Как найти формула оксидов азота

Текущая версия страницы пока не проверялась опытными участниками и может значительно отличаться от версии, проверенной 21 февраля 2021 года; проверки требуют 10 правок.

Эта статья описывает оксиды азота как химические соединения; об образовании и способах сокращения выбросов оксидов азота при горении см. NOx (оксиды азота).

Окси́ды азо́та — неорганические бинарные соединения азота с кислородом.

Список оксидов[править | править код]

Известны 10 соединений азота с кислородом. Кроме пяти классических оксидов азота — закиси азота N₂O, окиси азота NO, оксида азота(III) N₂O₃, диоксида азота NO₂ и оксида азота(V) N₂O₅ — известны также димер диоксида азота N₂O₄ и 4 малостабильных соединения: нитрозилазид NON₃, нитрилазид NO₂N₃, тринитрамид N(NO₂)₃ и нитратный радикал NO₃.

N₂O[править | править код]

Оксид азота N₂O (оксид диазота, закись азота) — несолеобразующий оксид. При нагревании разлагается на азот и кислород. При высоких концентрациях N₂O возбуждает нервную систему («веселящий газ»). В медицине N₂O применяют как слабое средство для наркоза, в высоких концентрациях токсичен. Закись азота иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания — содержащее её вещество впрыскивается во впускной (всасывающий) коллектор двигателя вместе с горючим, что приводит к следующим результатам:

• снижает температуру всасываемого в двигатель воздуха, обеспечивая плотный поступающий заряд смеси;
• увеличивает содержание кислорода в поступающем заряде;
• повышает скорость (интенсивность) сгорания топливной смеси в цилиндрах двигателя.

NO[править | править код]

Оксид азота NO (монооксид азота) — бесцветный газ, незначительно растворим в воде. Не взаимодействует с водой, растворами кислот и щелочей. Оксид азота(II) — очень реакционное соединение, может вступать в реакции присоединения с рядом солей (нитрозосоли), с галогенами (напр., нитрозилхлорид NOCl), органическими соединениями. При обычной температуре NO соединяется с кислородом с образованием NO₂. Оксид NO получают каталитическим окислением аммиака при производстве азотной кислоты. В больших количествах очень ядовит, обладает удушающим действием.

N₂O₃[править | править код]

Оксид азота N₂O₃ (триоксид диазота, азотистый ангидрид) — темно-синяя жидкость, неустойчивая при обычных условиях, взаимодействует с водой, образуя азотистую кислоту HNO₂.

NO₂[править | править код]

Оксид азота NO₂ (диоксид азота) — бурый ядовитый газ тяжелее воздуха, легко сжижается. При комнатной температуре NO₂ находится в смеси с его бесцветным димером N₂O₄, приблизительно 1:1. Взаимодействует с водой:

и растворами щелочей:

N₂O₅(V)[править | править код]

Оксид азота N₂O₅ (пентаоксид диазота, азотный ангидрид) — бесцветное кристаллическое вещество, легко разлагается на NO₂ и О₂. Сильный окислитель. В воде легко растворяется с образованием азотной кислоты HNO₃.

Литература[править | править код]

• Химическая энциклопедия / Редкол.: И. Л. Кнунянц и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1988. — Т. 1 (Абл-Дар). — 623 с.
• Леонтьев А. В., Фомичева О. А., Проскурнина М. В., Зефиров Н. С. Современная химия оксида азота(I) // Успехи химии. — Российская академия наук, 2001. — Т. 70, № 2. — С. 107—122.
• Weller, Richard, Could the sun be good for your heart? Архивы TedxGlasgow. Filmed March 2012, posted January 2013
• Roszer, T (2012) The Biology of Subcellular Nitric Oxide. ISBN 978-94-007-2818-9
• Stryer, Lubert. Biochemistry, 4th Edition. — W.H. Freeman and Company, 1995. — P. 732. — ISBN 0-7167-2009-4.
• Plant-based Diets | Plant-based Foods | Beetroot Juice | Nitric Oxide VegetablesАрхивы . Berkeley Test.
• Ghosh, S. M.; Kapil, V.; Fuentes-Calvo, I.; Bubb, K. J.; Pearl, V.; Milsom, A. B.; Khambata, R.; Maleki-Toyserkani, S.; Yousuf, M.; Benjamin, N.; Webb, A. J.; Caulfield, M. J.; Hobbs, A. J.; Ahluwalia, A. Enhanced Vasodilator Activity of Nitrite in Hypertension: Critical Role for Erythrocytic Xanthine Oxidoreductase and Translational Potential (англ.) // Hypertension : journal. — 2013. — Vol. 61, no. 5. — P. 1091—1102. —

Бесцветный оксид азота((II)) образуется в реакции азота с кислородом при высоких температурах:

Этот оксид является также продуктом каталитического окисления аммиака:

Oксид азота((II)) легко окисляется при комнатной температуре. При этом образуется бурый газ с неприятным запахом — оксид азота((IV)):

1. Положение азота в периодической системе химических элементов
2. Строение атома азота 
3. Физические свойства и нахождение в природе
4. Строение молекулы
5. Соединения азота
6. Способы получения
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и кремнием
7.1.3. Взаимодействие с водородом и фосфором 
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с активными металлами

