Byť v prírode.

Dusík sa v prírode nachádza hlavne vo voľnom stave. Vo vzduchu je jeho objemový podiel 78,09 % a jeho hmotnostný podiel je 75,6 %. Zlúčeniny dusíka sa v pôde nachádzajú v malom množstve. Dusík je súčasťou bielkovinových látok a mnohých prírodných organických zlúčenín. Celkový obsah dusíka v zemskej kôre je 0,01 %.

Prijímanie.

V technológii sa dusík získava z kvapalného vzduchu. Ako viete, vzduch je zmes plynov, najmä dusíka a kyslíka. Suchý vzduch v blízkosti zemského povrchu obsahuje (v objemových frakciách): dusík 78,09%, kyslík 20,95%, vzácne plyny 0,93%, oxid uhoľnatý (IV) 0,03%, ako aj náhodné nečistoty -, prach, mikroorganizmy , sírovodík, síru ( IV) oxid atď. Na získanie dusíka sa vzduch premení na kvapalné skupenstvo a potom sa dusík oddelí od menej prchavého kyslíka odparením (bp. dusík -195,8 °C, kyslík -183 °C). Takto získaný dusík obsahuje prímesi vzácnych plynov (hlavne argónu). Čistý dusík je možné získať v laboratórnych podmienkach rozkladom dusitanu amónneho pri zahrievaní:

NH4N02 = N2 + 2H20

Fyzikálne vlastnosti. Dusík je bezfarebný plyn bez zápachu a chuti, ľahší ako vzduch. Rozpustnosť vo vode je nižšia ako v kyslíku: pri 20 °C sa 15,4 ml dusíka (kyslík 31 ml) rozpustí v 1 litri vody. Preto je vo vzduchu rozpustenom vo vode obsah kyslíka v pomere k dusíku väčší ako v atmosfére. Nízka rozpustnosť dusíka vo vode, ako aj jeho veľmi nízky bod varu, sa vysvetľujú veľmi slabými intermolekulárnymi interakciami medzi molekulami dusíka a vody a medzi molekulami dusíka.

Prírodný dusík pozostáva z dvoch stabilných izotopov s hmotnostnými číslami 14 (99,64 %) a 15 (0,36 %).

Chemické vlastnosti.

Pri izbovej teplote sa dusík viaže iba priamo na lítium:

6Li + N2 = 2Li3N

S inými kovmi reaguje len pri vysokých teplotách a vytvára nitridy. Napríklad:

3Ca + N2 = Ca3N2, 2Al + N2 = 2AlN

Dusík sa spája s vodíkom v prítomnosti katalyzátora pri vysokom tlaku a teplote:

N2 + 3H2 = 2NH3

Pri teplote elektrického oblúka (3000-4000 stupňov) sa dusík spája s kyslíkom:

Aplikácia. Dusík sa používa vo veľkých množstvách na získanie amoniaku. Je široko používaný na vytvorenie inertného prostredia - plnenie elektrických žiaroviek a voľného priestoru v ortuťových teplomeroch pri čerpaní horľavých kvapalín. Povrch oceľových výrobkov sa ním nitriduje, t.j. nasýtiť ich povrch dusíkom pri vysokej teplote. V dôsledku toho sa v povrchovej vrstve vytvárajú nitridy železa, ktoré dodávajú oceli väčšiu tvrdosť. Takáto oceľ vydrží zahriatie až na 500 °C bez straty tvrdosti.

Dusík je dôležitý pre život rastlín a živočíchov, keďže je súčasťou bielkovinových látok. Zlúčeniny dusíka sa používajú pri výrobe minerálnych hnojív, výbušnín a v mnohých priemyselných odvetviach.

Otázka číslo 48.

Amoniak, jeho vlastnosti, spôsoby výroby. Využitie amoniaku v národnom hospodárstve. Hydroxid amónny. Amónne soli, ich vlastnosti a použitie. Dusíkaté hnojivá s amónnym dusíkom. Kvalitatívna reakcia na amónny ión.

