Кисневі сполуки азоту

З киснем N утворює оксиди: N2O, NO, N2O3 NO2, N2O5 та NO3. Оксид азоту I – N2O – закис азоту, «звеселяючий газ». Фізичні властивості: безбарвний, із солодкуватим запахом, розчинний у воді, t плавлення -91 °C, t кипіння -88,5 °C. Анестезуючий засіб.
Хімічні властивості: розкладається при 700 °C: 2N2O?2N2 + O2 підтримує горіння і є окислювачем; взаємодіє з воднем: N2+1O + H2?N20+ Н2O.
Отримання: NH4NO3?N2O + 2Н2O. N2O відповідає азотновата кислота: Н2N2O2, але при дії Н2O і лугів він не утворює ні Н2N2O2, ні її солей. N2O – несолетворний.
Оксид азоту (II) NO – окис азоту. Фізичні властивості: безбарвний газ, погано розчинний у воді, t плавлення -164 °C, t кипіння -152 °C.
Хімічні властивості: NO має окисно-відновні властивості:
1) при звичайній температурі стійкий, при зниженні t димеризується в N2O2;
2) при 700 °C розкладається: 2NO?2N2 + O2? підтримуючи горіння є відновником;
3) із воднем. Суміш рівних обсягів NO та H2 вибухає: 2NO + 2H2 = N2? + Н2O, де NO - окислювач;
4) з галогенами: 2NO + Сl2 = 2NOСl? (Нітрозілхлорид). NO – несолетворний.
Отримання:
1) у лабораторії: 3Cu + 8HNO3(розб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;
2) у промисловості: каталітичне окиснення аміаку: 4NH3 +5O2 = 4NO? + 6H2O;
3) NO утворюється в грозу: N2 + O2 = 2NO?
Оксид азоту (ІІІ) N203. Фізичні властивості: темно-синя рідина (за низьких t), t плавлення -102 °C, t кипіння 3,5 °C. Хімічні властивості: N2O3 – ангідрид азотистої кислоти HN02. При взаємодії з водою та лугами відповідно дає НNO2 та її солі – нітрити: N2O + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O.
Отримання: NO2 + NO = N2O3.
Оксид азоту (IV) – NO2. Фізичні властивості: отруйний газ бурого кольору із різким запахом; t плавлення -11,2 ° C, t кипіння - 21 ° C. Хімічні властивості: кислотний ангідрид:

Реагує із лугами: 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.
Окислювач: N+4O2+S+4O2=S+6O3+N+2O. Димеризується за низьких температур: 2NO2(бурий газ)?N2O4(безбарвна рідина).
Отримання: 2NO + O2 = 2NO2; Cu + 4HNO3(конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O. Оксид азоту (V) – N2O5. Фізичні властивості: малостійка біла кристалічна речовина. Сильний окисник. Хімічні властивості: ангідрид HN03.

Розкладається з вибухом: 2N2O5?4NO2 + О2.
Отримання:

Азотна кислота

Азотна кислота - Безбарвна, «димна» на повітрі рідина з їдким запахом. Хімічна формула HNO3.
Фізичні характеристики. При температурі 42 ° C застигає як білих кристалів. Безводна азотна кислота закипає при атмосферному тиску та 86 °C. З водою поєднується в довільних співвідношеннях.
Під впливом світла концентрована HNO3 розкладається на оксиди азоту:

HNO3 зберігають у прохолодному та темному місці. Валентність азоту у ній – 4, ступінь окислення – +5, координаційне число – 3.
HNO3 – сильна кислота. У розчинах повністю розпадається на іони. Взаємодіє з основними оксидами та основами, із солями слабших кислот. HNO3 має сильну окислювальну здатність. Здатна відновлюватися з одночасним утворенням нітрату до сполук, залежно від концентрації, активності взаємодіючого металу та умов:
1) концентрована HN03, взаємодіючи з малоактивними металами, відновлюється до оксиду азоту (IV) NO2:

2) якщо кислота розведена, вона відновлюється до оксиду азоту (II) NO:

3) більш активні метали відновлюють розведену кислоту до оксиду азоту (I) N2O:

До солей амонію відновлюється дуже розбавлена ​​кислота:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti не реагують із концентрованою HNO3, а Al, Fe, Co та Cr – «пасивуються».
4) з неметалами HNO3 реагує, відновлюючи їх до відповідних кислот, а сама відновлюється до оксидів:

5) HNO3 окислює деякі катіони та аніони та неорганічні ковалентні сполуки.
6) вступає у взаємодію з багатьма органічними сполуками – реакція нітрування.
Промислове одержання азотної кислоти: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.
Аміак – NO перетворюється на NO2, який із водою у присутності кисню повітря дає азотну кислоту.

Каталізатор – платинові метали. Одержувана HNO3 трохи більше 60 %. За потреби її концентрують. Промисловістю випускається розведена HNO3 (47-45%), а концентрована HNO3 (98-97%). Концентровану кислоту перевозять в алюмінієвих цистернах, розведену – у цистернах із кислототривкої сталі.

