ورودبالاترین درجه اکسیداسیون نیتروژن برابر است با. حالت های اکسیداسیون نیتروژن در آمونیوم
1) نیترید- ترکیبات نیتروژن با عناصر الکترونگاتیو کمتر، به عنوان مثال، با فلزات و با تعدادی از غیر فلزات.
بدست آوردن نیتریدها
روش های مختلفی برای بدست آوردن نیتریدها وجود دارد.
1) روش سنتز از مواد ساده. در دمای بالانیتروژن اکسید می شود
بسیاری از فلزات و غیر فلزات، نیتریدها را تشکیل می دهند که در آنها درجه ای از خود نشان می دهد
اکسیداسیون-3:
3Mg + N 2 \u003d Mg 3 N 2
3Si + N 2 \u003d Si 3 N 2
از نیتریدهای کووالانسی بالاترین ارزشدارای نیترید هیدروژن H3N است
(آمونیاک) که در صنعت با سنتز از مواد ساده به دست می آید:
3H 2 + N 2 \u003d 2H 3 N
بیشتر آمونیاک تولید شده برای تولید اسید نیتریک استفاده می شود.
2) روش احیاء از اکسیدها در حضور نیتروژن. نه تنها کربن، بلکه فلزات یا هیدریدهای آنها نیز به عنوان یک عامل کاهنده در این فرآیندها استفاده می شود:
TiO 2 + CH 2 + N 2 \u003d TiN + CaO + H 2 O
3) روش تفکیک حرارتی. این روش با استفاده از ترکیبات حاوی فلز و نیتروژن، به عنوان مثال، آمینو کلریدها انجام می شود:
TiCl 4 4NH 3 \u003d TiN + NH 3 + HCl
به این ترتیب نیتریدهای AlN، VN، NbN، Ta 3 N 5، CrN، U 3 N، Fe 2 N به دست می آیند.
4) روش رسوب نیتریدها از فاز گاز. نمونه ای از این روش برهمکنش کلریدهای فلزی و اکسی کلریدها با آمونیاک است. این واکنش ها معمولا در دمای حدود 800 درجه سانتیگراد انجام می شود.
MeCl 4 + NH 3 → Men + HCl
MeOCl 3 + NH3→MeN + H 2 O + HCl
خواص شیمیایی نیتریدها
خواص نیتریدها کم و بیش به طور منظم در طول دوره ها و گروه های سیستم تناوبی تغییر می کند. به عنوان مثال، در دوره های کوتاه یک انتقال از نیتریدهای بازی به اسید وجود دارد:
Na 3 N Mg 3 N 2 AlN Si 3 N 4 P 3 N 5 S 3 N 4 Cl 3 N
اسید آمفوتریک پایه
نیتریدهای عناصر s گروه اول و دوم، به عنوان مثال Na3N، Mn3N2، مواد کریستالی هستند. از نظر شیمیایی، آنها کاملاً فعال هستند.
به عنوان مثال، آنها به راحتی توسط آب تجزیه می شوند و قلیایی و آمونیاک تشکیل می دهند:
Na 3 N + 3H 2 O \u003d 3NaOH + H 3 N
نیتریدهای اسیدی مانند Cl3N برای تشکیل اسیدها و آمونیاک هیدرولیز می شوند:
Cl 3 N + 3H 2 O \u003d 3HClO + H 3 N
نیتریدهای اساسی با اسیدها تعامل دارند:
Mg 3 N 2 + HCl \u003d MgCl 2 + H 3 N
در همان زمان، نیتریدهای اسیدی تمایل به تعامل با مواد قلیایی دارند:
BN + H 2 O + NaOH → BO 2 Na + H 3 N
نیتریدهای آمفوتریک، به ویژه AlN، می توانند با اسیدها و قلیاها واکنش دهند:
2ALN + H 2 SO 4 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + (NH 4) 2 SO 4
AlN + 3H 2 O + KOH → Al(OH) 4 K + H 3 N
نیتریدهای بازی و اسید با تشکیل نیتریدهای مخلوط وارد واکنش های تشکیل پیچیده می شوند، به عنوان مثال Li 5 TiN 3، Li 5 GenN 3 و غیره.
5LI 3 N + Ge 3 N 4 = 3Li 5 GenN 3
اصلی ترش
نیتریدهای فلز قلیایی ترکیبات ناپایداری هستند. در دمای معمولی، آنها با اکسیژن موجود در هوا تعامل ندارند. در دمای ذوب، آنها شروع به تجزیه به عناصر می کنند.
همه نیتریدهای کووالانسی نسبتاً پایدار هستند. به ویژه نیتریدهای آلومینیوم، بور و سیلیکون پایدار هستند که فقط در دمای 1000-1200 درجه سانتیگراد شروع به تجزیه ضعیف به عناصر می کنند. مقاومت بالایی در برابر اکسیداسیون، در برابر عمل فلزات مذاب، اسیدهای داغ و گازهای مختلف تهاجمی دارند.
نیتریدهای فلز مانند مقاومت شیمیایی بالایی دارند، به ویژه در برابر عمل اسیدهای سرد و در حال جوش، بسیاری از فلزات مذاب و همچنین در برابر اکسیداسیون در هوا. در محلول های قلیایی نیتریدهای فلز مانند پایداری کمتری دارند. هنگامی که با قلیاها و نمک های فلزات قلیایی ترکیب می شوند، به سرعت تجزیه می شوند.
هیدرازین
هیدرازین (NH 2 NH 2) مایعی با رطوبت بالا با توانایی قابل توجهی در جذب دی اکسید کربن و اکسیژن از هوا است. هیدرازین در دمای مثبت 1.5 درجه منجمد می شود، در دمای 113.5 درجه (فشار 760 میلی متر جیوه) می جوشد. وزن مخصوص یک ماده بسته به حالت تجمع آن و دمای محیط متفاوت است. در دمای منفی 5 درجه، چگالی هیدرازین جامد 1.146، مایع در دمای 0°-1.0253 و در دمای +15°-1.0114 است. با افزایش بیشتر دما، وزن مخصوص ترکیب کاهش می یابد. هیدرازین در آب، الکل ها، آمونیاک، آمین ها بسیار محلول است. در هیدروکربن ها و مشتقات هالوژن آنها نامحلول است. محلول های آبی دارای خواص اساسی هستند. هیدرازین یک عامل کاهنده قوی است. به همین دلیل، از نظر ترمودینامیکی ناپایدار است و به راحتی تحت تأثیر کاتالیزورها، هنگامی که در دمای بالا، تحت تأثیر تابش گرم می شود، تجزیه می شود. در هوا با شعله آبی می سوزد. در عین حال برجسته می کند مقدار قابل توجهیانرژی.
در صنعت، هیدرازین با روش Raschig به دست می آید که اولین مرحله آن عبارت است از اثر کلر بر روی آمونیاک و در نتیجه تشکیل کلرامین شکننده:
NH 2 Cl + NH 3 + NaOH = NH 2 -NH 2 + NaCl + H 2 O
خواص شیمیایی هیدرازین اولاً با این واقعیت تعیین می شود که مولکول آن از دو گروه آمینه با خواص بازی ضعیف تشکیل شده است. مطابق با این، هیدرازین، به عنوان یک باز ضعیف، می تواند با هر دو مولکول یک و دو مولکول یک اسید مونوبازیک، به عنوان مثال، اسید هیدروکلریک واکنش دهد:
N 2 H 4 + HCl \u003d N 2 H 5 Cl
N 2 H 4 + 2HCl \u003d N 2 H 6 Cl 2
واکنش آن با اسید سولفوریک منجر به سولفات هیدرازین (N 2 H 6 SO 4 ) می شود که مانند هر نمکی جامد و بسیار محلول در آب است. سولفات هیدرازین به نام سیگرازین در درمان بیماران سرطانی کاربرد پزشکی پیدا کرده است. بیماران سرطانی معمولاً سوء تغذیه شدید، کاهش وزن سریع و کاهش اشتها را تجربه می کنند. این پدیده ها در اثر اختلال در متابولیسم کربوهیدرات ها ایجاد می شوند.
یکی دیگر از ویژگی های هیدرازین خاصیت احیا کنندگی قوی آن است که هم به دلیل وجود پیوند ناپایدار نیتروژن-نیتروژن در مولکول آن و هم به دلیل وضعیت اکسیداسیون غیرعادی اتم های نیتروژن (-2) ایجاد می شود. نمونه ای از خواص کاهنده هیدرازین واکنش آن با پرمنگنات پتاسیم است که می توان از آن برای تعیین تحلیلی هیدرازین و همچنین واکنش با برخی از عوامل اکسید کننده دیگر استفاده کرد:
5 (NH 2 -NH 2) + 4KMnO 4 + 6H 2 SO 4 \u003d 5N 2 + 2K 2 SO 4 + 4MnSO 4 + 16H 2 O
هیدرازین در هوا می سوزد و این واکنش بسیار گرمازا است و منجر به تشکیل محصولات گازی می شود:
NH 2 -NH 2 + O 2 \u003d N 2 + 2H 2 O + 149.5 کیلو کالری / مول
هیدروکسیل آمین
در مولکول هیدروکسیل آمین، اتم نیتروژن دارای یک جفت الکترون خالی است. بنابراین، مانند آمونیاک و هیدرازین، قادر به واکنش های افزودن با تشکیل پیوند در حالت دهنده-گیرنده است. هیدروکسی آمین بسیار محلول در آب است و با اسیدها مانند کلرید هیدروکسی آمونیوم نمک تشکیل می دهد. حالت اکسیداسیون نیتروژن در هیدروکسیل آمین 1- است. بنابراین، هم خاصیت کاهنده و هم اکسید کننده از خود نشان می دهد. با این حال، توانایی کاهش هیدروکسی آمین مشخص تر است. به طور خاص، آن را به عنوان یک عامل کاهنده (عمدتا به شکل نمک) در عمل آزمایشگاهی استفاده می شود.