Аммиак 
1. Строение молекулы и физические свойства 
2. Способы получения
3. Химические свойства
3.1. Взаимодействие с серной кислотой
3.2. Взаимодействие с азотной кислотой
3.3. Взаимодействие с солями

Соли аммония
Способы получения солей аммония
Химические свойства солей аммония

Оксиды азота 
 1. Оксид азота (I) 
 2. Оксид азота (II) 
3. Оксид азота (III)
4. Оксид азота (IV)
5. Оксид азота (V)

Азотная кислота 
 1. Строение молекулы и физические свойства 
 2. Способы получения 
3. Химические свойства 
3.1. Диссоциация азотной кислоты 
2.3. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Вытеснение более слабых кислот из солей
2.5. Взаимодействие с металлами
2.6. Взаимодействие с неметаллами
2.7. Окисление сложных веществ
2.8. Взаимодействие с белками

Азотистая кислота 

Соли азотной кислоты — нитраты

Соли азотистой кислоты — нитриты

Азот

Положение в периодической системе химических элементов

Азот расположен в главной подгруппе V группы  (или в 15 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение азота

Электронная конфигурация  азота в основном состоянии:

Атом азота содержит на внешнем энергетическом уровне 3 неспаренных электрона и одну неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии. Следовательно, атом азота может образовать 3 связи по обменному механизму и 1 связь по донорно-акцепторному механизму. Таким образом, максимальная валентность азота в соединениях равна IV. Также характерная валентность азота в соединениях — III.

Степени окисления атома азота – от -3 до +5. Характерные степени окисления азота -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

Физические свойства и нахождение в природе

Азот в природе существует в виде простого вещества газа N₂.  Нет цвета, запаха и вкуса. Молекула N₂ неполярная, следовательно, в воде азот практически нерастворим.

Азот – это основной компонент воздуха (79% по массе). В земной коре азот встречается в основном в виде нитратов. Входит в состав белков, аминокислот и нуклеиновых кислот в живых организмах.

Строение молекулы

Связь между атомами в молекуле азота – тройная, т.к. у каждого атома в молекуле по 3 неспаренных электрона. Одна σ-связь (сигма-связь) и две — π-связи.

Структурная формула молекулы азота:

Структурно-графическая формула молекулы азота: N≡N.

Схема перекрывания электронных облаков при образовании молекулы азота:

Соединения азота

Типичные соединения азота:

Степень окисления	Типичные соединения
+5	оксид азота (V) N2O5 азотная кислота HNO3 нитраты MeNO3
+4	оксид азота (IV) NO2
+3	оксид азота (III) азотистая кислота нитриты MeNO2
+2	оксид азота (II) NO
+1	оксид азота (I)
-3	аммиак NH3 нитриды металлов MeN бинарные соединения азота с неметаллами

Способы получения азота

1. Азот в лаборатории получают при взаимодействии насыщенных растворов хлорида аммония и нитрита натрия. Образующийся в результате реакции обмена нитрит аммония легко разлагается с образованием азота и воды. В колбу наливают раствор хлорида аммония, а капельную воронку раствор нитрита натрия. При приливании нитрита натрия в колбу начинается выделение азота. Собирают выделяющийся азот в цилиндр. Горящая лучинка в атмосфере азота гаснет.

NaNO₂   +   NH₄Cl   →   NH₄NO₂   +  NaCl

NH₄NO₂  →   N₂   +   2H₂O

Суммарное уравнение процесса:

NaNO₂   +   NH₄Cl   →   N₂   +  NaCl   +  2H₂O

Видеоопыт взаимодействия нитрита натрия с хлоридом аммония можно посмотреть здесь.

Азот также образуется при горении аммиака:

4NH₃   +  3O₂   →   2N₂   +  6H₂O

2. Наиболее чистый азот получают разложением азидов щелочных металлов.

Например, разложением азида натрия:

2NaN₃   →   2Na    +    3N₂

3. Еще один лабораторный способ получения азота — восстановление  оксида меди (II)  аммиаком при температуре ~700 °C:

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

В промышленности азот получают, буквально, из воздуха. При промышленном производстве очень важно, чтобы сырье было дешевым и доступным. Воздуха много и он пока бесплатный.

Используются различные способы выделения азота из воздуха — адсорбционная технология, мембранная и криогенная технологии.

Адсорбционные методы разделения воздуха на компоненты основаны на  разделения газовых сред в азотных установках лежит явление связывания твёрдым веществом, называемым адсорбентом, отдельных компонентов газовой смеси.

Основным принципом работы мембранных систем является разница в скорости проникновения компонентов газа через вещество мембраны. Движущей силой разделения газов является разница парциальных давлений на различных сторонах мембраны.

В основе работы криогенных установок разделения воздуха лежит метод разделения газовых смеси, основанный на разности температур кипения компонентов воздуха и различии составов находящихся в равновесии жидких и паровых смесей.

Химические свойства азота

При нормальных условиях азот химически малоактивен.

1. Азот проявляет свойства окислителя (с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому азот реагирует с металлами и неметаллами.

1.1. Молекулярный азот при обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (2000^оС),  на электрической дуге  (в природе – во время грозы):

N₂  +  O₂  ⇄   2NO –  Q

Процесс эндотермический, т.е. протекает с поглощением теплоты.

