Соединения азота

Азотистая кислота (hno2)

Способы получения азотистой кислоты

• Растворение азотистого ангидрида N₂О₃ в воде:

N2О3 Н2O = 2HNО2

• Действие разбавленной серной кислоты на соли азотистой кислоты (нитриты):

2NaNО2 H2SO4 = Na2SO4 2HNО2

Физические свойства и строениеазотистой кислоты

графическая формула: Н-О-N=O.

В газовой фазе существует в виде пространственных изомеров (цис- и транс-изомеры):

Существует только в разбавленных растворах и газовой фазе. «Концентрированный» раствор азотистой кислоты голубого цвета, разбавленный — бледно-голубой, почти бесцветный

Кислота в больших концентрациях очень токсична, обладает мутагенными свойствами

Химические свойстваазотистой кислоты

HNО2слабая кислота и
существует лишь в разбавленных растворах;

• Она легко разлагается, например, при концентрировании растворов, при нагревании:

2HNО2 = NO NО2 Н2O

Кислотные свойства у HNО2 выражены слабо — по силе она не намного сильнее уксусной кислоты.

• Взаимодействует с сильными основаниями:

HNO2 NaOH → NaNO2 H2O

• Помимо свойств, общих с другими слабыми кислотами, HNО₂ проявляет окислительно-восстановительную активность.
• Окислительные свойства HNO₂ проявляет только в реакциях с сильными восстановителями:

2HNO2 2HI → 2NO I2 2H2O

2НNO2 2KI 2H2SO4 → K2SO4 I2 2NO 2H2O

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

При взаимодействии с окислителями проявляет сильные восстановительные свойства:

HNO2 Cl2 H2O → HNO3 2HCl

2HNO2 O2 → 2HNO3

HNO2 H2O2 → HNO3 H2O:

5HNO2 2HMnO4 → 2Mn(NO3)2 HNO3 3H2O

5HNО2 2KMnO4 3H2SO4 = 5HNО3 2MnSO4 K2SO4 3Н2O

ИспользованиеHNО2 в органическом синтезе

• В реакциях HNО₂ с первичными ароматическими аминами в кислой среде образуются соли диазония (реакции диазотирования):

• Соли диазония вступают в реакцию азосочетания с ароматическими аминами и фенолами с образованием азокрасителей (производные азобензола C₆H₅-N=N-C₆H₅):

• В реакциях
  HNО₂ с алифатическими первичными аминами также
  образуются соли диазония, но они крайне неустойчивы, поэтому мгновенно
  разлагаются с образованием спиртов и выделением азота:

R-NH2 HO-NO → R-OH N2↑ Н2O

Аммиак, химические свойства, получение

Аммиак. физические и химические свойства аммиака, получение, применение. соли аммония

Оксид азота (ii), монооксид азота (no)

Способы получениямонооксида азота

• В промышленности NО получается на 1-й стадии производства HNO₃ путем
  каталитического окисления NH₃:

4NH3 5O2 = 4NО 6Н2О

• В лаборатории NО можно получить действием разбавленной HNO₃ на малоактивные металлы:

8HNO3(разб.)   3Cu = 2NO 3Cu(NO3)2 4Н2О

• окислением хлорида железа (II) или йодоводорода
  азотной кислотой:

FeCl2 NaNO3 2HCl → FeCl3 NaCl NO H2O

 2HNO3 2HI → 2NO I2 2H2O

• В природе NО может образоваться из простых веществ под действием электрического разряда (во время грозы). На практике, для осуществления такого превращения требуется очень высокая Т:

N2 O2 = 2NО — Q

Физические свойствамонооксида азота

При нормальных условиях NО — газ, без цвета и запаха, плохо растворимый в воде. На воздухе приобретает коричневую окраску из-за окисления до диоксида азота. В жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет. Сжижается с трудом.

!NO — очень токсичен

В больших количествах способен изменить структуру гемоглобина

Химические свойствамонооксида азота

NO — несолеобразующий оксид.

Обладает
окислительно-восстановительной двойственностью, т.е. в реакциях может проявлять
свойства и окислителя, и восстановителя.