خواص شیمیایی:
در یک محلول آبی، بر اساس نوع اصلی که یک پایه ضعیف است، تجزیه می شود:
NH 2 OH + H 2 O = + + OH -
همچنین می تواند در نوع اسیدی تجزیه شود
NH 2 OH + H 2 O \u003d NH 2 O - + H 3 O +
مانند NH 3، هیدروکسیل آمین با اسیدها واکنش می دهد و نمک های هیدروکسی آمینیوم را تشکیل می دهد:
NH 2 OH + HCl = Cl
در هوا، اتصال ناپایدار است:
3NH 2 OH \u003d N 2 + NH 3 + 3H 2 O
اما در فشار 3 کیلو پاسکال (2.25 میلی متر جیوه) در دمای 32 درجه سانتی گراد ذوب می شود و در دمای 57 درجه سانتی گراد بدون تجزیه می جوشد.
در هوا، به راحتی توسط اکسیژن اتمسفر اکسید می شود:
4NH 2 OH + O 2 \u003d 6H 2 O + 2N 2
هیدروکسی آمین خواص یک عامل کاهنده را نشان می دهد؛ هنگامی که عوامل اکسید کننده روی آن اثر می کنند، N 2 یا N 2 O آزاد می شوند:
در برخی از واکنش ها، NH 2 OH خواص اکسید کننده را نشان می دهد، در حالی که به NH 3 یا NH 4 + کاهش می یابد.
اعلام وصول
در آزمایشگاه، با تجزیه نمک های هیدروکسیل آمین در خلاء به دست می آید: (NH 3 OH) 3 PO 4 یا (ClO 4) 2.
محلول الکلی هیدروکسیل آمین را می توان با اثر اتانول بر NH 3 OHCl به دست آورد.
در صنعت، نمک های هیدروکسیل آمین از احیای NO با هیدروژن در حضور کاتالیزور پلاتین یا هیدروژنه کردن اسید نیتریک و همچنین با اثر هیدروژن اتمی روی اسید نیتریک به دست می آیند.
نیتروژن- عنصر دوره دوم V از گروه A سیستم دوره ای، شماره سریال 7. فرمول الکترونیکیاتم [ 2 He] 2s 2 2p 3، حالت های اکسیداسیون مشخصه 0، -3، 3+ و 5+، کمتر 2+ و 4+ و غیره. حالت Nv نسبتاً پایدار در نظر گرفته می شود.
مقیاس حالت اکسیداسیون نیتروژن:
+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.
نیتروژن دارای الکترونگاتیوی بالایی است (3.07)، سومین پس از F و O. دارای خواص غیرفلزی (اسیدی) معمولی است، در حالی که اسیدهای مختلف حاوی اکسیژن، نمک ها و ترکیبات دوتایی و همچنین کاتیون آمونیوم NH 4 و آن را تشکیل می دهد. نمک ها
در طبیعت - هفدهمبا عنصر فراوانی شیمیایی (نهمین در بین غیر فلزات). حیاتی عنصر مهمبرای همه موجودات
ن 2
ماده ساده این شامل مولکول های غیر قطبی با پیوند بسیار پایدار N≡N ˚σππ است که بی اثر بودن شیمیایی عنصر را در شرایط عادی توضیح می دهد.
گازی بی رنگ، بی مزه و بی بو که به مایعی بی رنگ متراکم می شود (برخلاف O2).
جزء اصلی هوا 78.09 درصد حجمی، 75.52 در جرم است. نیتروژن از هوای مایع قبل از اینکه اکسیژن بجوشد. کمی محلول در آب (15.4 میلی لیتر / 1 لیتر H 2 O در دمای 20 درجه سانتیگراد)، حلالیت نیتروژن کمتر از اکسیژن است.
در دمای اتاق N 2 با فلوئور و تا حد بسیار کمی با اکسیژن واکنش می دهد:
N 2 + 3F 2 \u003d 2NF 3، N 2 + O 2 ↔ 2NO
واکنش برگشت پذیر بدست آوردن آمونیاک در دمای 200 درجه سانتی گراد، تحت فشار تا 350 اتمسفر و همیشه در حضور کاتالیزور (Fe, F 2 O 3 , FeO, در آزمایشگاه در Pt) انجام می شود.
N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 کیلوژول
مطابق با اصل Le Chatelier، افزایش بازده آمونیاک باید با افزایش فشار و کاهش دما اتفاق بیفتد. با این حال، سرعت واکنش در دمای پایینبسیار کوچک است، بنابراین فرآیند در دمای 450-500 درجه سانتیگراد انجام می شود و به بازده 15 درصد آمونیاک می رسد. N 2 و H 2 واکنش نداده به راکتور برمی گردند و در نتیجه وسعت واکنش را افزایش می دهند.
نیتروژن از نظر شیمیایی نسبت به اسیدها و قلیاها منفعل است و از احتراق پشتیبانی نمی کند.
اعلام وصولکه در صنعت- تقطیر کسری هوای مایع یا حذف شیمیایی اکسیژن از هوا، به عنوان مثال، با واکنش 2C (کک) + O 2 \u003d 2CO هنگام گرم شدن. در این موارد نیتروژن به دست می آید که حاوی ناخالصی های گازهای نجیب (عمدتاً آرگون) نیز می باشد.
در آزمایشگاه، مقادیر کمی از نیتروژن خالص شیمیایی را می توان با یک واکنش سوئیچینگ با حرارت متوسط به دست آورد:
N -3 H 4 N 3 O 2 (T) \u003d N 2 0 + 2H 2 O (60-70)
NH 4 Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)
برای سنتز آمونیاک استفاده می شود. اسید نیتریک و سایر محصولات حاوی نیتروژن به عنوان یک محیط بی اثر برای فرآیندهای شیمیایی و متالورژیکی و ذخیره مواد قابل اشتعال.
NH 3
ترکیب دوتایی، حالت اکسیداسیون نیتروژن - 3 است. یک گاز بی رنگ با بوی مشخصه تیز. این مولکول دارای ساختار یک چهار وجهی ناقص است [:N(H)3] (هیبریداسیون sp 3). حضور نیتروژن در مولکول NH 3 یک جفت الکترون دهنده در مدار هیبریدی sp 3 باعث واکنش افزودن مشخصه یک کاتیون هیدروژن با تشکیل یک کاتیون می شود. آمونیوم NH4. تحت فشار مثبت در دمای اتاق مایع می شود. در حالت مایع با پیوندهای هیدروژنی همراه است. از نظر حرارتی ناپایدار است. بگذارید خوب در آب حل شود (بیش از 700 لیتر در 1 لیتر H 2 O در دمای 20 درجه سانتیگراد). نسبت در محلول اشباع 34 درصد وزنی و 99 درصد حجمی است، pH = 11.8.
بسیار واکنش پذیر، مستعد واکنش های افزودنی است. در اکسیژن می سوزد، با اسیدها واکنش می دهد. خواص کاهنده (به دلیل N -3) و اکسید کننده (به دلیل H +1) را نشان می دهد. فقط با اکسید کلسیم خشک می شود.
واکنش های کیفی – تشکیل "دود" سفید در تماس با HCl گازی، سیاه شدن یک تکه کاغذ مرطوب شده با محلول جیوه 2 (NO3) 2.
یک محصول واسطه در سنتز HNO 3 و نمک های آمونیوم. در تولید سودا، کودهای نیتروژن، رنگ، مواد منفجره استفاده می شود. آمونیاک مایع یک مبرد است. سمی
معادلات مهم ترین واکنش ها:
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) "دود" سفید
4NH 3 + 3O 2 (هوا) = 2N 2 + 6 H 2 O (احتراق)
4NH 3 + 5O 2 = 4NO+ 6 H 2 O (800 درجه سانتی گراد، گربه Pt/Rh)
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O (500˚C)
2 NH 3 + 3 Mg \u003d Mg 3 N 2 + 3 H 2 (600 ˚C)
NH 3 (گرم) + CO 2 (گرم) + H 2 O \u003d NH 4 HCO 3 (دمای اتاق، فشار)
اعلام وصول. AT آزمایشگاه ها- جابجایی آمونیاک از نمک های آمونیوم هنگام گرم شدن با آهک سودا: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl \u003d CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
یا جوشاندن محلول آبی آمونیاک و سپس خشک کردن گاز.
در صنعتآمونیاک از نیتروژن با هیدروژن تولید می شود. تولید شده توسط صنعت به صورت مایع و یا به صورت محلول آبی غلیظ با نام فنی آب آمونیاک.
هیدرات آمونیاکNH 3
*
اچ 2
O.
اتصال بین مولکولی سفید، در شبکه کریستالی - مولکول های NH 3 و H 2 O که توسط یک پیوند هیدروژنی ضعیف محدود شده اند. در محلول آبی آمونیاک، یک باز ضعیف وجود دارد (محصولات تفکیک کاتیون NH 4 و آنیون OH هستند). کاتیون آمونیوم دارای ساختار چهار وجهی منظم است (هیبریداسیون sp 3). از نظر حرارتی ناپایدار است، هنگامی که محلول جوشانده می شود کاملاً تجزیه می شود. توسط اسیدهای قوی خنثی می شود. در محلول غلیظ خاصیت کاهشی (به دلیل N-3) از خود نشان می دهد. وارد واکنش تبادل یونی و تشکیل کمپلکس می شود.