1.2. При сильном нагревании (3000^оС-5000^оС или действие электрического разряда) образуется атомарный азот, который реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом с образованием бинарных соединений:

2С  + N₂  →  N≡C–C≡N

Молекулярный азот, таким образом, не реагирует с серой, фосфором, мышьяком, углеродом.

1.3. Азот взаимодействует с водородом при высоком давлении и высокой температуре, в присутствии катализатора. При этом образуется аммиак:

N₂   +   ЗН₂   ⇄    2NH₃

Этот процесс экзотермический, т.е. протекает с выделением теплоты.

1.4. Азот реагирует с активными металлами: с литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании. При этом образуются бинарные соединения-нитриды.

Например, литий реагирует с азотом с образованием нитрида лития:

N₂   +   6Li   →   2Li₃N

2. Со сложными веществами азот практически не реагирует из-за крайне низкой реакционной способности.

Взаимодействие возможно только в жестких условиях с активными веществами, например, сильными восстановителями.

Например, азот окисляет гидрид лития:

N₂    +  3LiH  →   Li₃N   +   NH₃

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3^о:

 У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск

ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

2NH₄Cl    +  Са(OH)₂   →   CaCl₂  + 2NH₃  +   2Н₂O

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например, гидролиз нитрида кальция:

Ca₃N₂    +   6H₂O  →  ЗСа(OH)₂    +    2NH₃

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

N₂    +   3Н₂    ⇄    2NH₃

Процесс проводят при температуре 500-550^оС и в присутствии катализатора.  Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH₃   +   H₂O    ⇄    NH₄⁺   +   OH^–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH₃    +    H₂SO₄    →    NH₄HSO₄

2NH₃   +   H₂SO₄    →   (NH₄)₂SO₄

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH₃    +    H₂O   + CO₂  →    NH₄HCO₃

2NH₃   +   H₂O   + CO₂    →   (NH₄)₂CO₃

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

NH₃   +   HCl  →   NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO₄  + 2NH₃  + 2H₂O  →  Fe(OH)₂  + (NH₄)₂SO₄

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH₃    +  CuCl₂  →  [Cu(NH₃)₄]Cl₂

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH₃    +   Cu(OH)₂   → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH₃    +   3O₂    →  2N₂   +   6H₂O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH₃   +    2Na   →   2NaNH₂   +  H₂

 Также возможно образование Na₂NH,  Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃    +   2Al   →   2AlN   +   3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH₃    +   3Cl₂    →  N₂   +   6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH₃    +   3H₂O₂    →  N₂   +   6H₂O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

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

Соли аммония

Соли аммония – это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка.

Способы получения солей аммония

1. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами. Реакции подробно описаны выше.

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Например, хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:

NH₄Cl + AgNO₃ → AgCl + NH₄NO₃

3. Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония. При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.

Например, гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:

NH₄НCO₃  +   NH₃   →   (NH₄)₂CO₃

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты, почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH₄Cl   ⇄   NH₄⁺ + Cl^–

2. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например, карбонат аммония  реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

(NH₄)₂CO₃    +   2НCl →   2NH₄Cl + Н₂O + CO₂

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH₄Cl     +   KOH   →   KCl    +   NH₃   +   H₂O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

NH₄Cl   +    Н₂O    ↔   NH₃ ∙ H₂O   +   HCl

NH₄⁺     +     HOH    ↔   NH₃ ∙ H₂O      +   H⁺

4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

NH₄Cl   →    NH₃   +   HCl

NH₄HCO₃    →   NH₃   +   CO₂    +   H₂O

  (NH₄)₂SO₄    →   NH₄HSO₄   +  NH₃

NH₄HS  →   NH₃   +   H₂S

Если соль  содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается  изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

NH₄NO₂   →   N₂    +    2H₂O  

190 – 245° C:

NH₄NO₃  →   N₂O   +   2H₂O

При температуре 250 – 300°C:

 2NH₄NO₃  →   2NO    +   4H₂O

При температуре выше 300°C:

2NH₄NO₃    →   2N₂   +   O₂   +   4H₂O

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

(NH₄)₂Cr₂O₇  →   Cr₂O₃    +   N₂   +   4H₂O

Окислитель –  хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов.  Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Оксиды азота

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
N2O Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
NO Оксид азота (II)	бесцветный	газ	несолеобразующий
N2O3 Оксид азота (III), азотистый ангидрид	синий	жидкость	кислотный
NO2 Оксид азота (IV), диоксид азота, «лисий хвост»	бурый	газ	кислотный (соответствуют две кислоты)
N2O5 Оксид азота (V), азотный ангидрид	бесцветный	твердый	кислотный

Оксид азота (I)

Оксид азота (I) –  это несолеобразующий оксид. Малые концентрации закиси азота вызывают лёгкое опьянение (отсюда название — «веселящий газ»). При вдыхании чистого газа быстро развиваются состояние опьянения и сонливость. Закись азота обладает слабой наркотической активностью, в связи с чем в медицине её применяют в больших концентрациях. В смеси с кислородом при правильном дозировании (до 80 % закиси азота) вызывает хирургический наркоз.

