З'єднання з неметалами

Відомі всі галогеніди азоту NГ3. Трифторид NF 3 отримують взаємодією фтору з аміаком:

3F 2 + 4NН 3 = 3 NН 4 F + NF 3

Трифторид азоту - безбарвний токсичний газ, молекули якого мають пірамідальну будову. В основі піраміди дислоковані атоми фтору, а вершина зайнята атомом азоту з неподіленою електронною парою. До різних хімічних реагентів і нагрівання NF 3 дуже стійкий.

Інші тригалогеніди азоту ендотермічні, тому нестійкі і реакційноспособны. NCl 3 утворюється при пропущенні газоподібного хлору в міцний розчин хлориду амонію:

3Cl 2 + NН 4 Сl = 4НСl + NCl 3

Трихлорид азоту є легколетючою (t кип = 71 град. С) рідина з різким запахом. Невелике нагрівання або удар супроводжується вибухом із виділенням великої кількості теплоти. При цьому NCl 3 розпадається елементи. Тригалогеніди NBr 3 та NI 3 ще менш стабільні.

Похідні азоту з халькогенами дуже нестійкі внаслідок їхньої сильної ендотермічності. Всі вони погано вивчені, при нагріванні та ударі вибухають.

З'єднання з металами

Солоподібні нітриди отримують прямим синтезом з металів та азоту. Водою та розведеними кислотами солеподібні нітриди розкладаються:

Мg 3 N 2 + 6N 2 = 3Мg(ОН) 2 + 2NH 3

Са 3 N 2 + 8НСl = 3СаСl 2 + 2NH 4 Сl

Обидві реакції доводять основну природу нітридів активних металів.

Металоподібні нітриди одержують нагріванням металів в атмосфері азоту або аміаку. Як вихідні речовини можуть застосовуватися оксиди, галогеніди та гідриди перехідних металів:

2Та + N 2 = 2ТаN; Мn 2 Про 3 + 2NH 3 = 2МnN + 3Н 2 О

СrCl 3 + NH 3 = СrN + 3НСl; 2ТiН 2 + 2NH 3 = 2ТiN +5Н 2

Застосування азоту та азотовмісних сполук

Область застосування азоту дуже велика – виробництво добрив, вибухових речовин, нашатирного спирту, який використовують у медицині. Азотовмісні добрива є найціннішими. До таких добрив відноситься аміачна селітра, сечовина, аміак, натрієва селітра. Азот є невід'ємною частиною білкових молекул, тому він і необхідний рослинам для нормального зростання та розвитку. Таке важливе з'єднання азоту з воднем, як аміак, використовують у холодильних установках, аміак, циркулюючи по замкнутій системі труб, при своєму випаровуванні забирає велика кількістьтеплоти. Калійна селітра йде на виробництво димного пороху, а порох використовують у мисливських рушницях для розвідки рудних копалин, що залягають під землею. Без димний порох отримують з піроксиліну - складного ефіруцелюлози та азотної кислоти. Органічні вибухові речовини на основі азоту використовують для прокладання тунелів у горах (тротил, нітрогліцерин).

Знаходження у природі.

Азот у природі зустрічається головним чином у вільному стані. У повітрі об'ємна частка його становить 78,09%, а масова частка– 75,6%. З'єднання азоту в невеликих кількостях містяться у ґрунтах. Азот входить до складу білкових речовин та багатьох природних органічних сполук. Загальний вміст азоту в земної кори 0,01%.

Отримання.

У техніці азот одержують з рідкого повітря. Як відомо, повітря - це суміш газів, головним чином азоту та кисню. Сухе повітря біля поверхні Землі містить (в об'ємних частках): азоту 78,09%, кисню 20,95%, благородних газів 0,93%, оксиду вуглецю (IV) 0,03%, а також випадкові домішки - , пил, мікроорганізми , сірководень, оксид сірки (IV) та інших. Для отримання азоту повітря переводять у рідкий стан, та був випаровуванням відокремлюють азот від менш летючого кисню (т. кип. азоту -195,8 °З, кисню -183 °З). Отриманий таким чином азот містить домішки благородних газів (переважно аргону). Чистий азот можна отримати в лабораторних умовах, розкладаючи при нагріванні нітрит амонію:

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

Фізичні властивості.Азот - газ без кольору, запаху та смаку, легший за повітря. Розчинність у воді менша, ніж у кисню: при 20 0 С в 1 л води розчиняється 15,4 мл азоту (кисню 31 мл). Тому в повітрі, розчиненому у воді, вміст кисню по відношенню до азоту більший, ніж у атмосфері. Мала розчинність азоту у воді, і навіть дуже низька температура кипіння пояснюються дуже слабкими міжмолекулярними взаємодіями як між молекулами азоту і води, і між молекулами азоту.