واکنش کیفی- تشکیل "دود" سفید در تماس با HCl گازی. برای ایجاد یک محیط کمی قلیایی در محلول، در هنگام رسوب هیدروکسیدهای آمفوتریک استفاده می شود.
محلول آمونیاک 1 مولار عمدتاً حاوی هیدرات NH 3 * H 2 O و تنها 0.4٪ یون NH 4 OH (به دلیل تفکیک هیدرات) است. بنابراین، یونی "هیدروکسید آمونیوم NH 4 OH" عملا در محلول موجود نیست، در هیدرات جامد نیز چنین ترکیبی وجود ندارد.
معادلات مهم ترین واکنش ها:
NH 3 H 2 O (مجموع) = NH 3 + H 2 O (جوش با NaOH)
NH 3 H 2 O + HCl (تفاوت) = NH 4 Cl + H 2 O
3 (NH 3 H 2 O) (مجموع) + CrCl 3 = Cr(OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH 3 H 2 O) (مجموع) + 3Br 2 (p) = N 2 + 6 NH 4 Br + 8H 2 O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (مجموع) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4(NH 3 H 2 O) (مجموع) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4 (NH 3 H 2 O) (مجموع) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (مجموع) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
محلول آمونیاک رقیق (3-10٪) اغلب نامیده می شود آمونیاک(این نام توسط کیمیاگران اختراع شد) و محلول غلیظ (18.5 - 25٪) محلول آمونیاک است (تولید شده توسط صنعت).
اکسیدهای نیتروژن
مونوکسید نیتروژننه
اکسید تشکیل دهنده غیر نمک. گاز بی رنگ رادیکال حاوی یک پیوند اسپ کووالانسی (N꞊O)، در حالت جامد، دایمر N 2 O 2 co است. اتصال N-N. از نظر حرارتی بسیار پایدار است. حساس به اکسیژن اتمسفر (قهوه ای می شود). کمی در آب حل می شود و با آن واکنش نمی دهد. منفعل شیمیایی در رابطه با اسیدها و قلیاها. هنگامی که گرم می شود، با فلزات و غیر فلزات واکنش نشان می دهد. مخلوط بسیار واکنش پذیر NO و NO 2 ("گازهای نیتروژن"). یک محصول میانی در سنتز اسید نیتریک.
معادلات مهم ترین واکنش ها:
2NO + O 2 (مثلاً) = 2NO 2 (20 درجه سانتیگراد)
2NO + C (گرافیت) \u003d N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (قرمز) = 5N 2 + 2P 2 O 5 (150-200˚C)
2NO + 4Cu \u003d N 2 + 2 Cu 2 O (500-600˚C)
واکنش به مخلوط NO و NO 2:
NO + NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH(razb.) \u003d 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 \u003d 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450-500˚C)
اعلام وصولکه در صنعت: اکسیداسیون آمونیاک با اکسیژن روی کاتالیزور، در آزمایشگاه ها- تعامل اسید نیتریک رقیق با عوامل کاهنده:
8HNO 3 + 6Hg \u003d 3Hg 2 (NO 3) 2 + 2 نه+ 4 H 2 O
یا کاهش نیترات ها:
2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d 2 نه +
I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4
دی اکسید نیتروژننه 2
اکسید اسید، مشروط به دو اسید - HNO 2 و HNO 3 (اسید برای N 4 وجود ندارد) مطابقت دارد. گاز قهوه ای، مونومر NO 2 در دمای اتاق، دایمر بی رنگ مایع N 2 O 4 (دی نیتروژن تتروکسید) در سرما. به طور کامل با آب، مواد قلیایی واکنش نشان می دهد. عامل اکسید کننده بسیار قوی، خورنده به فلزات. برای سنتز اسید نیتریک و نیترات های بی آب، به عنوان یک اکسید کننده برای سوخت موشک، یک پاک کننده روغن از گوگرد، و یک کاتالیزور برای اکسیداسیون ترکیبات آلی استفاده می شود. سمی
معادله مهم ترین واکنش ها:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O \u003d 2HNO 3 + N 2 O 3 (همگام) (در سرما)
3 NO 2 + H 2 O \u003d 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2 NaOH (تفاوت) \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O \u003d 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH \u003d KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH 3 + 4 H 2 O (گربه 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)
اعلام وصول:که در صنعت -اکسیداسیون NO با اکسیژن اتمسفر، در آزمایشگاه ها- برهمکنش اسید نیتریک غلیظ با عوامل کاهنده:
6HNO 3 (مجموع، کوه ها) + S \u003d H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 O
5HNO 3 (مجموع، هورت) + P (قرمز) \u003d H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (مجموع، کوه ها) + SO 2 \u003d H 2 SO 4 + 2 NO 2
اکسید دیتروژنن 2 O
گاز بی رنگ با بوی خوش ("گاز خنده")، N꞊N꞊О، حالت رسمی اکسیداسیون نیتروژن +1، کم محلول در آب. از احتراق گرافیت و منیزیم پشتیبانی می کند:
2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
حاصل از تجزیه حرارتی نیترات آمونیوم:
NH 4 NO 3 \u003d N 2 O + 2 H 2 O (195-245˚C)
در پزشکی به عنوان بی حس کننده استفاده می شود.
تری اکسید دی نیتروژنن 2 O 3
در دماهای پایین، یک مایع آبی است، ON꞊NO 2، حالت اکسیداسیون رسمی نیتروژن +3 است. در دمای 20 درجه سانتیگراد، 90٪ به مخلوطی از NO بی رنگ و NO 2 قهوه ای ("گازهای نیتروژن"، دود صنعتی - "دم روباه") تجزیه می شود. N 2 O 3 - اکسید اسید، HNO 2 را با آب در سرما تشکیل می دهد، هنگامی که گرم می شود واکنش متفاوتی نشان می دهد:
3N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + 4NO
با قلیایی ها نمک های HNO 2، به عنوان مثال NaNO 2 می دهد.
از تعامل NO با O 2 (4NO + 3O 2 \u003d 2N 2 O 3) یا با NO 2 (NO 2 + NO \u003d N 2 O 3) به دست می آید.
با خنک کننده قوی "گازهای نیتروژن" و خطرناک برای محیط زیست، به عنوان کاتالیزور برای تخریب لایه اوزون جو عمل می کنند.
پنتوکسید دیتروژن ن 2 O 5
بی رنگ، جامد، O 2 N - O - NO 2، حالت اکسیداسیون نیتروژن +5 است. در دمای اتاق در عرض 10 ساعت به NO 2 و O 2 تجزیه می شود. با آب و مواد قلیایی به عنوان یک اکسید اسیدی واکنش می دهد:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
N 2 O 5 + 2 NaOH \u003d 2NaNO 3 + H 2
از کم آبی اسید نیتریک دوددار به دست می آید:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
یا اکسیداسیون NO 2 با ازن در دمای 78- درجه سانتیگراد:
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
نیتریت ها و نیترات ها
نیتریت پتاسیمKNO 2
. سفید، رطوبت گیر. بدون تجزیه ذوب می شود. پایدار در هوای خشک بگذارید خیلی خوب در آب حل شود (محلول بی رنگ تشکیل شود)، روی آنیون هیدرولیز می شود. یک عامل اکسید کننده و کاهنده معمولی در یک محیط اسیدی، در یک محیط قلیایی بسیار آهسته واکنش نشان می دهد. وارد واکنش های تبادل یونی می شود. واکنش های کیفیبر روی یون NO 2 - تغییر رنگ محلول بنفش MnO 4 و ظاهر شدن یک رسوب سیاه هنگام افزودن یون های I. این ماده در تولید رنگ ها به عنوان یک معرف تحلیلی برای اسیدهای آمینه و یدیدها، جزء عکاسی استفاده می شود. معرف ها
معادله مهم ترین واکنش ها:
2KNO 2 (t) + 2HNO 3 (conc.) \u003d NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (dil.) + O 2 (مثلاً) → 2KNO 3 (60-80˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO 4 - (بنفش) \u003d 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2 O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- \u003d 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (اشباع) + NH 4 + (اشباع) \u003d N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (BC) = 2NO + I 2 (سیاه) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (razb.) + Ag + \u003d AgNO 2 (زرد روشن) ↓
اعلام وصول که درصنعت– بازیابی نیترات پتاسیم در فرآیندهای:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (conc.) + Pb (اسفنج) + H 2 O = KNO 2+ Pb(OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 \u003d 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)
اچ
ایترات
پتاسیم
KNO 3
نام فنی پتاسیم،یا هندینمک ، نمکدان.سفید، بدون تجزیه ذوب می شود، پس از حرارت دادن بیشتر تجزیه می شود. مقاوم در برابر هوا. بسیار محلول در آب (بالا پایان دادناثر، = -36 کیلوژول)، هیچ هیدرولیز وجود ندارد. یک عامل اکسید کننده قوی در هنگام ذوب (به دلیل آزاد شدن اکسیژن اتمی). در محلول، تنها با هیدروژن اتمی کاهش می یابد (در یک محیط اسیدی به KNO 2، در یک محیط قلیایی به NH 3). در تولید شیشه به عنوان نگهدارنده مواد غذایی، جزء مخلوط های پیروتکنیک و کودهای معدنی استفاده می شود.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2 (400-500 ˚C)
KNO 3 + 2H 0 (روی، HCl رقیق شده) = KNO 2 + H 2 O
KNO 3 + 8H 0 (Al، KOH متمرکز) = NH 3 + 2H 2 O + KOH (80 ˚C)
KNO 3 + NH 4 Cl \u003d N 2 O + 2H 2 O + KCl (230-300 ˚C)
2 KNO 3 + 3C (گرافیت) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (احتراق)
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)
اعلام وصول: در صنعت
4KOH (افقی) + 4NO 2 + O 2 = 4KNO 3 + 2H 2 O
و در آزمایشگاه:
KCl + AgNO 3 \u003d KNO 3 + AgCl ↓
ترکیبات نیتروژن در حالت اکسیداسیون -3 توسط آمونیاک و نیتریدهای فلزی نشان داده می شوند.