Строение молекулы оксида азота (I) нельзя описать методом валентных связей. Так как оксид азота (I) состоит из двух, так называемых резонансных структур, которые переходят одна в другую:

Общую формулу в таком случае можно задать, обозначая изменяющиеся связи в резонансных структурах пунктиром:

Получить оксид азота (I) в лаборатории можно разложением нитрата аммония:

 NH₄NO₃  →   N₂O   +   2H₂O

Химические свойства оксида азота (I):

1. При нормальных условиях оксид азота (I) инертен. При нагревании проявляет свойства окислителя. Оксид азота (I) при нагревании окисляет водород, аммиак, металлы, сернистый газ и др. При этом азот восстанавливается в простое вещество.

N₂O      +    H₂    →  N₂   +   H₂O

N₂O      +    Mg   →  N₂   +   MgO

N₂O      +   2Cu   →  N₂   +   Cu₂O

3N₂O    +   2NH₃  →   4N₂   +  3H₂O

N₂O      +    H₂O   +  SO₂  →   N₂   +   H₂SO₄

Еще пример: оксид азота (I) окисляет углерод и фосфор при нагревании:

N₂O   +   C   →   N₂   +   CO

5N₂O   +   2Р   →   5N₂   +   Р₂O₅

2. При взаимодействии с сильными окислителями N₂O может проявлять свойства восстановителя.

Например, N₂O окисляется раствором перманганата в серной кислоте:

5N₂O    +    3H₂SO₄   +   2KMnO₄   →  10NO   +   2MnSO₄    +   K₂SO₄    +  3H₂O

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) –  это несолеобразующий оксид.  В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения.

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например, при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

3Cu   +   8HNO_3(разб.)  →  3Cu(NO₃)₂   +  2NO  + 4H₂O

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

3FeCl₂    +     NaNO₃   +   4HCl   →   3FeCl₃   +   NaCl    +  NO   +   2H₂O

  2HNO₃   +  6HI   →   2NO   +   I₂    +   4H₂O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

N₂   +   O₂  →   2NO

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака:

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

Химические свойства.

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей.

Например, горит в атмосфере кислорода:

2NO    +   O₂   →   2NO₂

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO   +   Cl₂  →  2NOCl

NO   +  O₃  →   NO₂   +   O₂

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя. В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например, оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

2NO   +   2H₂  →  N₂   +   2H₂O

2NO   +  2SO₂   →   2SO₃   +   N₂

Оксид азота (III)

Оксид азота (III), азотистый ангидрид – кислотный оксид. За счет азота со степенью окисления +3 проявляет восстановительные и окислительные свойства. Устойчив только при низких температурах, при более высоких температурах разлагается.

Способы получения: можно получить при низкой температуре из оксидов азота:

NO₂     +   NO   ↔   N₂O₃

Химические свойства:

1. Оксид азота (III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:

N₂O₃   +   H₂O   ↔  2HNO₂

2. Оксид азота (III) взаимодействует с основаниями и основными оксидами:

Например, оксид азота (III) реагирует с гидроксидом и оксидом натрия с образованием нитрита натрия и воды:

N₂O₃   +   2NaOH   →  2NaNO₂    +   H₂O

N₂O₃ + Na₂O →  2NaNO₂

Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) — бурый газ. Очень ядовит!  Для NO₂  характерна высокая химическая активность.

Способы получения.

1. Оксид азота (IV) образуется при окислении оксида азота (I) и оксида азота (II) кислородом или озоном:

2NO   +  O₂  →   2NO₂

2. Оксид азота (IV) образуется при действии концентрированной азотной кислоты на неактивные металлы.

Например, при действии концентрированной азотной кислоты на медь:

4HNO_3(конц.)    +    Cu   →    Cu(NO₃)₂    +    2NO₂   +   2H₂O

3. Оксид азота (IV) образуется также при разложении нитратов металлов, которые в ряду электрохимической активности расположены правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития.

Например, при разложении нитрата серебра:

2AgNO₃    →  2Ag   +   2NO₂    +   O₂

Химические свойства.

1. Оксид азота (IV) реагирует с водой с образованием двух кислот — азотной и азотистой:

2NO₂   +   H₂O   →  HNO₃   +   HNO₂

Если растворение NO₂ в воде проводить в избытке кислорода, то образуется только азотная кислота:

4NO₂   +   2H₂O   +  O₂   →  4HNO₃

Поскольку азотистая кислота неустойчива, то при растворении NO₂ в теплой воде образуются HNO₃  и   NO:

3NO₂   +   H₂O   →  2HNO₃   +   NO

2. При растворении оксида азота (IV) в щелочах образуются нитраты и нитриты:

 2NO₂   +   2NaOH   →  NaNO₃   +   NaNO₂   +   H₂O

4NO₂   +   2Ca(OH)₂  →   Ca(NO₂)₂   +   Ca(NO₃)₂      +   2H₂O

В присутствии кислорода образуются только нитраты:

4NO₂   +   4NaOH  +   O₂   →   4NaNO₃   +   2H₂O

3. Оксид азота (IV) – сильный окислитель. В атмосфере оксида азота (IV) горят фосфор, уголь, сера, оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI):

2NO₂   +   2S   →  N₂   +   2SO₂

2NO₂   +   2C   →  N₂   +   2CO₂

10NO₂   +   8P   →  5N₂   +   4P₂O₅

NO₂    +   SO₂  →   SO₃   +   NO

4. Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO₂  ⇄  N₂O₄

Оксид азота (V)

N₂O₅ – оксид азота (V), ангидрид азотной кислоты – кислотный оксид.

Получение оксида азота (V).