Amoniak - bezfarebný plyn s charakteristickým zápachom, takmer dvakrát ľahší ako vzduch. So zvyšujúcim sa tlakom alebo ochladzovaním ľahko skvapalní na bezfarebnú kvapalinu. Amoniak je veľmi dobre rozpustný vo vode. Roztok amoniaku vo vode sa nazýva čpavková voda alebo amoniak. Pri varení sa z roztoku odparí rozpustený amoniak.

Chemické vlastnosti.

Interakcia s kyselinami:

NH3 + HCl = NH4CI, NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4

Interakcia s kyslíkom:

4NH3 + 302 = 2N2 + 6H20

Obnova medi:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H20

Prijímanie.

2NH4Cl + Ca (OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H20

N2 + 3H2 = 2NH3

Aplikácia.

Kvapalný amoniak a jeho vodné roztoky sa používajú ako tekuté hnojivo.

Hydroxid amónny (hydroxid amónny) - NH 4 OH

Amónne soli a ich vlastnosti. Amónne soli sa skladajú z amónneho katiónu a kyslého aniónu. Štruktúrou sú podobné zodpovedajúcim soliam jednorazovo nabitých kovových iónov. Amónne soli sa získavajú interakciou amoniaku alebo jeho vodných roztokov s kyselinami. Napríklad:

NH3 + HN03 = NH4N03

Vykazujú všeobecné vlastnosti solí, t.j. interagujú s roztokmi zásad, kyselín a iných solí:

NH4CI + NaOH = NaCl + H20 + NH3

2NH4Cl + H2S04 = (NH4)2S04 + 2HCl

(NH4)2S04 + BaCl2 = BaS04 + 2NH4Cl

Aplikácia. Dusičnan amónny (dusičnan amónny) NH4NO3 sa používa ako dusíkaté hnojivo a na výrobu výbušnín - amonitov;

Síran amónny (NH4) 2SO4 - ako lacné dusíkaté hnojivo;

Hydrogenuhličitan amónny NH4HCO3 a uhličitan amónny (NH4) 2CO3 - v potravinárstve pri výrobe múčnych cukroviniek ako chemického prášku do pečiva, pri farbení látok, pri výrobe vitamínov, v medicíne;

Chlorid amónny (amoniak) NH4Cl - v galvanických článkoch (suché batérie), pri spájkovaní a pocínovaní, v textilnom priemysle, ako hnojivo, vo veterinárnej medicíne.

Amónne (amoniakové) hnojivá obsahujú dusík vo forme amónneho iónu a majú okysľujúci účinok na pôdu, čo vedie k zhoršeniu jej vlastností a k nižšej účinnosti hnojív, najmä pri pravidelnej aplikácii na nezamrznuté málo úrodné pôdy. Ale tieto hnojivá majú aj svoje výhody: amoniak je oveľa menej náchylný na vylúhovanie, pretože je fixovaný pôdnymi časticami a absorbovaný mikroorganizmami a navyše s ním v pôde prebieha proces nitrofikácie, t.j. premena mikroorganizmami na dusičnany. Z amónnych hnojív je pre zeleninové plodiny najmenej vhodný chlorid amónny, pretože obsahuje pomerne veľa chlóru.

Kvalitatívna reakcia na amónny ión.

Veľmi dôležitou vlastnosťou amónnych solí je ich interakcia s alkalickými roztokmi. Túto reakciu detegujú amónne soli (amónny ión) podľa zápachu uvoľneného amoniaku alebo podľa modrého sfarbenia vlhkého červeného lakmusového papierika:

NH4+ + OH- = NH3 + H20

Chemický prvok dusík tvorí iba jednu jednoduchú látku. Táto látka je plynná a tvorená dvojatómovými molekulami, t.j. má vzorec N2. Napriek tomu, že chemický prvok dusík má vysokú elektronegativitu, molekulárny dusík N 2 je mimoriadne inertná látka. Táto skutočnosť je spôsobená tým, že v molekule dusíka vzniká mimoriadne silná trojitá väzba (N≡N). Z tohto dôvodu prakticky všetky reakcie s dusíkom prebiehajú len pri zvýšených teplotách.

Interakcia dusíka s kovmi

Jedinou látkou, ktorá za normálnych podmienok reaguje s dusíkom, je lítium:

Zaujímavosťou je, že so zvyškom aktívnych kovov, t.j. alkalické a alkalické zeminy, dusík reaguje iba pri zahrievaní:

Interakcia dusíka s kovmi strednej a nízkej aktivity (okrem Pt a Au) je tiež možná, vyžaduje si však neporovnateľne vyššie teploty.