آمونیاک- NH 3 یک گاز بی رنگ با بوی تند مشخص است. مولکول آمونیاک ساختاری هرمی دارد و شامل یک جفت الکترون تنها روی اتم نیتروژن است:
در دمای 33.4- درجه سانتیگراد، آمونیاک متراکم می شود و مایعی با حرارت تبخیر بسیار بالا تشکیل می دهد که به آن اجازه می دهد تا به عنوان مبرد در سیستم های تبرید صنعتی استفاده شود. آمونیاک مایع یک حلال خوب است؛ فلزات قلیایی و قلیایی خاکی در آن حل می شوند و محلول های رسانای رنگی تشکیل می دهند. در حضور یک کاتالیزور (FeCl 3)، فلز محلول با آمونیاک واکنش داده و هیدروژن آزاد می کند و یک آمید تشکیل می دهد، به عنوان مثال:
2Na + 2NH 3 \u003d 2NaNH 2 + H 2
سدیم آمید
در یک جو اکسیژن، آمونیاک با تشکیل نیتروژن می سوزد؛ در یک کاتالیزور پلاتین، آمونیاک به اکسید نیتریک (II) اکسید می شود:
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O
آمونیاک در آب بسیار محلول است، که در آن خواص یک پایه ضعیف را نشان می دهد:
NH 3 + H 2 O ® NH 3 × H 2 O NH 4 + + OH -
= 1.85 10 -5
به عنوان یک پایه، آمونیاک با اسیدها واکنش می دهد و نمک های کاتیون آمونیوم را تشکیل می دهد، به عنوان مثال:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
نمک های آمونیوم در آب بسیار محلول هستند و کمی هیدرولیز می شوند. در حالت کریستالی از نظر حرارتی ناپایدار هستند. ترکیب محصولات ترمولیز به خواص اسید تشکیل دهنده نمک بستگی دارد:
NH 4 Cl ® NH 3 + HCl
(NH 4) 2 SO 4 ® NH 3 + (NH 4) HSO 4
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 ® N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
تحت تأثیر قلیایی ها بر روی محلول های آبی نمک های آمونیوم، آمونیاک در هنگام گرم شدن آزاد می شود که این امکان را فراهم می کند تا از این واکنش به عنوان یک واکنش کیفی برای نمک های آمونیوم و به عنوان یک روش آزمایشگاهی برای به دست آوردن آمونیاک استفاده شود.
NH 4 Cl + NaOH \u003d NaCl + NH 3 + H 2 O
در صنعت آمونیاک از طریق سنتز مستقیم به دست می آید.
N 2 + 3H 2 2NH 3
از آنجایی که واکنش بسیار برگشت پذیر است، سنتز در فشار بالا (تا 100 مگاپاسکال) انجام می شود. برای تسریع لحظه تعادل، فرآیند در حضور یک کاتالیزور (آهن اسفنجی که توسط مواد افزودنی ترویج می شود) و در دمای حدود 500 درجه سانتی گراد انجام می شود.
نیتریدفلزات قلیایی و قلیایی خاکی ترکیبات یونی هستند که به راحتی توسط آب تجزیه می شوند و آمونیاک ایجاد می کنند.
Li 3 N + 3H 2 O \u003d 3LiOH + NH 3
نیتریدهای فلزات d ترکیبات کریستالی با ترکیب متغیر (برتولیدها)، بسیار نسوز و از نظر شیمیایی پایدار هستند.
هیدرازین- N 2 H 4 - مهمترین ترکیب نیتروژن معدنی در حالت اکسیداسیون -2 است.
هیدرازین مایعی بی رنگ با نقطه جوش 114 درجه سانتی گراد است که در هوا دود می کند. بخارات هیدرازین بسیار سمی هستند و با هوا مخلوط های انفجاری تشکیل می دهند. هیدرازین از اکسید کردن آمونیاک با هیپوکلریت سدیم به دست می آید:
2NH 3 + NaClO = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
هیدرازین به هر نسبت با آب قابل اختلاط است و در محلول به عنوان یک باز دی اسید ضعیف عمل می کند و دو سری نمک تشکیل می دهد.
N 2 H 4 + H 2 O N 2 H 5 + + OH -، Kb = 9.3×10 -7.
N 2 H 5 + + H 2 O N 2 H 6 2 + + OH - ، K b = 8.5×10 -15;
N 2 H 4 + HCl N 2 H 5 Cl; N 2 H 5 Cl + HCl N 2 H 6 Cl 2
هیدروسونیوم کلرید دی هیدروسونیوم دی کلرید
هیدرازین قوی ترین عامل کاهش دهنده است:
4KMnO 4 + 5N 2 H 4 + 6H 2 SO 4 = 5N 2 + 4MnSO 4 + 2K 2 SO 4 + 16H 2 O
هیدرازین و مشتقات آن به طور گسترده ای به عنوان سوخت موشک استفاده می شود.
هیدروکسیل آمین- NH 2 OH - ترکیب معدنی اصلی نیتروژن در حالت اکسیداسیون -1.
هیدروکسی آمین یک ماده کریستالی بی رنگ (mp 33 درجه سانتیگراد)، بسیار محلول در آب است که در آن خواص یک پایه ضعیف را نشان می دهد.
NH 2 OH + H 2 O + + OH - ، K b = 2×10 -8
هیدروکسیل آمین با کاهش اسید نیتریک با هیدروژن در زمان جداسازی در طول الکترولیز به دست می آید:
HNO 3 + 6 [H] \u003d NH 2 OH + 2H 2 O
اتم نیتروژن در مولکول NH 2 OH حالت اکسیداسیون متوسطی را نشان می دهد (بین -3 و +5)، بنابراین هیدروکسیل آمین می تواند هم به عنوان یک عامل کاهنده و هم به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل کند:
2N -1 H 2 OH + I 2 + 2KOH \u003d N 0 2 + 2KI + 4H 2 O
عامل کاهنده
2N -1 H 2 OH + 4FeSO 4 + 3H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + (N -3 H 4) 2 SO 4 + 2H 2 O
عامل اکسید کننده
نیتروژن در اکسیدها و همچنین اسیدهای حاوی اکسیژن و نمکهای آنها حالتهای اکسیداسیون مثبت را نشان می دهد.
اکسید نیتریک (I) - N 2 O (اکسید نیتروژن، گاز خنده). ساختار مولکول آن را می توان با رزونانس دو طرح ظرفیتی منتقل کرد که نشان می دهد این ترکیب را می توان فقط به صورت رسمی به عنوان اکسید نیتریک (I) در نظر گرفت، در واقع این اکسی نیترید نیتروژن (V) است - ON +5 N -3.
N 2 O گازی بی رنگ با بوی کمی مطبوع است. در غلظت های کوچک باعث شادی افسارگسیخته می شود، در دوزهای زیاد اثر بیهوشی عمومی دارد. مخلوطی از اکسید نیتروژن (80%) و اکسیژن (20%) در پزشکی برای بیهوشی استفاده می شود.
در شرایط آزمایشگاهی، اکسید نیتریک (I) را می توان با تجزیه نیترات آمونیوم به دست آورد:
NH 4 NO 3 ¾® N 2 O + 2H 2 O
N 2 O بدست آمده با این روش حاوی ناخالصی هایی از اکسیدهای نیتروژن بالاتر است که بسیار سمی هستند!
با توجه به خواص شیمیایی، اکسید نیتریک (I) یک اکسید معمولی غیر نمک ساز است و با آب، اسیدها و قلیاها واکنش نمی دهد. هنگامی که گرم می شود، تجزیه می شود و اکسیژن و نیتروژن تشکیل می شود. به همین دلیل، N 2 O می تواند به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل کند، به عنوان مثال:
N 2 O + H 2 \u003d N 2 + H 2 O
اکسید نیتریک (II)- NO یک گاز بی رنگ، بسیار سمی است. در هوا، به سرعت توسط اکسیژن اکسید می شود تا اکسید نیتریک (IV) کمتر سمی نباشد. در صنعت، NO با عبور هوا از یک قوس الکتریکی (3000-4000 درجه سانتیگراد) به دست می آید.
یک روش آزمایشگاهی برای به دست آوردن اکسید نیتریک (II) برهمکنش مس با اسید نیتریک رقیق است.
3Cu + 8HNO 3 (تفاوت) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
اکسید نیتریک (II) یک اکسید غیر نمک ساز، یک عامل احیا کننده قوی است که به راحتی با اکسیژن و هالوژن ها واکنش می دهد.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2; 2NO + Cl 2 = 2NOCl
نیتروزیل کلرید
در عین حال، هنگام تعامل با عوامل کاهنده قوی، NO به عنوان یک عامل اکسید کننده عمل می کند:
2NO + 2H 2 = N 2 + 2H 2 O
اکسید نیتریک (III)- N 2 O 3 - مایع به شدت از رنگ آبی(t.cr. - 100 درجه سانتیگراد). فقط در حالت مایع و جامد در دماهای پایین پایدار است. به نظر می رسد که به دو شکل وجود دارد:
اکسید نیتریک (III) از تراکم همزمان بخارهای NO و NO 2 به دست می آید. در مایعات و بخارات تجزیه می شود.