Природний азот складається з двох стабільних ізотопів з масовими числами 14 (99,64%) та 15 (0,36%).

Хімічні властивості.

При кімнатній температурі азот безпосередньо з'єднується лише з літієм:

6Li + N 2 = 2Li 3 N

З іншими металами він реагує лише за високих температур, утворюючи нітриди. Наприклад:

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

З воднем азот з'єднується у присутності каталізатора при високому тиску та температурі:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

При температурі електричної дуги (3000-4000 градусів) азот з'єднується з киснем:

Застосування.У великих кількостях азот використовується щоб одержати аміаку. Широко використовується для створення інертного середовища – наповнення електричних ламп розжарювання та вільного простору в ртутних термометрах, при перекачуванні горючих рідин. Ним азотують поверхню залізних виробів, т. з. насичують їх поверхню азотом за високої температури. У результаті поверхневому шарі утворюються нітриди заліза, які надають сталі велику твердість. Така сталь витримує нагрівання до 500 ° С без втрати твердості.

Важливе значення азот має для життя рослин та тварин, оскільки він входить до складу білкових речовин. З'єднання азоту знаходять застосування у виробництві мінеральних добрив, вибухових речовин та у багатьох галузях промисловості.

Питання №48.

Аміак, його властивості, способи одержання. Застосування аміаку в народному господарстві. Гідроокис амонію. Солі амонію, їх властивості та застосування. Азотні добрива з амонійною формою азоту. Якісна реакція на іон амонію.

Аміак –безбарвний газ з характерним запахом, майже вдвічі легшим за повітря. При збільшенні тиску або охолодженні він легко зріджується безбарвну рідину. Аміак дуже добре розчиняється у воді. Розчин аміаку у воді називається аміачною водоюабо нашатирним спиртом.При кип'ятінні розчинений аміак випаровується з розчину.

Хімічні властивості.

Взаємодія з кислотами:

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

Взаємодія з киснем:

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

Відновлення міді:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Отримання.

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

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Застосування.

Рідкий аміак та його водні розчини застосовують як рідке добриво.

Гідроокис амонію (гідроксід амонію) – NH 4 OH

Солі амонію та його властивості.Солі амонію складаються з катіону амонію та аніону кислоти. За будовою вони аналогічні відповідним солей однозарядних іонів металів. Солі амонію утворюються при взаємодії аміаку або його водних розчинів з кислотами. Наприклад:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Вони виявляють загальні властивості солей, тобто. взаємодіють з розчинами лугів, кислот та інших солей:

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

Застосування.Нітрат амонію (аміачна селітра) NH4NO3 застосовують як азотне добриво та для виготовлення вибухових речовин – амонітів;

Сульфат амонію (NH4)2SO4 – як дешеве азотне добриво;

Гідрокарбонат амонію NH4HCO3 та карбонат амонію (NH4)2CO3 - у харчовій промисловості при виробництві борошняних кондитерських виробів як хімічний розпушувач, при фарбуванні тканин, у виробництві вітамінів, у медицині;

Хлорид амонію (нашатир) NH4Cl - в гальванічних елементах(сухих батареях), при паянні та лудженні, у текстильній промисловості, як добриво, у ветеринарії.

Амонійні (аміачні) добрива містять азот у вигляді іону амонію і надають на ґрунт підкислювальну дію, що призводить до погіршення її властивостей та до меншої ефективності добрив, особливо при регулярному внесенні на невапняних малородючих ґрунтах. Але в цих добрив є і свої переваги: ​​амоній значно меншою мірою схильний до вимивання, тому що закріплюється грунтовими частинками і поглинається мікроорганізмами, і, крім того, в грунті з ним відбувається процес нітрофікації, тобто. перетворення за допомогою мікроорганізмів на нітрати. З амонійних добрив найменш придатною для овочевих культур хлористий амоній як містить багато хлору.