NO — окислитель

NO окисляет такие вещества, как

2NO 2H2 = N2↑ 2Н2О (со взрывом)

• углерод (графит) при 400-500ºС

2NO С = N2↑ СО2

• сернистый газ при нормальной температуре и повышенном давлении:

2NO SO2 Н2О = N2O↑ H2SO4

NO — восстановитель

В реакциях с сильными окислителями проявляет свойства восстановителя:

2NO O2 = 2NO2

10NO 6KMnO4 9H2SO4 = 10HNO3 3K2SO4 6MnSO4 4Н2О

2NO Cl2 → 2NOCl

NO O3 → NO2 O2

Оксид азота (iv), диоксид азота, лисий хвост, бурый газ (no2)

Способы получениядиоксида азота

Промышленный способ — окисление NO кислородом или озоном:

2NO O2 = 2NO2

Лабораторные способы:

• действие концентрированной HNO₃ на неактивные металлы:

4HNO3 Сu = 2NO2↑ Cu(NO3)2 2Н2О

• разложение нитратов металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжений металлов правее магния (включая магний) и при разложении нитрата лития:

2Pb(NO3)2 = 4NO2↑ O2↑ 2РbО

2AgNO3 → 2NO2↑ O2 2Ag

Физическиесвойствадиоксида азота

При комнатной
температуре бурый газ – это красно-бурая смесь газов NO2 и N2O4 (1:4) с резким запахом.

Хорошо
растворяется в холодной воде и полностью реагирует с ней. Насыщенный раствор
приобретает ярко зеленую окраску.

Вызывает
коррозию металлов.

!NO2 — ядовитый газ.

Химические свойствадиоксида азота

NO2 – кислотный оксид.  Смешанный ангидрид 2х кислот

Для негохарактерна высокая химическая активность.

Это очень сильный окислитель.

• Оксид азота (IV) димеризуется:

2NO2 ⇄ N2O4

• NO₂взаимодействует с водой. При этом, реакции всегда являются окислительно – восстановительными, т.к. кислоты со степенью окисления азота 4 не существует и NO₂ при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот — азотной и азотистой:

2NO2 Н2О = HNO3 HNO2

в присутствии O2 растворение NO2 приводит к образованию только азотной кислоты:

4NO2 2Н2О O2 = 4HNO3

• Из-за низкой устойчивости азотистой кислоты при растворении NO₂ в теплойводе образуются HNO₃ и NO:

3NO2 H2O → 2HNO3 NO

А при нагревании выделяется кислород:

4NO2 2H2O → 4HNO3 O2

• Взаимодействие NO₂со щелочами:

в отсутствие O2:

2NO2 2NaOH = NaNO3 NaNO2 Н2О

в присутствии O2:

4NO2 4NaOH O2 = 4NaNO3 2Н2О

NO2 – очень сильный окислитель

Окислительная способность NO2 даже выше, чем у азотной кислоты. В его атмосфере горят Р, S, С, сернистый газ, йодоводород, металлы и некоторые органические вещества:

10NO2 8P = 5N2 4P2O5

2NO2 2S → N2 2SO2

2NO2 2C → N2 2CO2

NO2
SO2 → SO3 NO

2NO2 4Cu → N2 CuO

2NO2 8HI = N2 4I2 4Н2О

• Взаимодействует с водородом в присутствии катализаторов Pt или Ni, восстанавливаясь до аммиака:

2NO2 7Н2 = 2NH3 4Н2О

• NO₂ используется в ракетных топливах, т.к. при его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

2NO2 2N2H4 = 3N2 4Н2О Q

Оксид азота (v), азотный ангидрид, пентаоксид диазота (n2o5)

Способы получения азотного ангидрида

N2O5 можно получить:

• при окислении диоксида азота:

2NO2 O3 → N2O5 O2

• придействии на азотную кислоту сильным водоотнимающим веществом (например, P₂O₅):

2HNO3 P2O5 → 2HPO3 N2O5

Физические свойстваазотного ангидрида

В твердом виде – белый, в жидком и
газообразном виде – бесцветные.