NO 2 + NO N 2 O 3
خواص اکسید اسیدی معمولی است. با آب واکنش می دهد و اسید نیتروژن تشکیل می دهد و با قلیاها نمک ها - نیتریت ها را تشکیل می دهد.
N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2
N 2 O 3 + 2 NaOH \u003d 2NaNO 2 + H 2 O
اسید نیتروژن- اسید با قدرت متوسط (Ka = 1×10 -4). در شکل خالص خود جدا نشده است، در محلول ها به دو شکل توتومر وجود دارد (توتومرها ایزومرهایی هستند که در تعادل دینامیکی هستند.)
نیتریت فرم نیترو
نمک های اسید نیتروژن پایدار هستند. آنیون نیتریت دوگانگی ردوکس مشخصی را نشان می دهد. بسته به شرایط، می تواند هم عملکرد یک عامل اکسید کننده و هم عملکرد یک عامل کاهنده را انجام دهد، به عنوان مثال:
2NaNO 2 + 2KI + 2H 2 SO 4 = I 2 + 2NO + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
عامل اکسید کننده
KMnO 4 + 5NaNO 2 + 3H 2 SO 4 = 2MnSO 4 + 5 NaNO 3 + K 2 SO 4 + 3H 2 O
عامل کاهنده
اسید نیتروژن و نیتریت ها مستعد عدم تناسب هستند:
3HN +3 O 2 \u003d HN +5 O 3 + 2N +2 O + H 2 O
اکسید نیتریک (IV)- NO 2 - گاز قهوه ای، با تیز بوی بد، به شدت سمی! در صنعت، NO 2 از اکسیداسیون NO تولید می شود. روش آزمایشگاهی برای به دست آوردن NO 2 برهمکنش مس با اسید نیتریک غلیظ و همچنین تجزیه حرارتی نیترات سرب است.
Cu + 4HNO 3 (conc.) = Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
2Pb(NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2
مولکول NO 2 یک الکترون جفت نشده دارد و یک رادیکال آزاد پایدار است. بنابراین، اکسید نیتریک به راحتی دیمر می شود. این فرآیند برگشت پذیر است و به دما بسیار حساس است.
پارامغناطیس، دیامغناطیس،
قهوه ای بی رنگ
دی اکسید نیتروژن یک اکسید اسیدی است که با آب واکنش می دهد و مخلوطی از اسید نیتریک و نیتروژن (انیدرید مخلوط) را تشکیل می دهد.
2NO 2 + H 2 O \u003d HNO 2 + HNO 3
2NO 2 + 2 NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O
اکسید نیتریک (V)- N 2 O 5 - ماده کریستالی سفید. از کم آبی اسید نیتریک یا اکسیداسیون نیتریک اکسید (IV) با ازن به دست می آید:
2HNO 3 + P 2 O 5 \u003d N 2 O 5 + 2HPO 3
2NO 2 + O 3 \u003d N 2 O 5 + O 2
در حالت کریستالی، N 2 O 5 دارای ساختار نمک مانند - + -، در بخار (t. vozg. 33 درجه سانتی گراد) - مولکولی است.
N 2 O 5 - اکسید اسید - انیدرید اسید نیتریک:
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3
اسید نیتریک- HNO 3 - یک مایع بی رنگ با نقطه جوش 84.1 درجه سانتیگراد، در اثر حرارت و در نور تجزیه می شود.
4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O
ناخالصی های دی اکسید نیتروژن به اسید نیتریک غلیظ رنگ زرد مایل به قهوه ای می دهد. اسید نیتریک به هر نسبت با آب قابل اختلاط است و یکی از قوی ترین اسیدهای معدنی است که در محلول کاملاً تجزیه می شود:
اسید نیتریک یکی از قوی ترین عوامل اکسید کننده است. عمق بازیابی آن به عوامل زیادی بستگی دارد: غلظت، دما، عامل کاهنده. معمولاً هنگامی که با اسید نیتریک اکسید می شود، مخلوطی از محصولات احیا تشکیل می شود:
HN +5 O 3 ® N + 4 O 2 ® N + 2 O ® N + 1 2 O ® N 0 2 ® +
محصول غالب اکسیداسیون غیر فلزات و فلزات غیر فعال با اسید نیتریک غلیظ اکسید نیتریک (IV) است:
I 2 + 10HNO 3 (conc) = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O
Pb + 4HNO 3 (conc) = Pb (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
اسید نیتریک غلیظ آهن و آلومینیوم را غیرفعال می کند. آلومینیوم حتی با اسید نیتریک رقیق غیرفعال می شود. اسید نیتریک با هر غلظتی روی طلا، پلاتین، تانتالیوم، رودیوم و ایریدیم تأثیر نمی گذارد. طلا و پلاتین در آب آشامیدنی حل می شوند - مخلوطی از اسیدهای نیتریک و هیدروکلریک غلیظ به نسبت 1: 3:
Au + HNO 3 + 4HCl \u003d H + NO + 2H 2 O
اثر اکسید کننده قوی آبزیا به دلیل تشکیل کلر اتمی در طی تجزیه نیتروزیل کلرید است که محصول برهمکنش اسید نیتریک با کلرید هیدروژن است.
HNO 3 + 3HCl \u003d Cl 2 + NOCl + 2H 2 O
NOCl = NO + Cl×
یک حلال موثر برای فلزات کم فعال، مخلوطی از اسیدهای نیتریک و هیدروفلوئوریک غلیظ است.
3Ta + 5HNO 3 + 21HF = 3H 2 + 5NO + 10H 2 O
اسید نیتریک رقیق شده، هنگام برهم کنش با فلزات غیرفلز و کم فعال، عمدتاً به اکسید نیتریک (II) کاهش می یابد، به عنوان مثال:
3P + 5HNO 3 (razb) + 2H 2 O \u003d 3H 3 PO 4 + 5NO
3Pb + 8HNO 3 (razb) \u003d 3Pb (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
فلزات فعال اسید نیتریک رقیق را به N 2 O، N 2 یا NH 4 NO 3 کاهش می دهند، به عنوان مثال،
4Zn + 10HNO 3 (razb) \u003d 4Zn (NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
نمک های اسید نیتریک - نیترات ها در آب بسیار محلول هستند و از نظر حرارتی ناپایدار هستند. تجزیه نیترات های فلزات فعال (به استثنای لیتیوم) که در سری پتانسیل های الکترود استاندارد در سمت چپ منیزیم قرار دارند، منجر به تشکیل نیتریت ها می شود.
2KNO 3 \u003d 2KNO 2 + O 2
در طی تجزیه نیترات های لیتیوم و منیزیم و همچنین نیترات های فلزی واقع در سری پتانسیل های الکترود استاندارد در سمت راست منیزیم، تا مس، مخلوطی از اکسید نیتریک (IV) و اکسیژن آزاد می شود.
2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2
نیترات های فلزات واقع در انتهای سری فعالیت به فلز آزاد تجزیه می شوند:
2AgNO 3 \u003d 2Ag + 2NO 2 + O 2
نیترات های سدیم، پتاسیم و آمونیوم به طور گسترده برای تولید باروت و مواد منفجره و همچنین کودهای نیتروژن (نیترات) استفاده می شود. سولفات آمونیوم، آب آمونیاک و کاربامید (اوره) - آمید فول کربنیک اسید H 2 N-C (O) -NH 2 نیز به عنوان کود استفاده می شود. عمده اسید نیتریک به تولید کودها و مواد منفجره می رود.
اسید نیتریک در صنعت به روش تماس یا قوس به دست می آید که در مرحله اول - تولید اکسید نیتریک (II) متفاوت است. روش قوس بر اساس تولید NO با عبور هوا از یک قوس الکتریکی است. در فرآیند تماس، NO از اکسیداسیون آمونیاک با اکسیژن روی یک کاتالیزور پلاتین تولید می شود. در مرحله بعد، اکسید نیتریک (II) توسط اکسیژن اتمسفر به اکسید نیتریک (IV) اکسید می شود. با حل کردن NO 2 در آب در مجاورت اکسیژن، اسید نیتریک با غلظت 60-65 درصد به دست می آید.
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4HNO 3
در صورت لزوم، اسید نیتریک با تقطیر با اسید سولفوریک غلیظ تغلیظ می شود. در آزمایشگاه، اسید نیتریک غلیظ را می توان از اثر اسید سولفوریک غلیظ بر روی نیترات سدیم کریستالی هنگام گرم شدن به دست آورد.
NaNO 3 + H 2 SO 4 \u003d HNO 3 + NaHSO 4
عناصر شیمیایی وجود دارند که حالت های اکسیداسیون متفاوتی از خود نشان می دهند، که باعث می شود در طی واکنش های شیمیایی تشکیل شوند تعداد زیادی ازترکیباتی با خواص معین دانستن ساختار الکترونیکیاتم، می توانید حدس بزنید که چه موادی تشکیل خواهند شد.
حالت های اکسیداسیون نیتروژن می تواند از 3- تا 5+ متغیر باشد که نشان دهنده تنوع ترکیبات مبتنی بر آن است.