Nitridy aktívnych kovov sa ľahko hydrolyzujú vodou:

A tiež s kyslými roztokmi, napríklad:

Interakcia dusíka s nekovmi

Dusík reaguje s vodíkom pri zahrievaní v prítomnosti katalyzátorov. Reakcia je reverzibilná, preto na zvýšenie výťažku amoniaku v priemysle sa proces vykonáva pri vysokom tlaku:

Dusík ako redukčné činidlo reaguje s fluórom a kyslíkom. S fluórom reakcia prebieha pôsobením elektrického výboja:

S kyslíkom reakcia prebieha pôsobením elektrického výboja alebo pri teplote vyššej ako 2000 ° C a je reverzibilná:

Z nekovov dusík nereaguje s halogénmi a sírou.

Interakcia dusíka s komplexnými látkami

Chemické vlastnosti fosforu

Existuje niekoľko alotropných modifikácií fosforu, najmä biely fosfor, červený fosfor a čierny fosfor.

Biely fosfor je tvorený štvoratómovými molekulami P 4 a nie je stabilnou modifikáciou fosforu. Jedovatý. Pri izbovej teplote je mäkká a voskovitá, ľahko sa krája nožom. Na vzduchu pomaly oxiduje a vzhľadom na zvláštnosti mechanizmu takejto oxidácie svieti v tme (fenomén chemiluminiscencie). Aj pri nízkom ohreve je možné samovznietenie bieleho fosforu.

Zo všetkých alotropných modifikácií je najaktívnejší biely fosfor.

Červený fosfor pozostáva z dlhých molekúl rôzneho zloženia P n. Niektoré zdroje uvádzajú, že má atómovú štruktúru, ale správnejšie je považovať jej štruktúru za molekulárnu. Vzhľadom na štrukturálne vlastnosti je v porovnaní s bielym fosforom menej aktívnou látkou, najmä na rozdiel od bieleho fosforu na vzduchu oveľa pomalšie oxiduje a na zapálenie je potrebné zapálenie.

Čierny fosfor pozostáva zo súvislých reťazcov P n a má vrstvenú štruktúru podobnú štruktúre grafitu, preto tak aj vyzerá. Táto alotropická modifikácia má atómovú štruktúru. Najstabilnejšia zo všetkých alotropných modifikácií fosforu, chemicky najpasívnejšia. Z tohto dôvodu by sa nižšie uvedené chemické vlastnosti fosforu mali pripisovať predovšetkým bielemu a červenému fosforu.

Interakcia fosforu s nekovmi

Reaktivita fosforu je vyššia ako reaktivita dusíka. Fosfor je teda po zapálení za normálnych podmienok schopný horieť a vytvárať kyslý oxid Р 2 O 5:

a pri nedostatku kyslíka oxid fosforečný:

Intenzívna je aj reakcia s halogénmi. Takže počas chlorácie a bromácie fosforu sa v závislosti od pomerov činidiel tvoria halogenidy fosforu alebo penthalidy:

Vďaka výrazne slabším oxidačným vlastnostiam jódu v porovnaní s inými halogénmi je možné fosfor oxidovať jódom len do oxidačného stupňa +3:

Na rozdiel od dusíka fosfor nereaguje s vodíkom.

Interakcia fosforu s kovmi

Fosfor reaguje pri zahrievaní s aktívnymi kovmi a kovmi strednej aktivity za vzniku fosfidov:

Fosfidy aktívnych kovov, ako sú nitridy, sú hydrolyzované vodou:

A tiež s vodnými roztokmi neoxidačných kyselín:

Interakcia fosforu s komplexnými látkami

Fosfor sa oxiduje oxidačnými kyselinami, najmä koncentrovanými kyselinami dusičnou a sírovou:

Mali by ste si uvedomiť, že biely fosfor reaguje s vodnými roztokmi zásad. Schopnosť zapisovať rovnice takýchto interakcií na skúške z chémie však zatiaľ nebola vzhľadom na špecifickosť potrebná.