Химические свойства азотного ангидрида

N2O5– кислотный оксид.

• При растворении его в воде образуется азотная кислота:

N2O5 H2O → 2HNO3

• Вступает
  в реакции с основаниями и основными оксидами с образованием нитратов:

N2O5 2NaOH → 2NaNO3 H2O

N2O5 CaO → Ca(NO3)2

N2O5– сильный окислитель

• Взаимодействует с серой, окисляя ее до SO₂:

2N2O5 S → SO2 4NO2

• N₂O₅ энергично разлагается на свету при комнатной температуре. Иногда разложение протекает самопроизвольно со взрывом:

2N2O5  → 4NO2 O2

Оксид азота
(i), закись
азота, веселящий газ (n2o)

Способы получения оксида азота (I)

• Разложение нитрата аммония при небольшом нагреве:

NH4NO3 = N2O↑ 2Н2О

• Действие HNO₃ на активные металлы:

10HNO3(конц.) 4Са = N2O↑ 4Ca(NO3)2  5Н2О

Физические свойстваоксида азота (I)

При обычной температуре
N2O — бесцветный газ, имеющий слабый приятный запах и
сладковатый вкус;

Обладает наркотическим
действием. При вдыхании небольших количеств вызывает легкое опьянение, сонливость.
Более высокие концентрации вызывают сначала судорожный смех, затем — потерю
сознания.

Химические свойстваоксида азота (I)

N2O — несолеобразующий оксид. Он не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т.е. не вступает в реакции с основаниями, с разбавленными кислотами, с водой.

N2O – малореакционноспособен, но способен вступать в реакции с некоторыми веществами

• При нагревании выше 500ºСразлагается на газообразные азот и кислород:

2N2O → 2N2 O2

• При нагревании взаимодействует:
• с концентрированной серной кислотой:

N2O H2SO4 (конц) → NO↑ SO2↑ H2O

N2O SO2 Н2О = N2↑ H2SO4

N2O H2 → N2 H2O

N2O Mg → N2 MgO

N2O 2Cu → N2 Cu2O

3N2O 2NH3 → 4N2 3H2O

 N2O C → N2 CO

5N2O 2Р → 5N2 Р2O5

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

Соли азотистой кислоты (нитриты)

Способы получения нитритов:

• Взаимодействие эквивалентного количества NO и NО₂ с раствором щелочи:

NO NО2 2NaOH = 2NaNО2 Н2O

• Реакции обмена NaNО₂ и солей металлов:

NaNО2 AgNО3 = AgNО2↓ NaNО3

• Разложение нитратов щелочных и щелочноземельных металлов:

2KNО3= 2KNО2 О2↑

Физические свойства нитритов:

В отличие от самой азотистой кислоты, ее соли — нитриты — устойчивы. Представляют собой хорошо растворимые в воде кристаллические вещества.

Наибольшее практическое применение
получили нитриты щелочных металлов — NaNО2 и KNО2.

!Нитриты
ядовиты.

Химические свойства нитритов:

Т.к. степень окисления азота в нитритах равна 3 (промежуточная степень окисления), то они также как и HNО2 обладают окислительно-восстановительной двойственностью.

• При
  взаимодействии с окислителями проявляет свойства восстановителей:

KNО2 Н2О2 = KNО3 Н2O

2KNO2 O2 → 2KNO3

KNO2 H2O Br2 → KNO3 2HBr

3KNО2 2КМпO4 Н2O = 3KNО3 2MnО2↓ 2КОН

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

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

• В реакциях с
  восстановителями в кислой среде проявляет свойства окислителей:

2KNО2 2KI 2H2SO4 = 2NO I2 2K2SO4 2Н2O

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

• При взаимодействии с очень сильными восстановителями нитриты восстанавливаются до аммиака:

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

• Смесь солей азотной и азотистой кислот
  (нитратов и нитритов) также проявляет окислительные свойства:

3KNO2 Cr2O3 KNO3 → 2K2CrO4 4NO

• Нитрит аммония при нагревании разлагается:

NH4NО2 = N2↑ 2Н2O