ویژگی عنصر
نیتروژن متعلق به عناصر شیمیایی واقع در گروه 15 است، در دوره دوم در سیستم تناوبی مندلیف D.I. شماره سریال 7 و نام اختصاری N به آن اختصاص داده شده است. در شرایط عادی، یک عنصر نسبتا بی اثر، شرایط ویژه لازم است. برای واکنش ها
به طور طبیعی به عنوان یک گاز بی رنگ دو اتمی وجود دارد. هوای جویبا کسر حجمی بیش از 75٪. این در ترکیب مولکول های پروتئین، اسیدهای نوکلئیک و مواد حاوی نیتروژن با منشاء معدنی موجود است.
ساختار اتم
برای تعیین وضعیت اکسیداسیون نیتروژن در ترکیبات، شناخت ساختار هسته ای آن و مطالعه لایه های الکترونی ضروری است.
یک عنصر طبیعی با دو ایزوتوپ پایدار با عدد جرمی 14 یا 15 نشان داده می شود.
انواع مصنوعی اتم آن با جرم 12-13 و 16-17 وجود دارد که دارای هسته های ناپایدار هستند.
هنگام مطالعه ساختار الکترونیکی نیتروژن اتمی، می توان دریافت که دو لایه الکترونی (داخلی و بیرونی) وجود دارد. اوربیتال 1s حاوی یک جفت الکترون است.
پوسته بیرونی دوم فقط شامل پنج ذره با بار منفی است: دو ذره در سطح فرعی 2s و سه ذره در مدار 2p. سطح انرژی ظرفیت سلول های آزاد ندارد که نشان دهنده عدم امکان جداسازی جفت الکترون آن است. در نظر گرفته می شود که اوربیتال 2p فقط نیمی از الکترون ها پر شده است که به 3 ذره با بار منفی اجازه می دهد تا به هم متصل شوند. در این حالت، حالت اکسیداسیون نیتروژن -3 است.
با توجه به ساختار اوربیتال ها می توان نتیجه گرفت که این عنصر با عدد هماهنگی 4 تنها با چهار اتم دیگر به حداکثر متصل می شود. برای تشکیل سه پیوند، یک مکانیسم مبادله استفاده می شود، یکی دیگر به روش do-nor-but-ac-chain-tor تشکیل می شود.
حالت های اکسیداسیون نیتروژن در ترکیبات مختلف
حداکثر تعداد ذرات منفی که اتم آن می تواند بچسبد 3 است. در این حالت، حالت اکسیداسیون آن برابر با 3- است که ذاتی در ترکیباتی مانند NH 3 یا آمونیاک، NH 4 + یا آمونیوم و نیتریدهای Me 3 N 2 است. مواد اخیر با افزایش دما در اثر برهمکنش نیتروژن با اتم های فلزی تشکیل می شوند.
بیشترین تعداد ذرات باردار منفی که یک عنصر می تواند از خود خارج کند برابر با 5 است.
دو اتم نیتروژن می توانند با یکدیگر ترکیب شوند و ترکیبات پایدار با حالت اکسیداسیون 2- را تشکیل دهند. چنین پیوندی در N 2 H 4 یا هیدرازین ها، در آزیدهای فلزات مختلف یا MeN 3 مشاهده می شود. اتم نیتروژن 2 الکترون به اوربیتال های آزاد اضافه می کند.
زمانی که یک عنصر معین تنها 1 ذره منفی دریافت کند، حالت اکسیداسیون -1 وجود دارد. به عنوان مثال، در NH 2 OH یا هیدروکسی آمین بار منفی دارد.
هنگامی که ذرات الکترون از لایه انرژی بیرونی گرفته می شوند، علائم مثبت درجه اکسیداسیون نیتروژن وجود دارد. آنها از +1 تا +5 متفاوت هستند.
بار 1+ در نیتروژن در N 2 O (اکسید تک ظرفیتی) و در هیپو نیتریت سدیم با فرمول Na 2 N 2 O 2 وجود دارد.
در NO (اکسید دو ظرفیتی)، عنصر دو الکترون می دهد و دارای بار مثبت (+2) می شود.
حالت اکسیداسیون نیتروژن 3 (در ترکیب NaNO 2 یا نیترید و همچنین در اکسید سه ظرفیتی) وجود دارد. در این حالت 3 الکترون از هم جدا می شوند.
بار 4+ در یک اکسید با ظرفیت IV یا دایمر آن (N 2 O 4 ) رخ می دهد.
علامت مثبت حالت اکسیداسیون (5+) در N 2 O 5 یا در اکسید پنج ظرفیتی، در اسید نیتریک و نمک های مشتق از آن ظاهر می شود.
ترکیبات از نیتروژن تا هیدروژن
مواد طبیعی بر اساس دو عنصر فوق شبیه هیدروکربن های آلی هستند. تنها نیتروژن های هیدروژنی با افزایش مقدار نیتروژن اتمی پایداری خود را از دست می دهند.
مهم ترین ترکیبات هیدروژنی شامل مولکول های آمونیاک، هیدرازین و اسید هیدرازوئیک است. آنها از برهمکنش هیدروژن با نیتروژن به دست می آیند و اکسیژن نیز در ماده اخیر وجود دارد.
آمونیاک چیست؟
آن را نیترید هیدروژن نیز می نامند و فرمول شیمیایی آن NH 3 با جرم 17 است. در شرایط دما و فشار معمولی، آمونیاک به شکل گاز بی رنگ با بوی تند آمونیاک است. از نظر چگالی 2 برابر کمیاب تر از هوا است، به دلیل ساختار قطبی مولکول آن به راحتی در محیط آبی حل می شود. به مواد کم خطر اشاره دارد.
در حجم های صنعتی، آمونیاک با سنتز کاتالیزوری از مولکول های هیدروژن و نیتروژن تولید می شود. روش های آزمایشگاهی برای بدست آوردن نیتریت از نمک های آمونیوم و سدیم وجود دارد.
ساختار آمونیاک
مولکول هرمی دارای یک نیتروژن و 3 اتم هیدروژن است. آنها نسبت به یکدیگر در زاویه 107 درجه قرار دارند. در یک مولکول چهار وجهی، نیتروژن در مرکز قرار دارد. به دلیل سه الکترون p جفت نشده، با پیوندهای قطبی ماهیت کووالانسی با 3 هیدروژن اتمی که هر کدام 1 الکترون s دارند به هم متصل می شود. به این ترتیب یک مولکول آمونیاک تشکیل می شود. در این حالت نیتروژن حالت اکسیداسیون 3- را نشان می دهد.
این عنصر هنوز یک جفت الکترون مشترک در سطح بیرونی دارد که یک پیوند کووالانسی با یک یون هیدروژن که بار مثبت دارد ایجاد می کند. یک عنصر دهنده ذرات با بار منفی و دیگری پذیرنده است. به این ترتیب یون آمونیوم NH 4 + تشکیل می شود.
آمونیوم چیست؟
آمونیوم به عنوان یک یون یا کاتیون چند اتمی با بار مثبت طبقه بندی می شود. مواد شیمیایی، که نمی تواند به شکل یک مولکول وجود داشته باشد. از آمونیاک و هیدروژن تشکیل شده است.
آمونیوم با بار مثبت در حضور آنیون های مختلف با علامت منفی قادر به تشکیل نمک های آمونیوم است که در آن مانند فلزات با ظرفیت I رفتار می کند همچنین با مشارکت آن ترکیبات آمونیوم سنتز می شود.
بسیاری از نمک های آمونیوم به صورت مواد کریستالی و بی رنگ وجود دارند که به آسانی در آب محلول هستند. اگر ترکیبات یون NH 4 + توسط اسیدهای فرار تشکیل شوند، در شرایط گرمایش با آزاد شدن مواد گازی تجزیه می شوند. خنک شدن بعدی آنها منجر به یک فرآیند برگشت پذیر می شود.
پایداری چنین نمک هایی به قدرت اسیدهایی که از آنها تشکیل می شوند بستگی دارد. ترکیبات آمونیوم پایدار مربوط به یک باقی مانده اسید قوی است. به عنوان مثال، کلرید آمونیوم پایدار از اسید هیدروکلریک تولید می شود. در دمای حداکثر 25 درجه، چنین نمکی تجزیه نمی شود، که در مورد کربنات آمونیوم نمی توان گفت. ترکیب دوم اغلب در پخت و پز برای افزایش خمیر، جایگزین جوش شیرین استفاده می شود.
قنادی ها به سادگی کربنات آمونیوم را آمونیوم می نامند. این نمک توسط آبجوها برای بهبود تخمیر مخمر آبجو استفاده می شود.
یک واکنش کیفی برای تشخیص یون های آمونیوم، اثر هیدروکسیدهای فلزات قلیایی بر روی ترکیبات آن است. در حضور NH 4 + آمونیاک آزاد می شود.
ساختار شیمیایی آمونیوم
پیکربندی یون آن شبیه یک چهار وجهی منظم است که در مرکز آن نیتروژن قرار دارد. اتم های هیدروژن در بالای شکل قرار دارند. برای محاسبه حالت اکسیداسیون نیتروژن در آمونیوم، باید به خاطر داشته باشید که بار کل کاتیون +1 است و هر یون هیدروژن یک الکترون کم دارد و تنها 4 عدد از آنها وجود دارد. پتانسیل کل هیدروژن 4+ است. اگر بار تمام یون های هیدروژن را از بار کاتیون کم کنیم، به دست می آید: +1 - (+4) = -3. بنابراین نیتروژن حالت اکسیداسیون 3- دارد. در این حالت سه الکترون اضافه می کند.