Napriek tomu si pre tých, ktorí majú nárok na 100 bodov, pre ich vlastný pokoj, môžete spomenúť na nasledujúce vlastnosti interakcie fosforu s alkalickými roztokmi v chlade a pri zahrievaní.

V chlade interakcia bieleho fosforu s alkalickými roztokmi prebieha pomaly. Reakciu sprevádza tvorba plynu s vôňou zhnitých rýb - fosfínu a zlúčeniny so vzácnym oxidačným stavom fosforu +1:

Keď biely fosfor interaguje s koncentrovaným alkalickým roztokom, počas varu sa uvoľňuje vodík a vytvára sa fosfit:

Dusík- prvok 2. periódy V A-skupiny Periodickej sústavy, poradové číslo 7. Elektrónový vzorec atómu [2 He] 2s 2 2p 3, charakteristické oxidačné stavy sú 0, -3, +3 a + 5, menej často +2 a +4 a iný stav N v sa považuje za relatívne stabilný.

Stupnica oxidácie dusíka:
+5 - N205, N03, NaN03, AgN03

3 - N203, N02, HN02, NaN02, NF3

3 - NH3, NH4, NH3* H20, NH2CI, Li3N, Cl3N.

Dusík má vysokú elektronegativitu (3,07), tretiu po F a O. Vykazuje typické nekovové (kyslé) ​​vlastnosti, pričom tvorí rôzne kyseliny obsahujúce kyslík, soli a binárne zlúčeniny, ako aj amónny katión NH 4 a jeho soli .

V prírode - sedemnásty chemickým prvkom hojnosti (deviaty medzi nekovmi). Životne dôležitý prvok pre všetky organizmy.

N 2

Jednoduchá látka. Pozostáva z nepolárnych molekúl s veľmi stabilnou ˚σππ-väzbou N≡N, čo vysvetľuje chemickú inertnosť prvku za normálnych podmienok.

Bezfarebný plyn bez zápachu a chuti, ktorý kondenzuje na bezfarebnú kvapalinu (na rozdiel od O 2).

Hlavná zložka vzduchu je 78,09 % objemu, 75,52 % hmotnosti. Dusík sa vyvarí z kvapalného vzduchu skôr ako kyslík. Je mierne rozpustný vo vode (15,4 ml / 1 l H 2 O pri 20 ˚C), rozpustnosť dusíka je nižšia ako rozpustnosť kyslíka.

Pri izbovej teplote N2 reaguje s fluórom a vo veľmi malej miere s kyslíkom:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Reverzibilná reakcia na výrobu amoniaku prebieha pri teplote 200˚C, pod tlakom do 350 atm a vždy za prítomnosti katalyzátora (Fe, F 2 O 3, FeO, v laboratóriu na Pt)

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + 92 kJ

V súlade s Le Chatelierovým princípom by zvýšenie výťažku amoniaku malo nastať so zvyšujúcim sa tlakom a klesajúcou teplotou. Reakčná rýchlosť pri nízkych teplotách je však veľmi nízka, preto sa proces uskutočňuje pri 450-500 ˚C, pričom sa dosahuje 15% výťažok amoniaku. Nezreagovaný N2 a H2 sa recyklujú do reaktora a tým sa zvyšuje rýchlosť reakcie.

Dusík je chemicky pasívny voči kyselinám a zásadám a nepodporuje spaľovanie.

Prijímanie v priemyslu- frakčná destilácia kvapalného vzduchu alebo odstránenie kyslíka zo vzduchu chemickými prostriedkami, napríklad reakciou 2C (koks) + O 2 = 2CO pri zahrievaní. V týchto prípadoch sa získava dusík obsahujúci aj prímesi vzácnych plynov (hlavne argónu).

V laboratóriu je možné malé množstvá chemicky čistého dusíka získať kontaminačnou reakciou s miernym zahrievaním:

N-3H4N302 (T) = N20 + 2H20 (60-70)

NH4CI (p) + KN02 (p) = N20 + KCI + 2H20 (100 °C)

Používa sa na syntézu amoniaku. Kyselina dusičná a iné produkty s obsahom dusíka ako inertné médium pre chemické a metalurgické procesy a skladovanie horľavých látok.

