine pri dodajanju ionov I. Uporablja se v proizvodnji barvil, kot analitski reagent za aminokisline in jodide ter sestavina fotografskih reagentov. .
enačba najpomembnejših reakcij:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (konc.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (razt.)+ O 2 (npr.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (viol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (nasičen) + NH 4 + (nasičen) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (črna) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razredčen) + Ag + = AgNO 2 (svetlo rumen)↓
potrdilo o prejemu Vindustrija– zmanjšanje kalijevega nitrata v procesih:
KNO3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konc.) + Pb (goba) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrate kalij KNO 3
Tehnično ime pepelika, oz indijski sol , soliter. Bela, topi se brez razgradnje in razpade pri nadaljnjem segrevanju. Stabilen na zraku. Zelo topen v vodi (z visoko endo-učinek, = -36 kJ), brez hidrolize. Močan oksidant med fuzijo (zaradi sproščanja atomarnega kisika). V raztopini se reducira le z atomskim vodikom (v kislem okolju v KNO 2, v alkalnem okolju v NH 3). Uporablja se v proizvodnji stekla kot konzervans prehrambeni izdelki, sestavina pirotehničnih mešanic in mineralnih gnojil.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

KNO 3 + 8H 0 (Al, konc. 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 (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)

potrdilo o prejemu: v industriji
4KOH (hor.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

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