نیتریدها چیست؟
نیتروژن قادر است با اتم های الکترومثبت بیشتری از طبیعت فلزی و غیرفلزی ترکیب شود. در نتیجه ترکیباتی شبیه هیدریدها و کاربیدها تشکیل می شود. چنین مواد حاوی نیتروژن نیترید نامیده می شود. بین فلز و اتم نیتروژن در ترکیبات، پیوندهای کووالانسی، یونی و میانی متمایز می شوند. این ویژگی است که اساس طبقه بندی آنها است.
نیتریدهای کووالانسی شامل ترکیباتی در پیوند شیمیایی هستند که الکترون‌ها از نیتروژن اتمی منتقل نمی‌شوند، بلکه یک ابر الکترونی مشترک را همراه با ذرات باردار منفی سایر اتم‌ها تشکیل می‌دهند.
نمونه هایی از این مواد نیتریدهای هیدروژن مانند مولکول های آمونیاک و هیدرازین و همچنین هالیدهای نیتروژن هستند که شامل تری کلریدها، تری برومیدها و تری فلوریدها می شوند. آنها یک جفت الکترون مشترک دارند که به طور مساوی متعلق به دو اتم است.
نیتریدهای یونی شامل ترکیباتی با پیوند شیمیایی است که از انتقال الکترون از یک عنصر فلزی به عنصر تشکیل می شود سطوح رایگاندر نیتروژن قطبیت در مولکول های چنین موادی مشاهده می شود. نیتریدها دارای حالت اکسیداسیون نیتروژن 3- هستند. بر این اساس، کل شارژ فلز 3+ خواهد بود.
چنین ترکیباتی شامل نیتریدهای منیزیم، لیتیوم، روی یا مس، به استثنای فلزات قلیایی است. نقطه ذوب بالایی دارند.
نیتریدهای میانی شامل موادی هستند که در آنها اتم های فلزات و نیتروژن به طور مساوی توزیع شده اند و هیچ جابجایی واضحی از ابر الکترونی وجود ندارد. چنین ترکیبات بی اثر شامل نیتریدهای آهن، مولیبدن، منگنز و تنگستن است.
شرح اکسید نیتریک سه ظرفیتی
به آن انیدرید مشتق شده از اسید نیتروژن با فرمول HNO2 نیز گفته می شود. با در نظر گرفتن حالت های اکسیداسیون نیتروژن (3+) و اکسیژن (2-) در تری اکسید، نسبت اتم های عناصر 2 به 3 یا N 2 O 3 به دست می آید.
اشکال مایع و گاز انیدرید ترکیبات بسیار ناپایداری هستند و به راحتی به 2 اکسید مختلف با ظرفیت های IV و II تجزیه می شوند.
فرآیند اکسیداسیون یون آمونیوم با یون نیتریت بسیار راحت است:روش های دیگر نیز شناخته شده است - تجزیه آزیدها هنگام گرم شدن، تجزیه آمونیاک با اکسید مس (II)، برهمکنش نیتریت ها با اسید سولفامیک یا اوره:
با تجزیه کاتالیزوری آمونیاک در دماهای بالا، نیتروژن نیز به دست می آید:
مشخصات فیزیکی.
مقداری مشخصات فیزیکیو نیتروژن در جدول آورده شده است. یکی |
جدول 1. برخی از خواص فیزیکی نیتروژن |
|
| چگالی، گرم بر سانتی متر 3 | 0.808 (مایع) |
| نقطه ذوب، °С | –209,96 |
| نقطه جوش، °С | –195,8 |
| دمای بحرانی، °С | –147,1 |
| فشار بحرانی، atm a | 33,5 |
| چگالی بحرانی، g/cm 3 a | 0,311 |
| ظرفیت گرمایی ویژه، J / (molCh K) | 14.56 (15 درجه سانتیگراد) |
| الکترونگاتیوی از نظر پاولینگ | 3 |
| شعاع کووالانسی، | 0,74 |
| شعاع کریستالی، | 1.4 (M 3–) |
| پتانسیل یونیزاسیون، V ب | |
| اولین | 14,54 |
| دومین | 29,60 |
| آ دما و فشاری که در آن چگالینیتروژن مایع و گاز یکسان هستند. ب مقدار انرژی لازم برای حذف اولین الکترون بیرونی و بعدی بر اساس 1 مول نیتروژن اتمی. |
|
|
جدول 2. حالت های اکسیداسیون نیتروژن و ترکیبات مرتبط |
|
|
حالت اکسیداسیون |
نمونه های اتصال |
| آمونیاک NH 3، یون آمونیوم NH 4 +، نیترید M 3 N 2 | |
| هیدرازین N 2 H 4 | |
| هیدروکسی آمین NH 2 OH | |
| هیپو نیتریت سدیم Na 2 N 2 O 2، نیتریک اکسید (I) N 2 O | |
| اکسید نیتریک (II) NO | |
| اکسید نیتریک (III) N 2 O 3، نیتریت سدیم NaNO 2 | |
| اکسید نیتریک (IV) NO 2، دایمر N 2 O 4 | |
| اکسید نیتریک (V) N 2 O 5 ، اسید نیتریک HNO3 و نمک های آن (نیترات) | |
|
جدول 3. برخی از خواص فیزیکی آمونیاک و آب |
||
|
ویژگی |
||
| چگالی، گرم بر سانتی متر 3 | 0.65 (-10 درجه سانتی گراد) | 1.00 (4.0 درجه سانتیگراد) |
| نقطه ذوب، °С | –77,7 | 0 |
| نقطه جوش، °С | –33,35 | 100 |
| دمای بحرانی، °С | 132 | 374 |
| فشار بحرانی، اتمسفر | 112 | 218 |
| آنتالپی تبخیر، J/g | 1368 (-33 درجه سانتی گراد) | 2264 (100 درجه سانتیگراد) |
| آنتالپی ذوب، J/g | 351 (-77 درجه سانتیگراد) | 334 (0 درجه سانتیگراد) |
| رسانایی الکتریکی | 5 ساعت 10 -11 (-33 درجه سانتیگراد) | 4 ساعت 10 -8 (18 درجه سانتیگراد) |
مشابه فرآیندی که در آب انجام می شود:
برخی از خواص شیمیایی هر دو سیستم در جدول مقایسه شده است. 4. آمونیاک مایع به عنوان یک حلال در برخی موارد که انجام واکنش در آب به دلیل برهمکنش سریع اجزا با آب غیرممکن است (به عنوان مثال اکسیداسیون و احیا) دارای مزیت است. به عنوان مثال، در آمونیاک مایع، کلسیم با KCl واکنش می دهد و CaCl2 و K تشکیل می دهد، زیرا CaCl2 در آمونیاک مایع نامحلول است، اما K محلول است و واکنش به طور کامل ادامه می یابد. در آب، چنین واکنشی به دلیل برهمکنش سریع کلسیم با آب غیرممکن است.
دریافت آمونیاک گازی NH 3 از نمک های آمونیوم تحت اثر یک باز قوی آزاد می شود، به عنوان مثال، NaOH:این روش در شرایط آزمایشگاهی قابل اجرا است. تولید آمونیاک کوچک نیز بر اساس هیدرولیز نیتریدهایی مانند Mg است 3 N 2 ، اب. سیانامید کلسیم CaCN 2 هنگام تعامل با آب، آمونیاک نیز تشکیل می شود. روش صنعتی اصلی برای تولید آمونیاک، سنتز کاتالیزوری آن از نیتروژن و هیدروژن اتمسفر در دما و فشار بالا است.