NH 3

Binárna zlúčenina, oxidačný stav dusíka je - 3. Bezfarebný plyn s prenikavým charakteristickým zápachom. Molekula má štruktúru neúplného štvorstenu [: N (H) 3] (sp 3 -hybridizácia). Prítomnosť donorového páru elektrónov v molekule NH 3 v dusíku v sp 3 -hybridnom orbitáli určuje charakteristickú reakciu adície vodíkového katiónu, za vzniku katiónu. amónny NH 4. Pri izbovej teplote pri pretlaku skvapalňuje. V kvapalnom stave je spojený vďaka vodíkovým väzbám. Tepelne nestabilné. Necháme dobre rozpustiť vo vode (viac ako 700 l / 1 l H 2 O pri 20˚C); podiel v nasýtenom roztoku je 34 % hmotn. a 99 % obj., pH = 11,8.

Vysoko reaktívny, náchylný na adičné reakcie. Horí v kyslíku, reaguje s kyselinami. Vykazuje redukčné (v dôsledku N -3) a oxidačné (v dôsledku H +1) vlastnosti. Sušené len oxidom vápenatým.

kvalitatívne reakcie - vznik bieleho „dymu“ pri kontakte s plynnou HCl, sčernanie kúska papiera navlhčeného roztokom Hg 2 (NO3) 2.

Medziprodukt pri syntéze HNO 3 a amónnych solí. Používa sa pri výrobe sódy, dusíkatých hnojív, farbív, výbušnín; kvapalný amoniak je chladivo. Jedovatý.
Rovnice najdôležitejších reakcií:

2NH3 (g) ↔N2 + 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) biely "dym"
4NH3 + 302 (vzduch) = 2N2 + 6 H20 (spaľovanie)
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6 H20 (800 °C, kat. Pt / Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H20 (500 °C)
2 NH3 + 3Mg = Mg3N2 +3 H2 (600 °C)
NH3 (g) + CO2 (g) + H20 = NH4HC03 (izbová teplota, tlak)
Prijímanie. V laboratóriách- vytesnenie amoniaku z amónnych solí pri zahrievaní so sodným vápnom: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Alebo varenie vodného roztoku amoniaku s následným sušením plynu.
V priemysle amoniak sa získava z dusíka s vodíkom. Vyrába sa v priemysle buď v skvapalnenej forme alebo vo forme koncentrovaného vodného roztoku pod technickým názvom čpavková voda.

Hydrát amoniakuNH 3 * H 2 O. Intermolekulárna zlúčenina. Biela, v kryštálovej mriežke sú molekuly NH 3 a H 2 O viazané slabou vodíkovou väzbou. Prítomný vo vodnom roztoku amoniaku, slabá zásada (produkty disociácie - NH 4 katión a OH anión). Amónny katión má pravidelnú tetraedrickú štruktúru (sp 3 -hybridizácia). Tepelne nestabilný, pri varení roztoku sa úplne rozkladá. Neutralizované silnými kyselinami. Vykazuje redukčné vlastnosti (v dôsledku N -3) v koncentrovanom roztoku. Vstupuje do reakcie iónovej výmeny a tvorby komplexov.

Kvalitatívna reakcia- tvorba bieleho "dymu" pri kontakte s plynnou HCl. Používa sa na vytvorenie mierne alkalického prostredia v roztoku počas zrážania amfotérnych hydroxidov.
1 M roztok amoniaku obsahuje hlavne hydrát NH 3 * H 2 O a len 0,4 % iónov NH 4 OH (v dôsledku disociácie hydrátu); iónový "hydroxid amónny NH40H" teda prakticky nie je obsiahnutý v roztoku a v tuhom hydráte žiadna takáto zlúčenina nie je.
Rovnice najdôležitejších reakcií:
NH3H20 (konc.) = NH3 + H20 (var s NaOH)
NH3H20 + HCl (zried.) = NH4CI + H20
3 (NH3H20) (konc.) + CrCl3 = Cr (OH)3↓ + 3 NH4Cl
8 (NH3H20) (konc.) + 3Br2 (p) = N2 + 6 NH4Br + 8H20 (40-50 °C)
2 (NH3H20) (konc.) + 2KMn04 = N2 + 2Mn02↓ + 4H20 + 2KOH
4 (NH3H20) (konc.) + Ag20 = 2OH + 3H20
4 (NH3H20) (konc.) + Cu (OH)2 + (OH)2 + 4H20
6 (NH3H20) (konc.) + NiCl2 = Cl2 + 6H20
Často sa nazýva zriedený roztok amoniaku (3-10%) amoniak(názov vymysleli alchymisti) a koncentrovaný roztok (18,5 - 25%) je roztok amoniaku (vyrába sa v priemysle).

