Свойства:

NH₂OH + H₂O → NH₃OH⁺ + OH^– Кд = 7·10^–9

Проявляет восстановительные и окислительные свойства:

2NH₂OH + I₂ + 2KOH = N₂ + 2KI + 4H₂O

восст-ль щелочная среда

2NH₂OH + 4FeSO₄ + 3H₂SO₄ = 2Fe₂(SO₄)₃ + (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

окис-ль кислая среда

Легко разлагается по механизму самоокисления-самовосстановления:

3NH₂OH = NH₃ + N₂ + 3H₂O

Азидводородная кислота H[N₃]

Бесцветная жидкость, обладающая характерным резким острым запахом, t_пл = –80º С, t_кип = +35,7º С. Сильно взрывчатое вещество.

t = 300º С

2H[N₃] = H₂ + 3N₂ + 564 кДж

Она имеет структуру: H – N = N ≡ N.

Азидводородная кислота несколько слабее уксусной кислоты, диссоциирует в растворе на ионы:

H[N₃] = H⁺ + [N₃]^– Кд = 1,2·10^–5

Соли ее азиды растворимы в воде, за исключением солей серебра, ртути и свинца, соли взрывчаты, применяются в качестве запальных взрывчатых веществ.

H[N₃] является окислителем и восстановителем:

H[N₃] + HNO₂ → N₂ + N₂O + H₂O

окис-ль

10H[N₃] + 2KMnO₄ + H₂SO₄ = 15N₂ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

восст-ль

H[N₃] + 4H₂ → 3NH₃

окис-ль

H[N₃] + 8KI + 8H₂O → 4I₂ + 3NH₃ + 8KOH

Получение:

N₂H₄ + HNO₂ = H[N₃] + 2H₂O

NaNH₂ + N₂O → H₂O + NaN₃

амид

затем выделение из соли: 2NaN₃ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + 2HN₃

разб. р-р

М очевина – карбамид: аналог угольной кислоты

Бесцветное, кристаллическое вещество, не имеющее запаха, легко возгоняется, хорошо растворима в воде и в жидком аммиаке.

П олучение:

Г идролизуется в щелочной и кислотной среде:

Кислородные соединения азота:

Азот образует несколько оксидов азота со степенями окисления азота:

+1, +2, +3, +4, +5:

N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O₅,

	N2O	NO	N2O3	NO2	N2O4	N2O5
ΔGfº298, кДж/моль	+104,1	+87,6	+140,6	+52,3	+79,2	+95,3

Оксиды имеют кратные или полукратные связи:

	H2N – OH	ON = O	NN = O		N ≡ O
	1	2	2	2,5	3
Энергия связи, кДж/моль	280	468	535	631	1046

Оксиды N₂O и NO несолеобразующие, остальные солеобразующие.

Оксид азота (I) N₂O: t_пл = –91º С, t_кип = –89º С, умеренно растворим в воде.

С труктура молекулы N₂O линейная. Существует в виде двух форм:

преобладает

Молекула обладает слабой полярностью с дипольным моментом.

При комнатной температуре оксид азота N₂O устойчив, при нагревании разлагается:

t > 500º

2N₂O → 2N₂ + O₂

При высокой температуре сильный окислитель, при нормальных условиях малоактивен.

Окисляет углерод, фосфор, щелочные металлы, водород, аммиак и др., в атмосфере N₂O сгорают:

t t

N₂O + H₂ = H₂O + N₂ + Q 3N₂O + 2NH₃ = 3H₂O + 4N₂

t t

N₂O + 2Na → Na₂O + N₂ 2N₂O + C → CO₂ + 4N₂

графит

t

5 N₂O +2 P → P₂O₅ + 5N₂

t

N₂О + H₂SO₄ →2 NO + SO₂ + H₂O

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

Оксид азота (II) NO бесцветный, малорастворимый в воде

(1V H₂O→ 0,07VNO), t_пл = –152º С, t_кип = –164º С.

Буреет на воздухе: NO + O₂ → NO₂.