1. Получить оксид азота (V) можно окислением диоксида азота:

2NO₂ + O₃    →    N₂O₅ + O₂

2. Еще один способ получения оксида азота (V) – обезвоживание азотной кислоты сильным водоотнимающим веществом, оксидом фосфора (V):

2HNO₃    +   P₂O₅      →   2HPO₃    +    N₂O₅

Химические свойства оксида азота (V).

1. При растворении в воде оксид азота (V) образует азотную кислоту:

N₂O₅    +   H₂O   →  2HNO₃

2. Оксид азота (V), как типичный кислотный оксид, взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей-нитратов.

Например, оксид азота (V) реагирует с гидроксидом натрия:

N₂O₅    +   2NaOH   →  2NaNO₃  +   H₂O

Еще пример: оксид азота (V) реагирует с оксидом кальция:

N₂O₅ + CaO → Ca(NO₃)₂

3. За счет азота со степенью окисления +5 оксид азота (V) – сильный окислитель.

Например, он окисляет серу:

2N₂O₅   +   S   →   SO₂   +   4NO₂

4. Оксид азота (V) легко разлагается при нагревании (со взрывом):

2N₂O₅     →   4NO₂   +   O₂

Азотная кислота

Строение молекулы и физические свойства

Азотная кислота HNO₃ – это сильная одноосновная кислота-гидроксид. При обычных условиях бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C ( при нормальном атмосферном давлении). Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях. На свету частично разлагается.

Валентность азота в азотной кислоте равна IV, так как валентность V у азота отсутствует. При этом степень окисления атома азота равна +5. Так происходит потому, что атом азота образует 3 обменные связи и одну донорно-акцепторную, является донором электронной пары.

Поэтому строение молекулы азотной кислоты можно описать резонансными структурами:

Обозначим дополнительные связи между азотом и кислородом пунктиром. Этот пунктир по сути обозначает делокализованные электроны. Получается формула:

Способы получения

В лаборатории азотную кислоту можно получить разными способами:

1. Азотная кислота  образуется при действии концентрированной серной кислоты на твердые нитраты металлов. При этом менее летучая серная кислота вытесняет более летучую азотную.

Например, концентрированная серная кислота вытесняет азотную из кристаллического нитрата калия:

KNO₃    +    H₂SO_4(конц)    →    KHSO₄    +    HNO₃

2. В промышленности азотную кислоту получают из аммиака. Процесс осуществляется стадийно.

1 стадия. Каталитическое окисление аммиака.

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

2 стадия. Окисление оксида азота (II)  до оксида азота (IV) кислородом воздуха.

2NO   +    O₂   →    2NO₂

3 стадия. Поглощение оксида азота (IV) водой в присутствии избытка кислорода.

4NO₂   +   2H₂O   +  O₂   →  4HNO₃

Химические свойства

Азотная кислота – это сильная кислота. За счет азота со степенью окисления +5 азотная кислота проявляет сильные окислительные свойства.

1. Азотная кислота практически полностью диссоциирует в водном растворе.

 HNO₃ → H⁺ + NO₃^–

2. Азотная кислота реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами  и амфотерными гидроксидами. 

Например, азотная кислота взаимодействует с оксидом меди (II):

CuO   +   2HNO₃   →   Cu(NO₃)₂   +   H₂O

Еще пример: азотная кислота реагирует с гидроксидом натрия:

HNO₃   +   NaOH   →   NaNO₃   +   H₂O

3. Азотная кислота вытесняет более слабые кислоты из их солей (карбонатов, сульфидов, сульфитов). 

Например, азотная кислота взаимодействует с карбонатом натрия:

2HNO₃   +   Na₂CO₃   →  2NaNO₃   +   H₂O   +   CO₂

4. Азотная кислота частично разлагается при кипении или под действием света:

4HNO₃  →   4NO₂   +   O₂   +   2H₂O

5. Азотная кислота активно взаимодействует с металлами. При этом  никогда не выделяется водород! При взаимодействии азотной кислоты с металлами окислителем всегда выступает азот +5. Азот в степени окисления +5 может восстанавливаться до степеней окисления -3, 0, +1, +2 или +4 в зависимости от концентрации кислоты и активности металла.

металл + HNO₃ → нитрат металла + вода + газ (или соль аммония)

С алюминием, хромом и железом на холоду концентрированная HNO₃  не реагирует – кислота «пассивирует» металлы, т.к. на их поверхности образуется пленка оксидов, непроницаемая для концентрированной азотной кислоты. При нагревании реакция идет. При этом азот восстанавливается до степени окисления +4:

Fe    +   6HNO_3(конц.)  →   Fe(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

 Al   +   6HNO_3(конц.)   →  Al(NO₃)₃   +   3NO₂  +   3H₂O

Золото и платина не реагируют с азотной кислотой, но растворяются в «царской водке» – смеси концентрированных азотной и соляной кислот в соотношении 1 :  3 (по объему):

HNO₃      +   3HCl   +   Au   →   AuCl₃   +   NO   +   2H₂O

Концентрированная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (IV), азот восстанавливается минимально:

4HNO_3(конц.)    +    Cu   →    Cu(NO₃)₂    +    2NO₂   +   2H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными) концентрированная азотная кислота реагирует с образованием оксида азота (I):

10HNO₃       +  4Ca   →    4Ca(NO₃)₂    +    2N₂O   +   5H₂O

Разбавленная азотная кислота взаимодействует с неактивными металлами и металлами средней активности (в ряду электрохимической активности после алюминия). При этом образуется оксид азота (II).