Oxidy dusíka

Oxid dusnatýNIE

Oxid netvoriaci soľ. Bezfarebný plyn. Radikál obsahuje kovalentnú σπ-väzbu (N꞊O), v pevnom stave je dimér N202 s väzbou N-N. Extrémne tepelne stabilný. Citlivý na vzdušný kyslík (zhnedne). Je mierne rozpustný vo vode a nereaguje s ňou. Chemicky pasívny voči kyselinám a zásadám. Pri zahrievaní reaguje s kovmi a nekovmi. vysoko reaktívna zmes NO a NO 2 („nitrózne plyny“). Medziprodukt pri syntéze kyseliny dusičnej.
Rovnice najdôležitejších reakcií:
2NO + O2 (plyn) = 2NO2 (20˚C)
2NO + C (grafit) = N2 + CO2 (400-500 °C)
10NO + 4P (červená) = 5N2 + 2P205 (150-200˚C)
2NO + 4Cu = N2 + 2 Cu20 (500 - 600 °C)
Reakcie na zmesi NO a NO 2:
NO + N02 + H20 = 2HN02 (p)
NO + N02 + 2KOH (zried.) = 2KN02 + H20
NO + N02 + Na2C03 = 2Na2N02 + CO2 (450-500˚C)
Prijímanie v priemyslu: oxidácia amoniaku kyslíkom na katalyzátore, v laboratóriách- interakcia zriedenej kyseliny dusičnej s redukčnými činidlami:
8HN03 + 6Hg = 3Hg2 (N03)2 + 2 NIE+ 4 H20
alebo zníženie dusičnanov:
2NaN02 + 2H2S04 + 2NaI = 2 NIE + I2↓ + 2 H20 + 2Na2S04

Oxid dusičitýNIE 2

Kyslý oxid, bežne zodpovedá dvom kyselinám - HNO 2 a HNO 3 (kyselina pre N 4 neexistuje). Hnedý plyn, monomér NO 2 pri izbovej teplote, v chlade, kvapalný bezfarebný dimér N 2 O 4 (oxid dusný). Úplne reaguje s vodou, zásadami. Veľmi silné oxidačné činidlo, korozívne pre kovy. Používa sa na syntézu kyseliny dusičnej a bezvodých dusičnanov, ako oxidačné činidlo pre raketové palivo, čistič oleja zo síry a katalyzátor oxidácie organických zlúčenín. Jedovatý.
Rovnica najdôležitejších reakcií:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (syn.) (V chlade)
3N02 + H20 = 3HN03 + NO
2N02 + 2NaOH (zried.) = NaN02 + NaN03 + H20
4N02 + 02 + 2 H20 = 4 HN03
4N02 + 02 + KOH = KN03 + 2 H20
2N02 + 7H2 = 2NH3 + 4 H20 (kat. Pt, Ni)
N02 + 2HI (p) = NO + I2↓ + H20
N02 + H20 + SO2 = H2S04 + NO (50-60 °C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3 NO (70-110˚C)
Príjem: v priemysel - oxidácia NO vzdušným kyslíkom, v laboratóriách- interakcia koncentrovanej kyseliny dusičnej s redukčnými činidlami:
6HN03 (konc., horizontálne) + S = H2S04 + 6N02 + 2H20
5HN03 (konc., horizontálne) + P (červená) = H3P04 + 5N02 + H20
2HN03 (konc., horúca) + S02 = H2S04 + 2 N02

Oxid dusnýN 2 O

Bezfarebný plyn s príjemnou vôňou ("plyn na smiech"), N꞊N꞊O, formálny oxidačný stav dusíka je +1, zle rozpustný vo vode. Podporuje spaľovanie grafitu a horčíka:

2N20 + C = CO2 + 2N2 (450 °C)
N20 + Mg = N2 + MgO (500 °C)
Získané tepelným rozkladom dusičnanu amónneho:
NH4NO3 = N20 + 2 H20 (195 - 245 °C)
používa sa v medicíne ako anestetikum.