Якісна реакція на іон амонію.

Дуже важливою властивістю солей амонію є їхня взаємодія з розчинами лугів. Цією реакцією виявляють солі амонію (іон амонію) за запахом аміаку, що виділяється, або за появою синього фарбування вологого червоного лакмусового папірця:

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

"

Азот- Елемент 2-го періоду V А-групи Періодичної системи, порядковий номер 7. Електронна формула атома [ 2 He]2s 2 2p 3 характерні ступеня окислення 0,-3, +3 і +5, рідше +2 і +4 та ін стан N v вважається відносно стійким.

Шкала ступенів окиснення у азоту:
+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.

Азот має високу електронегативність (3,07), третій після F і O. Виявляє типові неметалічні (кислотні) властивості, утворюючи при цьому різні кисневмісні кислоти, солі та бінарні сполуки, а також катіон амонію NH 4 та його солі.

В природі - сімнадцятийза хімічною поширеністю елемент (дев'ятий серед неметалів). Життєво важливий елемент всім організмів.

N 2

Проста речовина. Складається з неполярних молекул з дуже стійким зв'язком N≡N, цим пояснюється хімічна інертність елемента за звичайних умов.

Безбарвний газбез смаку та запаху, конденсується у безбарвну рідину (на відміну від O 2 ).

Головна складова частинаповітря 78,09% за обсягом, 75,52 за масою. З рідкого повітря азот википає раніше, ніж кисень. Малорозчинний у воді (15,4 мл/1 л H 2 O при 20 ˚C), розчинність азоту менша, ніж у кисню.

При кімнатній температурі N 2 реагує з фтором і дуже мало - з киснем:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3 , N 2 + O 2 ↔ 2NO

Оборотна реакція отримання аміаку протікає при температурі 200˚C, під тиском до 350 атм і обов'язково в присутності каталізатора (Fe, F 2 O 3 FeO, в лабораторії при Pt)

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 кДж

Відповідно до принципу Ле-Шательє збільшення виходу аміаку має відбуватися у разі підвищення тиску та зниження температури. Однак швидкість реакції при низьких температурахдуже мала, тому процес ведуть при 450-500 ˚C, досягаючи 15%-ного виходу аміаку. Непроріагували N 2 і H 2 повертають в реактор і тим самим збільшують ступінь протікання реакції.

Азот хімічно пасивний по відношенню до кислот та лугів, не підтримує горіння.

Отриманняв промисловості- фракційна дистиляція рідкого повітря або видалення з повітря кисню хімічним шляхом, наприклад, реакції 2C(кокс) + O 2 = 2CO при нагріванні. У цих випадках отримують азот, що містить також домішки благородних газів (головним чином аргон).

У лабораторії невеликі кількості хімічно чистого азоту можна отримати за реакцією конмутації при помірному нагріванні:

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)

Застосовується для синтезу аміаку. Азотної кислоти та інших азотовмісних продуктів, як інертне середовище проведення хімічних та металургійних процесів та зберігання вогненебезпечних речовин.

NH 3

Бінарна сполука, ступінь окиснення азоту дорівнює – 3. Безбарвний газ із різким характерним запахом. Молекула має будову незавершеного тетраедра [N(H) 3 ] (sp 3 -гібридизація). Наявність азоту в молекулі NH 3 донорської пари електронів на sp 3 -гібридної орбіталі обумовлює характерну реакцію приєднання катіону водню, при цьому утворюється катіон амонію NH 4 . Зріджується під надлишковим тиском за кімнатної температури. В рідкому станіасоційований з допомогою водневих зв'язків. Термічно нестійкий. Добре розчинний у воді (більше 700 л/1 л H 2 O при 20˚C); частка в насиченому розчині дорівнює 34% за масою та 99% за обсягом, pH= 11,8.

Дуже реакційний, схильний до реакцій приєднання. Згоряє в кисні, реагує із кислотами. Виявляє відновлювальні (за рахунок N-3) та окисні (за рахунок H+1) властивості. Осушується лише оксидом кальцію.

Якісні реакції – утворення білого «диму» при контакті з газоподібним HCl, почорніння папірця, змоченого розчином Hg 2 (NO3) 2 .