При повышении tº диспропорционирует:

3 N⁺²O = N₂⁺¹ + N⁺⁴O₂

Оксид азота (II) парамагнитен, электронная формула:

Тремя точками обозначена связь за счет пары связывающих и одного разрыхляющего, тогда порядок связи 0,5.

Кратность связи 2,5. Молекула NO полярна.

Он токсичен, связывает гемоглобин в крови.

С концентрированной H₂SO₄ образует нитрозилсерную кислоту:

4NO + O₂ + 4H₂SO₄ = 4[NO]HSO₄ + 2H₂O

В лаборатории NO получают взаимодействием 30-35% азотной кислоты с медью:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

H₂S + 2KNO₂ + H­₂SO₄ + 2H₂O = K₂SO₄ + 2H₂O + S + 2NO

Обладает и окислительными, и восстановительными свойствами.

t

2NO + 2H₂ → 2H₂O + N₂ + Q

окис-ль

t

2NO + 2C → 2CO + N₂

окис-ль

10NO + P₄ → 2P₂O₅ + 5N₂

окис-ль

NO + SO₂ → SO₃ + N₂O

окис-ль

5CrCl₂ + NO + 3HOH → 5Cr(OH)Cl₂ + NH₃

вост-ль окис-ль

В роли восстановителя вступает в реакцию с: O₂, Cl₂, Br₂, HOCl и др.

2NO + O₂ = 2NO₂

2NO + Cl₂ = 2[NO]Cl

2NO + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄ = 2HNO₃ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Оксид азота (III) N₂O₃, темно-голубая жидкость, t_пл = –102º С, t_кип = 3,5º С, при температуре ниже –102º С превращается в светло-синие кристаллы.

М олекула N₂O₃ имеет плоское строение.

Стабильная модификация Нестабильная модификация

Получают N₂O₃ пропусканием смеси газов, образующихся при раскислении концентрированной HNO₃ крахмалом через U-образную трубку, охлажденную до –30º С.

NO + NO₂ = N₂O₃

В газообразном состоянии N₂O₃ неустойчив и диспропорционирует:

N₂O₃ = NO + NO₂

С водой реагирует с образованием азотистой кислоты, со щелочами дает нитриты: N₂O₃ + H₂O → 2HNO₂

N₂O₃ + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂O

Для азотистой кислоты известны две таутомерии:

H—O—N═O

Соли ее нитриты сильные электролиты.

AgNO₂.

HNO₂ является окислителем и восстановителем:

2HNO₂ + O₂ = 2HNO₃

вост-ль

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

вост-ль обесцвечивание р-ра

2HNO₂ + H₂S = 2H₂O + S + 2NO

окис-ль

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

окис-ль

Азотистая кислота диспропорционирует:

3HNO₂ = HNO­₃ + 2NO + H₂O

нитрозоаминов K₂N—NO – канцерогенные вещества.

Диоксид азота NO₂ бурый ядовитый газ, токсичен, легко сгущается в красноватую жидкость, t_кип = 21º C, t_пл = -11º C, замерзая образует бесцветные кристаллы. При понижении температуры полимеризуется: 2NO₂ = N₂O₄.

Молекула NO₂ нелинейная, ее неспаренный электрон находится на связывающей орбитали, что и определяет склонность к димеризации:

Бурый газ, парамагнитен

Бесцветный кристалл, диамагнитен

Порядок связи 1,5, sp²-гибридизация азота. Длина связи 0,12 нм занимает промежуточное положение между одинарной (0,143 нм) и двойной (0,118 нм).

Молекула NO₂ окислитель и умеренный восстановитель:

2NO₂ + 7H₂ = 4H₂O + 2NH₃

окис-ль

2NO₂ + F₂ + 2H₂O = 2HNO₃ + 2HF

вост-ль

При растворении в воде образует азотную и азотистые кислоты, а в щелочах их соли.

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

Азотистая кислота сразу же разлагается:

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O

Получение:

1) окислением кислородом при обыкновенной температуре: 2NO + O₂ = 2NO₂.