Oxid dusnýN 2 O 3

Pri nízkych teplotách modrá kvapalina, ON꞊NO 2, formálny stav oxidácie dusíka +3. Pri 20 ˚C sa rozkladá z 90 % na zmes bezfarebného NO a hnedého NO 2 („dusité plyny“, priemyselný dym – „líščí chvost“). N 2 O 3 je kyslý oxid, v chlade s vodou tvorí HNO 2, pri zahriatí reaguje rôzne:
3N203 + H20 = 2HN03 + 4NO
S alkáliami poskytuje soli HN02, napríklad NaN02.
Získava sa interakciou NO s O 2 (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) alebo s NO 2 (NO 2 + NO = N 2 O 3)
so silným chladením. „Nitrózne plyny“ a nebezpečné pre životné prostredie pôsobia ako katalyzátory ničenia ozónovej vrstvy atmosféry.

Oxid dusný N 2 O 5

Bezfarebný, pevný, O 2 N - O - NO 2, oxidačný stav dusíka je +5. Pri izbovej teplote sa rozkladá na NO 2 a O 2 za 10 hodín. Reaguje s vodou a zásadami ako kyslý oxid:
N205 + H20 = 2HN03
N205 + 2NaOH = 2NaN03 + H2
Získané dehydratáciou dymovej kyseliny dusičnej:
2HN03 + P205 = N205 + 2HP03
alebo oxidácia NO 2 ozónom pri -78˚C:
2N02 + O3 = N205 + O2

Dusitany a dusičnany

Dusitan draselnýKNO 2 ... Biela, hygroskopická. Topí sa bez rozkladu. Odoláva suchému vzduchu. Necháme veľmi dobre rozpustiť vo vode (vznikne bezfarebný roztok), hydrolyzovanej aniónom. Typické oxidačné a redukčné činidlo v kyslom prostredí, v zásaditom prostredí reaguje veľmi pomaly. Vstupuje do iónomeničových reakcií. Kvalitatívne reakcie pre ión NO 2 - odfarbenie fialového roztoku MnO 4 a vznik čiernej zrazeniny po pridaní iónov I. Používa sa pri výrobe farbív, ako analytické činidlo pre aminokyseliny a jodidy, súčasť fotografických činidiel.
rovnica najdôležitejších reakcií:
2KN02 (s) + 2HN03 (konc.) = N02 + NO + H20 + 2KN03
2KNO 2 (ried.) + O 2 (plyn) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KN02 + H20 + Br2 = KN03 + 2HBr
5N02- + 6H+ + 2Mn04- (filol.) = 5N03- + 2Mn2+ (bts.) + 3H20
3N02- + 8H+ + Cr072- = 3N03- + 2Cr3+ + 4H20
N02- (nasýtený) + NH4+ (nasýt.) = N2 + 2H20
2NO2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I2 (čierne) ↓ = 2H20
NO 2 - (expandovaný) + Ag + = AgNO 2 (svetložltý) ↓
Prijímanie vpriemyslu- regenerácia dusičnanu draselného v procesoch:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO3 (konc.) + Pb (huba) + H20 = KNO 2+ Pb (OH)2↓
3 KNO3 + CaO + SO2 = 2 KNO 2+ CaSO4 (300 ˚C)

H itrat draslík KNO 3
Technický názov potaš, alebo indický soľ , ľadok. Biely, topí sa bez rozkladu pri ďalšom zahrievaní sa rozkladá. Odolný voči vzduchu. Necháme dobre rozpustiť vo vode (s vys endo-účinok, = -36 kJ), bez hydrolýzy. Silné oxidačné činidlo počas fúzie (kvôli uvoľňovaniu atómového kyslíka). V roztoku sa redukuje len atómovým vodíkom (v kyslom prostredí na KNO 2, v alkalickom na NH 3). Používa sa pri výrobe skla ako konzervant potravín, zložka pyrotechnických zmesí a minerálnych hnojív.