Проміжний продукт при синтезі HNO 3 та солей амонію. Застосовується у виробництві соди, азотних добрив, барвників, вибухових речовин; рідкий аміак – холодоагент. Отруйний.
Рівняння найважливіших реакцій:

2NH 3(г) ↔ N 2 + 3H 2
NH 3(г) + H 2 O ↔ NH 3 * H 2 O (р) ↔ NH 4 + + OH
NH 3(г) + HCl(г) ↔ NH 4 Cl(г) білий «дим»
4NH 3 + 3O 2 (повітря) = 2N 2 + 6 H 2 O (згоряння)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800˚C, кат. Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3Mg = Mg 3 N 2 +3 H 2 (600 ˚C)
NH 3(г) + CO 2(г) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (кімнатна температура, тиск)
Отримання.В лабораторії– витіснення аміаку із солей амонію при нагріванні з натронним вапном: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O +NH 3
Або кип'ятіння водного розчину аміаку з наступним осушенням газу.
У промисловостіаміак одержують із азоту з воднем. Випускається промисловістю або у зрідженому вигляді, або у вигляді концентрованого водного розчину під технічною назвою аміачна вода.

Гідрат аміакуNH 3 * H 2 O. Міжмолекулярна сполука. Білий, у кристалічній решітці – молекули NH 3 та H 2 O, пов'язані слабкою водневим зв'язком. Присутня в водному розчиніаміаку, слабка основа (продукти дисоціації – катіон NH 4 та аніон OH). Катіон амонію має правильно-тетраедричну будову (sp 3 -гібридизація). Термічно нестійкий, повністю розкладається під час кип'ятіння розчину. Нейтралізується сильними кислотами. Виявляє відновлювальні властивості(за рахунок N-3) у концентрованому розчині. Вступає в реакцію іонного обміну та комплексоутворення.

Якісна реакція- Утворення білого «диму» при контакті з газоподібним HCl. Застосовується для створення слаболужного середовища в розчині при осадженні амфотерних гідроксидів.
У 1 М розчині аміаку міститься в основному гідрат NH 3 *H 2 O і лише 0,4% іонів NH 4 OH (за рахунок дисоціації гідрату); таким чином, іонний гідроксид амонію NH 4 OH практично не міститься в розчині, немає такої сполуки і в твердому гідраті.
Рівняння найважливіших реакцій:
NH 3 H 2 O (конц.) = NH 3 + H 2 O (кип'ятіння з NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (розб.) = 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(NH 3 H 2 O) (конц.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4(NH 3 H 2 O) (конц.) + Cu(OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6(NH 3 H 2 O) (конц.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Розбавлений розчин аміаку (3-10%-ний) часто називають нашатирним спиртом(назва придумана алхіміками), а концентрований розчин(18,5 - 25%-ний) - аміачний розчин(Випускається промисловістю).

Оксиди азоту

Монооксид азотуNO

Несолетворний оксид. Безбарвний газ. Радикал, містить ковалентний σπ-зв'язок (N꞊O) , у твердому стані димер N 2 Про 2 зв'язком N-N. Надзвичайно термічно стійкий. Чутливий до кисню повітря (буріє). Малорозчинний у воді та не реагує з нею. Хімічно пасивний по відношенню до кислот та лугів. При нагріванні реагує з металами та неметалами. дуже реакційна суміш NO і NO 2 («нітрозні гази»). Проміжний продукт у синтезі азотної кислоти.
Рівняння найважливіших реакцій:
2NO + O 2 (поз.) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C(графіт) = N 2 + CО 2 (400-500˚C)
10NO + 4P(червоний) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
Реакції на суміші NO та NO 2:
NO + NO 2 +H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(розб.) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CО 2 (450-500˚C)
Отриманняв промисловості: окислення аміаку киснем на каталізаторі, лабораторії- взаємодія розведеної азотної кислоти із відновниками:
8HNO 3 + 6Hg = 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 NO+ 4 H 2 O
або відновлення нітратів:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = 2 NO + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