8HNO_{3 (разб.)}     +    3Cu   →    3Cu(NO₃)₂    +    2NO   +   4H₂O

С активными металлами (щелочными и щелочноземельными), а также оловом и железом разбавленная азотная кислота реагирует с образованием молекулярного азота:

12HNO_3(разб)     +  10Na   →    10NaNO₃    +    N₂   +   6H₂O

При взаимодействии кальция и магния с азотной кислотой любой концентрации (кроме очень разбавленной) образуется оксид азота (I):

10HNO₃       +  4Ca    →   4Ca(NO₃)₂    +    2N₂O   +   5H₂O

Очень разбавленная азотная кислота реагирует с металлами с образованием нитрата аммония:

10HNO₃         +  4Zn   →    4Zn(NO₃)₂    +    NH₄NO₃   +   3H₂O

Таблица. Взаимодействие азотной кислоты с металлами.

Азотная кислота
Концентрированная	Разбавленная
с Fe, Al, Cr	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с щелочными и щелочноземельными металлами	с неактивными металлами и металлами средней активности (после Al)	с металлами до Al в ряду активности, Sn, Fe
пассивация при низкой Т	образуется NO2	образуется N2O	образуется NO	образуется N2

6. Азотная кислота окисляет и неметаллы (кроме кислорода, водорода, хлора, фтора и некоторых других). При взаимодействии с неметаллами HNO₃  обычно восстанавливается до NO  или NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот, либо оксидов (если кислота неустойчива).

Например, азотная кислота окисляет серу, фосфор, углерод, йод:

6HNO₃       +   S     →   H₂SO₄   +   6NO₂    +    2H₂O

Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом.

5HNO₃      +    P   →    H₃PO₄     +   5NO₂    +    H₂O

5HNO₃      +    3P     +    2H₂O   →    3H₃PO₄     +   5NO

Видеоопыт взаимодействия фосфора с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

4HNO₃     +    C   →   CO₂    +    4NO₂    +    2H₂O

Видеоопыт взаимодействия угля с безводной азотной кислотой можно посмотреть здесь.

10HNO₃   +   I₂  →   2HIO₃   +   10NO₂   +   4H₂O

7. Концентрированная азотная кислота окисляет сложные вещества (в которых есть элементы в отрицательной, либо промежуточной степени окисления): сульфиды металлов, сероводород, фосфиды, йодиды, соединения железа (II) и др. При этом азот восстанавливается до NO₂, неметаллы окисляются до соответствующих кислот (или оксидов), а металлы окисляются до устойчивых степеней окисления.

Например, азотная кислота окисляет оксид серы (IV):

2HNO₃     +   SO₂  →   H₂SO₄     +   2NO₂

Еще пример: азотная кислота окисляет йодоводород:

6HNO₃   +   HI   →  HIO₃   +   6NO₂   +   3H₂O

Азотная кислота окисляет углерод до углекислого газа, т.к. угольная кислота неустойчива.

3С    +    4HNO₃   →    3СО₂    +    4NO    +   2H₂O

Сера в степени окисления -2 окисляется без нагревания до простого вещества, при нагревании до серной кислоты. 

Например, сероводород окисляется азотной кислотой без нагревания до молекулярной серы:

2HNO₃     +   H₂S     →  S    +    2NO₂   +   2H₂O

При нагревании до серной кислоты:

2HNO₃     +   H₂S     →  H₂SO₄    +    2NO₂   +   2H₂O

8HNO₃     +    CuS   →   CuSO₄    +   8NO₂    +   4H₂O

Соединения железа (II) азотная кислота окисляет до соединений железа (III):

4HNO₃     +    FeS   →   Fe(NO₃)₃  +   NO    +   S    +   2H₂O

8. Азотная кислота окрашивает белки в оранжево-желтый цвет («ксантопротеиновая реакция»).

Ксантопротеиновую реакцию проводят для обнаружения белков, содержащих в своем составе ароматические аминокислоты. К раствору белка прибавляем концентрированную азотную кислоту. Белок свертывается. При нагревании белок желтеет. При добавлении избытка аммиака окраска переходит в оранжевую.

Видеоопыт обнаружения белков с помощью азотной кислоты можно посмотреть здесь.

Азотистая кислота

Азотистая кислота HNO₂ — слабая, одноосновная, химически неустойчивая кислота.

Получение азотистой кислоты.

Азотистую кислоту легко получить вытеснением из нитритов более сильной кислотой.

Например, соляная кислота вытесняет азотистую кислоту из нитрита серебра:

AgNO₂   +   HCl   →    HNO₂    +   AgCl

Химические свойства.

1. Азотистая кислота HNO₂  существует только в разбавленных растворах, при нагревании она разлагается:

3HNO₂   →  HNO₃  +   2NO   +   H₂O

без нагревания азотистая кислота также разлагается:

2HNO₂    →    NO₂    +    NO   +   H₂O

2. Азотистая кислота взаимодействует с сильными основаниями.

Например, с гидроксидом натрия:

HNO₂   +   NaOH   →   NaNO₂   +   H₂O

3. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет слабые окислительные свойства. Окислительные свойства HNO₂ проявляет только при взаимодействии с сильными восстановителями.