2KN03 = 2KN02 + O2 (400-500 ˚C)

KNO3 + 2H0 (Zn, zried. HCl) = KNO2 + H20

KNO3 + 8H0 (Al, konc. KOH) = NH3 + 2H20 + KOH (80 °C)

KNO3 + NH4CI = N20 + 2H20 + KCI (230-300 °C)

2 KNO 3 + 3C (grafit) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S (spaľovanie)

KNO 3 + Pb = KNO 2 + PbO (350 - 400 ˚C)

KNO3 + 2KOH + Mn02 = K2MnO4 + KNO2 + H20 (350 - 400 ˚C)

Prijímanie: v priemysle
4KOH (horúce) + 4N02 + O2 = 4KN03 + 2H20

a v laboratóriu:
KCl + AgNO 3 = KNO 3 + AgCl ↓

Zlúčeniny s nekovmi

Všetky halogenidy dusíka NГ 3 sú známe. Trifluorid NF 3 sa získava interakciou fluóru s amoniakom:

3F2 + 4NH3 = 3 NH4F + NF3

Fluorid dusnatý je bezfarebný toxický plyn, ktorého molekuly majú pyramídovú štruktúru. Na základni pyramídy sú dislokované atómy fluóru a na vrchu je atóm dusíka s osamelým elektrónovým párom. NF 3 je veľmi odolný voči rôznym chemikáliám a zahrievaniu.

Zvyšok trihalogenidov dusíka je endotermický, a preto je nestabilný a reaktívny. NCl 3 vzniká prechodom plynného chlóru do silného roztoku chloridu amónneho:

3CI2 + NH4CI = 4HCl + NCI3

Chlorid dusičitý je vysoko prchavá (t bal = 71 °C) kvapalina so štipľavým zápachom. Mierne zahriatie alebo šok je sprevádzaný výbuchom s uvoľnením veľkého množstva tepla. V tomto prípade sa NCl 3 rozkladá na prvky. Trihalogenidy NBr 3 a NI 3 sú ešte menej stabilné.

Deriváty dusíka s chalkogénmi sú veľmi nestabilné kvôli ich silnej endotermite. Všetky sú zle preštudované, pri zahriatí a náraze explodujú.

Zlúčeniny s kovmi

Nitridy solí sa získavajú priamou syntézou z kovov a dusíka. Nitridy podobné soliam sa rozkladajú vodou a zriedenými kyselinami:

Mg3N2 + 6N2 = 3Mg (OH)2 + 2NH3

Ca3N2 + 8HCl = 3CaCl2 + 2NH4CI

Obe reakcie dokazujú základnú povahu aktívnych nitridov kovov.

Kovom podobné nitridy sa získavajú zahrievaním kovov v atmosfére dusíka alebo amoniaku. Ako východiskové materiály možno použiť oxidy, halogenidy a hydridy prechodných kovov:

2Ta + N2 = 2TaN; Мn 2 О 3 + 2NH 3 = 2 МnN + 3 Н 2 О

CrCl3 + NH3 = CrN + 3HCl; 2TiH2 + 2NH3 = 2TiN + 5H2

Použitie dusíka a zlúčenín obsahujúcich dusík

Oblasť použitia dusíka je veľmi veľká - výroba hnojív, výbušnín, čpavku, ktorý sa používa v medicíne. Najcennejšie sú hnojivá s obsahom dusíka. Medzi takéto hnojivá patrí dusičnan amónny, močovina, amoniak, dusičnan sodný. Dusík je neoddeliteľnou súčasťou proteínových molekúl, a preto ho rastliny potrebujú pre normálny rast a vývoj. Tak dôležitá zlúčenina dusíka s vodíkom, ako je amoniak, sa používa v chladiacich jednotkách, amoniak, cirkulujúci cez uzavretý systém potrubí, pri svojom vyparovaní odoberá veľké množstvo tepla. Dusičnan draselný sa používa na výrobu čierneho prachu a pušný prach sa používa v loveckých puškách na vyhľadávanie rudných minerálov, ktoré ležia pod zemou. Čierny prášok sa získava z pyroxylínu – esteru celulózy a kyseliny dusičnej. Na razenie tunelov v horách sa používajú organické trhaviny na báze dusíka (TNT, nitroglycerín).