هیدروژن برای این سنتز از ترک خوردگی حرارتی هیدروکربن ها، عمل بخار آب روی زغال سنگ یا آهن، تجزیه الکل ها با بخار آب یا الکترولیز آب به دست می آید. اختراعات زیادی برای سنتز آمونیاک به دست آمده است که در شرایط فرآیند (دما، فشار، کاتالیزور) متفاوت است. روشی برای تولید صنعتی در طی تقطیر حرارتی زغال سنگ وجود دارد. نام F. Haber و K. Bosch با توسعه فن آوری سنتز آمونیاک همراه است. |
جدول 4. مقایسه واکنش ها در محیط آب و آمونیاک |
|
|
محیط آبی |
محیط آمونیاک |
|
خنثی سازی |
|
| OH - + H 3 O + ® 2H 2 O |
NH 2 - + NH 4 + ® 2NH 3 |
|
هیدرولیز (پروتولیز) |
|
 |
|
| PCl 5 + 3H 2 O POCl 3 + 2H 3 O + + 2Cl - |
PCl 5 + 4NH 3 PNCl 2 + 3NH 4 + + 3Cl - |
|
جایگزینی |
|
| روی + 2H 3 O + ® Zn 2 + + 2H 2 O + H 2 |
Zn + 2NH 4 + ® Zn 2 + + 2NH 3 + H 2 |
|
حل شدن (کمپلکس شدن ) |
|
| Al 2 Cl 6 + 12H 2 O 2 3 + + 6Cl - |
Al 2 Cl 6 + 12NH 3 2 3 + + 6Cl - |
|
آمفوتریک |
|
| Zn 2+ + 2OH - Zn (OH) 2 |
Zn 2+ + 2NH 2 - Zn (NH 2) 2 |
| Zn(OH) 2 + 2H 3 O + Zn 2 + + 4H 2 O |
روی (NH 2) 2 + 2NH 4 + Zn 2 + + 4NH 3 |
| Zn(OH) 2 + 2OH - Zn(OH) 4 2- |
روی (NH 2) 2 + 2NH 2 - روی (NH 2) 4 2- |
نماد M
n+ نشان دهنده یک یون فلزی واسطه است (زیرگروه های B جدول تناوبیبرای مثال Cu 2+ , Mn 2+ وو غیره.). هر اسید پروتیک (مثلاً حاوی H) با آمونیاک در محلول آبی واکنش می دهد و نمک های آمونیوم مانند نیترات آمونیوم NH را تشکیل می دهد. 4 نه 3 ، کلرید آمونیوم NH 4
کلر، سولفات آمونیوم (NH 4) 2 SO 4 ، فسفات آمونیوم (NH 4) 3PO4 . این نمک ها به طور گسترده ای در کشاورزیبه عنوان کود برای وارد کردن نیتروژن به خاک. نیترات آمونیوم نیز به عنوان یک ماده منفجره ارزان قیمت استفاده می شود. برای اولین بار با روغن کوره (روغن دیزل) استفاده شد. محلول آبی آمونیاک به طور مستقیم برای ورود به خاک یا با آب آبیاری استفاده می شود. اوره NH 2 CONH 2 که از طریق سنتز از آمونیاک و دی اکسید کربن به دست می آید، همچنین یک کود است. آمونیاک گازی با فلزاتی مانند سدیم و پتاسیم واکنش می دهد و آمیدها را تشکیل می دهد:آمونیاک با هیدریدها و نیتریدها واکنش می دهد و آمیدها را تشکیل می دهد:
آمیدهای فلز قلیایی (به عنوان مثال، NaNH 2) با N 2 واکنش نشان دهید O هنگام گرم شدن، تشکیل آزیدها:گازی NH 3 اکسیدهای فلزات سنگین را در دمای بالا به فلز تبدیل می کند که احتمالاً به دلیل هیدروژن تشکیل شده از تجزیه آمونیاک به N است. 2 و H2: اتم های هیدروژن در مولکول NH 3
می تواند با هالوژن جایگزین شود. ید با محلول غلیظ NH واکنش می دهد 3
، تشکیل مخلوطی از مواد حاوی Nمن 3 . این ماده بسیار ناپایدار است و با کوچکترین ضربه مکانیکی منفجر می شود. در واکنش NH 3 s Cl 2 کلرامین های NCl 3، NHCl 2 و NH 2 Cl تشکیل می شوند. هنگامی که در معرض آمونیاک سدیم هیپوکلریت NaOCl (از NaOH و Cl2 ) محصول نهایی هیدرازین است:
هیدرازین واکنش های فوق روشی برای تهیه هیدرازین مونوهیدرات از ترکیب N است 2 H 4 H H 2 O. هیدرازین بی آب از تقطیر ویژه مونوهیدرات با BaO یا سایر مواد حذف کننده آب تشکیل می شود. خواص هیدرازین کمی شبیه پراکسید هیدروژن H است 2O2 . هیدرازین خالص بدون آب
مایع هیگروسکوپی بی رنگ، در حال جوش در 113.5درجه سانتی گراد ; به خوبی در آب حل می شود و یک پایه ضعیف تشکیل می دهددر یک محیط اسیدی (H + هیدرازین نمک های هیدرازونیوم محلول از نوع + X- را تشکیل می دهد. . سهولت واکنش هیدرازین و برخی از مشتقات آن (مثلاً متیل هیدرازین) با اکسیژن به آن اجازه می دهد تا به عنوان جزئی از پیشران مایع استفاده شود. هیدرازین و تمام مشتقات آن بسیار سمی هستند.اکسیدهای نیتروژن در ترکیبات با اکسیژن، نیتروژن تمام حالت های اکسیداسیون را نشان می دهد و اکسیدها را تشکیل می دهد: N2 O، NO، N 2 O 3، NO 2 (N 2 O 4)، N 2 O 5. اطلاعات کمی در مورد تشکیل پراکسیدهای نیتروژن (NO 3، NO 4). اکسید نیتریک (I) N 2 O (مونوکسید دی نیتروژن) از تفکیک حرارتی نیترات آمونیوم به دست می آید:مولکول دارای ساختار خطی استO در دمای اتاق نسبتاً بی اثر است، اما در دماهای بالا می تواند از احتراق موادی که به راحتی اکسید می شوند پشتیبانی کند. ن 2
O که به "گاز خنده" معروف است برای بیهوشی خفیف در پزشکی استفاده می شود.اکسید نیتریک (II) NO، گازی بی رنگ، یکی از محصولات تفکیک حرارتی کاتالیزوری آمونیاک در حضور اکسیژن است:
NO همچنین از تجزیه حرارتی اسید نیتریک یا از واکنش مس با اسید نیتریک رقیق تشکیل می شود:NO را می توان از طریق سنتز از مواد ساده به دست آورد (N 2 و O2 ) در دماهای بسیار بالا، مانند تخلیه الکتریکی. ساختار مولکول NO دارای یک الکترون جفت نشده است. ترکیبات با چنین ساختاری با میدان های الکتریکی و مغناطیسی برهم کنش دارند. در حالت مایع یا جامد، اکسید آبی است زیرا الکترون جفت نشده باعث ارتباط جزئی در حالت مایع و دایمر شدن ضعیف در حالت جامد می شود: 2NO N 2 O 2 . اکسید نیتریک (III) N2O3 (تری اکسید نیتروژن) - انیدرید نیتروژن: N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2. N 2 O 3 خالص را می توان به صورت مایع آبی در دمای پایین (20-°
ج) از مخلوط هم مولکولی NO و NO 2. N2O3 پایدار فقط در حالت جامد در دماهای پایین (mp. -102.3°
ج)، در مایع و حالت گازیدوباره به NO و NO تجزیه می شود 2 .
اکسید نیتریک (IV) NO 2 (دی اکسید نیتروژن) همچنین یک الکترون جفت نشده در مولکول دارد ( بالا را ببیناکسید نیتریک (II)). یک پیوند سه الکترونی در ساختار مولکول در نظر گرفته شده است، و مولکول خواص یک رادیکال آزاد را نشان می دهد (یک خط مربوط به دو الکترون زوج است):
حاصل از اکسیداسیون کاتالیستی آمونیاک در اکسیژن اضافی یا اکسیداسیون NO در هوا:
و همچنین واکنش ها:
در دمای اتاق NO 2
گاز قهوه ای تیره است خواص مغناطیسیبه دلیل وجود یک الکترون جفت نشده در دمای زیر 0مولکول درجه سانتی گراد NO 2 دیمر تبدیل به تتروکسید دیتروژن و در 9.3- می شود°
دیمریزاسیون C به طور کامل ادامه می یابد: 2NO2N2O4 . در حالت مایع، تنها 1٪ NO غیر دایمر می شود 2 و در 100 درجه C به عنوان یک دایمر 10٪ N باقی می ماند 2 O 4 . (یا N 2 O 4 ) در واکنش نشان می دهد آب گرمبا تشکیل اسید نیتریک: 3NO 2 + H 2 O \u003d 2HNO 3 + NO. تکنولوژی NO 2 بنابراین به عنوان یک مرحله میانی در به دست آوردن یک محصول مهم صنعتی بسیار ضروری است
اسید نیتریکاکسید نیتریک (V) N 2 O 5 (منسوخ شده. انیدرید نیتریک) - یک ماده کریستالی سفید رنگ که از کم آبی اسید نیتریک در حضور اکسید فسفر P بدست می آید. 4-10: 
N 2 O 5 به راحتی در رطوبت هوا حل می شود و دوباره تشکیل می شود HNO3. خواص N 2 O 5 توسط تعادل تعیین می شود
N 2 O 5 یک عامل اکسید کننده خوب است، به راحتی، گاهی اوقات شدید، با فلزات و ترکیبات آلیو در حالت خالص با حرارت دادن منفجر می شود. ساختار احتمالی. هنگامی که محلول تبخیر می شود، یک ماده منفجره سفید با ساختار پیشنهادی H–O–N=N–O–H تشکیل می شود. اسید نیتروژن
HNO 2 نیست به شکل خالص وجود دارد، اما محلول های آبی با غلظت کم آن با افزودن اسید سولفوریک به نیتریت باریم تشکیل می شود:اسید نیتروژن نیز از حل کردن مخلوط هم مولی NO و NO تشکیل می شود 2 (یا N 2 O 3 ) در آب. اسید نیتروژن کمی قوی تر از اسید استیک است. حالت اکسیداسیون نیتروژن در آن +3 است (ساختار آن H–O–N=O)، آن ها می تواند هم یک عامل اکسید کننده و هم یک عامل کاهنده باشد. تحت عمل عوامل کاهنده، معمولاً به کاهش می یابدنه و در هنگام تعامل با عوامل اکسید کننده به اسید نیتریک اکسید می شود. سرعت انحلال برخی مواد مانند فلزات یا یون یدید در اسید نیتریک به غلظت اسید نیتروژن موجود به عنوان ناخالصی بستگی دارد. نمک های اسید نیتروژن - نیتریت ها - به جز نیتریت نقره به خوبی در آب حل می شوند.
NaNO 2 در ساخت رنگ استفاده می شود.اسید نیتریک HNO3 یکی از مهمترین محصولات معدنی اصلی است صنایع شیمیایی. از آن در فناوری بسیاری از مواد معدنی و آلی دیگر مانند مواد منفجره، کودها، پلیمرها و الیاف، رنگ‌ها، استفاده می‌شود. داروسازیو غیره. را نیز ببینیدعناصر شیمیاییادبیات کتاب راهنمای Azotchik. م.، 1969Nekrasov B.V. مبانی شیمی عمومی . م.، 1973
مشکلات تثبیت نیتروژن شیمی معدنی و فیزیک. م.، 1982