Например, HNO₂ окисляет иодоводород:

2HNO₂   +   2HI   →   2NO   +   I₂   +   2H₂O

Азотистая кислота также окисляет иодиды в кислой среде:

2НNO₂   +   2KI   +   2H₂SO₄   →   K₂SO₄   +   I₂ +   2NO   +  2H₂O

Азотистая кислота окисляет соединения железа (II):

2HNO₂   +   3H₂SO₄   +   6FeSO₄  →   3Fe₂(SO₄)₃   +   N₂    +    4H₂O

4. За счет азота в степени окисления +3 азотистая кислота проявляет сильные восстановительные свойства. Под действием окислителей азотистая кислота переходит в азотную.

Например, хлор окисляет азотистую кислоту до азотной кислоты:

HNO₂   +  Cl₂    +  H₂O   →  HNO₃  +   2HCl

Кислород и пероксид водорода также окисляют азотистую кислоту:

2HNO₂   +   O₂  →  2HNO₃

HNO₂   +   H₂O₂  →  HNO₃   +   H₂O

Соединения марганца (VII) окисляют HNO₂:

5HNO₂   +   2HMnO₄  →   2Mn(NO₃)₂   +   HNO₃   +   3H₂O

Соли азотной кислоты — нитраты

Нитраты металлов — это твердые кристаллические вещества. Большинство очень хорошо растворимы в воде.

1. Нитраты термически неустойчивы, причем все они разлагаются на кислород и соединение, характер которого зависит от положения металла (входящего в состав соли) в ряду напряжений металлов:

• Нитраты щелочных и щелочноземельных металлов (до Mg в электрохимическом ряду) разлагаются до нитрита и кислорода.

Например, разложение нитрата натрия:

2KNO₃   →  2KNO₂   +   O₂    

Исключение – литий.

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

• Нитраты тяжелых металлов (от Mg до Cu, включая магний и медь) и литий разлагаются  до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Например, разложение нитрата меди (II):

  2Cu(NO₃)₂   →   2CuO    +    4NO₂   +   O₂

• Нитраты малоактивных металлов (правее Cu) – разлагаются до металла, оксида азота (IV) и кислорода.

Например, нитрат серебра:

2AgNO₃   →  2Ag   +   2NO₂    +   O₂

Исключения:

Нитрит железа (II) разлагается до оксида железа (III):

4Fe(NO₃)₂   →   2Fe₂O₃   +   8NO₂   +   O₂

Нитрат марганца (II) разлагается до оксида марганца (IV):

Mn(NO₃)₂   →   MnO₂   +   2NO₂ 

2. Водные растворы не обладают окислительно-восстановительными свойствами, расплавы – сильные окислители.

Например, смесь 75%    KNO₃,  15% C  и  10% S  называют «черным порохом»:

2KNO₃   +   3C    +    S   →   N₂    +   3CO₂    +   K₂S

Соли азотистой кислоты — нитриты

Соли азотистой кислоты устойчивее самой кислоты, и все они ядовиты. Поскольку степень окисления азота в нитритах  равна +3, то они проявляют как окислительные свойства, так и восстановительные.

Кислород, галогены и пероксид водорода окисляют нитриты до нитратов:

2KNO₂   +   O₂   →  2KNO₃

KNO₂   +   H₂O₂  →  KNO₃   +   H₂O

KNO₂   +   H₂O   +   Br₂   →  KNO₃   +   2HBr

Лабораторные окислители — перманганаты, дихроматы — также окисляют нитриты до нитратов:

5KNO₂   +   3H₂SO₄   +   2KMnO₄   →   5KNO₃    +    2MnSO₄   +   K₂SO₄  +  3H₂O 

3KNO₂   +   4H₂SO₄   +   K₂Cr₂O₇   →   3KNO₃    +    Cr₂(SO₄)₃   +   K₂SO₄  +  4H₂O  

В кислой среде нитриты выступают в качестве окислителей.

При окислении йодидов или соединений железа (II) нитриты восстанавливаются до оксида азота (II):

 2KNO₂   +   2H₂SO₄   +   2KI   →  2NO    +   I₂    +   2K₂SO₄  +  2H₂O

  2KNO₂  +  2FeSO₄   +  2H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + K₂SO₄ + 2H₂O

При взаимодействии с очень сильными восстановителями (алюминий или цинк в щелочной среде) нитриты восстанавливаются максимально – до аммиака:

NaNO₂ + 2Al + NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + NH₃

Смесь нитратов и нитритов также проявляет окислительные свойства. Например, смесь нитрата и нитрита калия окисляет оксид хрома (III) до хромата калия:

3KNO₂   +   Cr₂O₃   +  KNO₃  →   2K₂CrO₄   +   4NO

Запишите формулы оксидов азота (II), (V), (I), (III), (IV).

Оксид азота

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 256.

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 256.

Известно десять оксидов азота, пять из которых находятся в стабильном состоянии. Атомы кислорода и азота во всех оксидах соединены ковалентной полярной химической связью.

Общее описание

Азот – это бесцветный двухатомный газ (N₂). Атомы в молекуле азота удерживает прочная тройная связь, что обуславливает инертность элемента. Азот реагирует с другими элементами и соединениями под действием внешних факторов – высокой температуры, электричества, катализаторов.