Діоксид азотуNO 2

Кислотний оксид умовно відповідає двом кислотам - HNO 2 і HNO 3 (кислота для N 4 не існує). Бурий газ, при кімнатній температурі мономер NO 2 на холоду рідкий безбарвний димер N 2 Про 4 (тетраоксид діазоту). Повністю реагує із водою, лугами. Дуже сильний окислювач викликає корозію металів. Застосовується для синтезу азотної кислоти та безводних нітратів, як окислювач ракетного палива, очищувач нафти від сірки та каталізатор окислення органічних сполук. Отруйний.
Рівняння найважливіших реакцій:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (ж) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 Про 3 (син.) (на холоді)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH(розб.) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (кат. Pt, Ni)
NO 2 + 2HI(p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50-60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi(NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Отримання:в промисловості -окисленням NO киснем повітря, лабораторії– взаємодія концентрованої азотної кислоти із відновниками:
6HNO 3 (конц., гір.) + S = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (конц., гір.) + P (червоний) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (конц., гір.) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

Оксид діазотуN 2 O

Безбарвний газ із приємним запахом («звеселяючий газ»), N꞊N꞊О, формальний ступінь окислення азоту +1, погано розчинний у воді. Підтримує горіння графіту та магнію:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Отримують термічним розкладаннямнітрату амонію:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
застосовується в медицині як анастезуючий засіб.

Триоксид діазотуN 2 O 3

При низьких температурах -синя рідина, ON꞊NO 2 формальний ступінь окислення азоту +3. При 20 ˚C на 90% розкладається на суміш безбарвного і бурого NO 2 («нітрозні гази», промисловий дим - «лисий хвіст»). N 2 O 3 – кислотний оксид, на холоді з водою утворює HNO 2 при нагріванні реагує інакше:
3N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 3 + 4NO
З лугами дає солі HNO 2 наприклад NaNO 2 .
Отримують взаємодією NO c O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) або з NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
при сильному охолодженні. «Нітрозні гази» та екологічно небезпечні діють як каталізатори руйнування озонового шару атмосфери.

Пентаоксид діазоту N 2 O 5

Безбарвне, тверда речовина, O 2 N - O - NO 2, ступінь окислення азоту дорівнює +5. При кімнатній температурі за 10 год розкладається на NO2 та O2. Реагує з водою та лугами як кислотний оксид:
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3
N 2 O 5 + 2NaOH = 2NaNO 3 + H 2
Отримують дегідротацією азотної кислоти, що димиться:
2HNO 3 + P 2 O 5 = N 2 O 5 + 2HPO 3
або окисленням NO 2 озоном при -78˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Нітрити та нітрати

Нітріт каліюKNO 2 . Білий, гігроскопічний. Плавиться без розкладання. Стійкий у сухому повітрі. Дуже добре розчинний у воді (утворюючи безбарвний розчин), гідролізується по аніону. Типовий окисник і відновник у кислотному середовищі, дуже повільно реагує на лужному середовищі. Входить у реакції іонного обміну. Якісні реакціїна іон NO 2 - знебарвлення фіолетового розчину MnO 4 та поява чорного осаду при додаванні іонів I. Застосовується у виробництві барвників, як аналітичний реагент на амінокислоти та йодиди, компонент фотографічних реактивів.
рівняння найважливіших реакцій:
2KNO 2 (т) + 2HNO 3 (конц.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (розб.) + O 2 (ізб.) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (фіол.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (бц.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (насич.) + NH 4 + (насич.) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (бц.) = 2NO + I 2 (чорн.) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (розб.) + Ag + = AgNO 2 (світл.жовти.)↓
Отримання впромисловості– відновленням калійної селітри у процесах:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (Конц.) + Pb (губка) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H ітрат калію KNO 3
Технічна назва калійна,або індійськасіль , селітра.Білий, плавиться без розкладання, при подальшому нагріванні розкладається. Стійкий у повітрі. Добре розчинний у воді (з високим ендо-ефектом, = -36 кДж), гідролізу немає. Сильний окисник при сплаві (за рахунок виділення атомарного кисню). У розчині відновлюється тільки атомарним воднем (у кислотному середовищі до KNO 2 в лужному середовищі до NH 3). Застосовується у виробництві скла, як консервант харчових продуктів, компонент піротехнічних сумішей та мінеральних добрив.

2KNO 3 = 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)

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

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

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

2 KNO 3 + 3C (графіт) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (згоряння)

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)

Отримання: у промисловості
4KOH (гор.) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O

та в лабораторії:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl↓