План лекции: Международная система единиц Атомно-молекулярное учение Стехиометрия химических реакций

Соединения азота (III). Для азота в степени окисления +3 из­вестны фторид NF₃, оксид N₂O₃, оксогалиды NOHal, фторохлорид NF₂Cl, а также производные аниона N0₂^-.
Трифторид азота NF₃ в обычных условиях — бесцветный газ (т. кип. —129°С, т. пл. —209°C). Получают его при окислении аммиака фтором.
По отношению к нагреванию и различным химическим воздействиям трифторид весьма устойчив, вступает в реакции только выше 100°С. В воде он практиче­ски нерастворим, гидролиз начинает протекать лишь при пропускании электрической искры через смесь его с водяным паром.
Оксид азота (III) N₂О₃ существует только в твердом состоянии при низких температурах. В виде жидкости и пара в значительной степени диссоциирован:
N₂O₃ ↔ N0₂ + NO.
Его получают охлаждением смеси NO₂ и NО.
Жидкий N₂O₃ интенсивно-синего цвета, замерзает (при -100°С), образуя кристаллы светло-синей окраски.
Оксид азота (III) — кислотный оксид, легко поглощается щелочами, образуя нитриты:
N₂О₃ + 2NaOH = 2NaNO₂ + Н₂О.
Производные азота (III) проявляют и восстановительные, и окисли­тельные свойства:
2NaNO₂+2KI + 2H₂SO₄ = I₂ + 2NO + K₂SO₄ + Na₂SO₄ + 2H₂O,
окислитель
2KMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O/
восстановитель
Кроме того, они склонны к реакциям диспропорционирования:
3HNO₂ ↔ HNO₃ + 2NO + Н₂О
Соединения азота (V). Степень окисления +5 азот проявляет в оксиде N₂O₅, оксонитриде NON, диоксофториде NO₂F, а также в триоксонитрат (V)-ионе NO₃^- и динитридонитрат (V)-ионе NN₂^-.
Оксид азота (V) N₂O₅ — белое кристаллическое вещество (т. возг. 33°С), образованное ионами NO₂⁺ и NO₃^-. В газовой фазе моле­кула N₂O₅, по-видимому, имеет структуру

Его получают осторожным обезвоживанием HNO₃ (например, с помощью Р₂О₅) или окислением NO₂ озоном. В обычных условиях N₂O₅ постепенно разлагается на NO₂ и O₂, при нагревании взрывается.
Оксонитрид азота (V) NON (закись азота N₂O, «веселящий газ») получается разложением аммиачной селитры (при 250°С):
NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O.
Это бесцветный газ (т. пл. —91,0°С, т. кип. —88,5°С) со слабым приятным запахом.
Триоксонитрат (V)-ион NO₃^- имеет форму плоского тре­угольника, что обусловлено sp²-гибридизацией валентных орбиталей атома азота:

При обычных условиях HNO₃ — бесцветная жидкость (пл. 1, 52 г/см³), кипящая при 84,1⁰С, а при —41,6°С затвердевающая в прозрачную кристаллическую массу.
Собственная ионизация жидкого HNO₃ незначительна. С водой HNO₃ смешивается в любых отношениях. Его растворы — сильная кислота, называемая азотной. В лаборатории азотную кислоту полу­чают действием концентрированной серной кислоты на нитрат натрия. Промышленное производство HNO₃ осуществляется по стадиям: окисление H₃N в NО кислородом воздуха на платиновом катализаторе:
4H₃N + 5О₂ = 4NO + 6Н₂О,
окисление NO в NO₂
2NO + O₂ = 2NO₂
и взаимодействие последнего с водой:
2NO₂ + Н₂О = HNO₃ + HNO₂,
3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + H₂O.
Азотная кислота обладает сильно выраженными окислительными свойствами:
NO₃^- + 4H⁺ + 3e = NO + 2H₂O,
NO₃^- + 2H⁺ + 1e = NO₂ + H₂O.
Она разрушает животные и расти­тельные ткани, окисляет почти все металлы и неметаллы. Образование тех или иных продуктов взаимодей­ствия зависит от концентрации HNO₃, активности простого вещества и тем­пературы.
Нитраты большинства элементов устойчивы. Нитраты метал­лов растворимы в воде. Нитраты имеют большое значение как удобрения (особенно калийная и аммонийная селитры). Азотная кислота применяется для получения минеральных удобрений, взрывчатых ве­ществ, органических красителей, пластических масс и в других много­численных производствах.