Оксиды образуются из солей аммония и азотной кислоты. Формулы оксидов азота и краткая характеристика соединений приведены в таблице.

Название	Формула	Получение	Особенности
Оксид диазота или оксид азота (I) – «веселящий газ»	N2O	– Нагревание нитрата аммония (опасность взрыва): NH4NO3 → N2O + 2H2O; – нагревание аминосульфоновой кислоты с разбавленной азотной кислотой: NH2SO2OH + HNO3 → N2O + H2SO4 + H2O	Бесцветный газ со сладковатым привкусом. Не горит, токсичен. Растворим в воде, серной кислота, спирте
Монооксид или оксид азота (II)	NO	Единственный оксид, получаемый непосредственным взаимодействием кислорода и азота при температуре 1200°С или при электрических разрядах: N2 + O2 → 2NO	Бесцветный ядовитый газ. На воздухе окисляется, приобретая коричневый цвет. Трудно сжижается. В жидком виде имеет голубой цвет
Триоксид диазота или оксид азота (III)	N2O3	При взаимодействии разбавленной азотной кислоты и твёрдого оксида мышьяка с последующим охлаждением: – 2HNO3 + As2O3 → NO2 + NO + 2HAsO3; – NO2 + NO → N2O3	При нормальных условиях – синяя жидкость. Может приобретать газообразное и твёрдое состояния. Сильно токсичен, вызывает ожоги кожи
Диоксид или оксид азота (IV)	NO2	– При взаимодействии азотной кислоты и меди: Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O; – при разложении нитрата свинца: 2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2	Ядовитый газ бурого цвета с острым запахом. Легко сжижается при температуре ниже +21°С, превращаясь в желтоватую жидкость
Пентаоксид диазота или оксид азота (V)	N2O5	– Дегидратация азотной кислоты в присутствии оксида фосфора: 2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + N2O5; – взаимодействие хлора и нитрата серебра: 4AgNO3 + 2Cl2 → 4AgCl + 2N2O5 + O2; – реакция оксида азота (IV) и озона: 2NO2 + O3 → N2O5 + O2	Бесцветное твёрдое кристаллическое соединение, крайне неустойчивое при нормальных условиях. Приобретает стабильную форму при температуре ниже +10°C

Помимо пяти стабильных оксидов азота известны ещё пять нестабильных соединений – NON₃, NO₂N₃, N(NO₂)₃, нитратный радикал NO₃ и димер, состоящий из двух простых молекул, диоксида азота (N₂O₄).

Химические свойства

Основные реакции оксидов азота с простыми и сложными веществами приведены в таблице.

Оксиды	Реакции	Уравнения
N2O	При нагревании разлагается. Окисляет неметаллы. Проявляет свойства восстановителя с сильными окислителями. Реагирует с аммиаком и его производными. Не образует солей. Не реагирует с водой, щелочами, кислотами	– 2N2O → 2N2 + O2; – 2N2O + C → 2N2 + CO2; – 5N2O + 8KMnO4 + 7H2SO4 → 5Mn(NO3)2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O; – 2NH3 + N2O → NH4N3 + H2O; – 2NaNH2 + N2O → NaN3 + NaOH + NH3
NO	Окисляется до диоксида азота на воздухе при нормальных условиях. Взаимодействует с галогенами. В присутствии сильного восстановителя проявляет окислительные свойства. Не образует соли, плохо растворим в воде	– 2NO + O2 → 2NO2; – 2NO + Cl2 → 2NOCl; – 2SO2 + 2NO → 2SO3 + N2
N2O3	Разлагается при нагревании. Реагирует с водой с образованием азотистой кислоты. Растворим в щелочах	– N2O3 → NO + NO2; – N2O3 + H2O → 2HNO2; – N2O3 + 2KOH → 2KNO2 + H2O
NO2	Реагирует с неметаллами, металлами, галогенами, водой. Окисляет оксиды серы. Растворяется в щелочах	– 10NO2 + 8P → 4P2O5 + 5N2; – 4NO2 + Zn → Zn(NO3)2 + 2NO; – 2NO2 + 2Cl2 → NOCl + NO2Cl + Cl2O; – 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2; – NO2 + SO2 → SO3 + NO; – 2NO2 + 2KOH → KNO3 + KNO2 + H2O
N2O5	Быстро разлагается с взрывом. Растворяется в воде, щелочах	– 2N2O5 → 4NO2 + O2; – N2O5 + H2O ↔ 2HNO3; – N2O5 + 2NaOH → 2NaNO3 + H2O

Оксиды используются для получения азотной кислоты. N₂O используется в качестве наркоза.

Что мы узнали?

Из темы урока узнали, что азот может образовывать пять стабильных оксидов, проявляя переменную валентность I, II, III, IV, V. Только один оксид (NO) можно получить непосредственным взаимодействием азота и кислорода при нагревании или под воздействием электричества. Остальные оксиды выделяются из солей аммония и азотной кислоты. Большинство оксидов – токсичные газы, способные сжижаться. Оксиды реагируют с металлами, неметаллами, щелочами, оксидами.

Тест по теме

Доска почёта

Чтобы попасть сюда – пройдите тест.

• 

  Олег Гаврюшкин

  8/10

• 

  Сергей Ефремов

  5/10

Оценка доклада

4.5

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 256.

---

А какая ваша оценка?