37. Елементи 1-ої гол.підгрупи
Метали головної підгрупи першої групи - літій, натрій, калій, рубідій, цезій та францій - називаються лужними металами. Ця назва пов'язана з тим, що гідроксиди двох головних представників цієї групи – натрію та калію – здавна були відомі під назвою лугів. З цих лугів, піддаючи їх у розплавленому стані електролізу, Г. Деві в 1807 р. вперше отримав вільні калій та натрій. У зовнішньому електрному шарі атоми лужних металів мають по одному електрону. У другому зовні електронному шарі атома літію містять два електрони, а в атомів інших лужних металів — по вісім електронів.Маючи в зовнішньому електронному шарі тільки по одному електрону, що знаходиться на порівняно великій відстані від ядра, атоми цих елементів досить легко віддають цей електрон, тобто характеризуються низькою енергією іонізації (табл. 30). Однозарядні позитивні іони, що утворюються при цьому, мають стійку електронну структуру відповідного благородного газу (іон літію - структуру атома гелію, іон натрію - атома неону і т. д.). Легкість віддачі зовнішніх електронів характеризує елементи, що розглядаються, як найбільш типові представники металів: металеві властивості виражені у лужних металів особливо різко. Однакова будова як зовнішнього, а й передостаннього електронного шару атомів всіх лужних металів, крім літію, обумовлює велике подібність властивостей цих елементів. У той же час збільшення заряду ядра і загальної кількості електронів в атомі при переході зверху вниз по підгрупі створює деякі відмінності в їх властивостях. Як і інших групах, ці відмінності проявляються головним чином збільшення легкості віддачі валентних електронів і посиленні металевих властивостей зі зростанням порядкового номера.

38. Іонний та металевий зв'язок
Металевий зв'язок — хімічний зв'язок, який обумовлений взаємодією позитивних іонів металів, що становлять кристалічну решітку, з електронним газом із валентних електронів. У вузлах кристалічних ґрат розташовані позитивні іони металу. Між ними безладно, подібно до молекул газу, рухаються валентні електрони, що походять з атомів металів від атомів при утворенні іонів. Ці електрони грають роль цементу, утримуючи разом позитивні іони; в іншому випадку грати розпалися б під дією сил відштовхування між іонами.Разом з тим і електрони утримуються іонами в межах кристалічних ґрат і не можуть її покинути. Сили зв'язку не локалізовані та не спрямовані. Тому в більшості випадків проявляються високі координаційні числа (наприклад, 12 або 8). .1). Кулонівське відштовхування однойменно-заряджених частинок (іонів) компенсується електростатичним тяжінням до електронів зв'язуючих ланок, що мають форму спотвореного сплющеного октаедра — квадратної біпіраміди, висота якої і ребра базису дорівнюють величині постійної трансляційної грати a_w кристала лужного металу (рис.2).Сполучні електрони стають загальними для системи з шести позитивних іонів лужних металів і утримують останні від кулонівського відштовхування.Величина постійної трансляційної решітки a_w кристала лужного металу значно перевищує довжину ковалентного зв'язку молекули лужного металу, тому прийнято вважати, що електрони в металі знаходяться у вільному стані:

39. Елементи другої гол.підгрупи.
У головну підгрупу II групи входять елементи магній, кальцій, стронцій, барій та радій. Всі ці елементи, крім берилію, мають яскраво виражені металеві властивості. У вільному стані вони є сріблясто-білі речовини, більш тверді, ніж лужні метали, з досить високими температурами плавлення. За щільністю всі вони, крім радію, відносяться до легких металів. Їхні найважливіші властивості наведені в табл. 32.Перші два члени аналізованої підгрупи займають у ній дещо особливе становище, відрізняючись багато в чому від інших чотирьох елементів. Берилій за деякими своїми властивостями наближається до алюмінію («діагональна схожість» див. стор. 590). Усі ізотопи останнього елемента підгрупи – радія – радіоактивні. Довгоживучий ізотоп раніше використовувався в радіотерапії; в даний час його замінили дешевшими ізотопами інших елементів, що утворюються в ядерних реакторах. =У зовнішньому електронному шарі атоми елементів цієї підгрупи мають два електрони, у другому зовні шарі у берилію знаходиться два електрони, а в інших елементів - вісім. Два електрони зовнішнього шару порівняно легко відщеплюються від атомів, які перетворюються при цьому на позитивні двозарядні іони. Тому щодо хімічної активності ці елементи лише трохи поступаються лужним металам. Подібно до останніх, вони досить швидко окислюються на повітрі і можуть витісняти водень з води при кімнатній температурі. Однак берилій і магній взаємодіють з водою дуже повільно, так як гідроксиди, що при цьому утворюються, малорозчинні у водез покриваючи поверхню металу, вони ускладнюють подальший перебіг реакції. Інші чотири метали через кращу розчинність їх гідроксидів реагують з водою значно енергійніше. Вхідні до складу головної підгрупи кальцій, стронцій та барій здавна отримали назву лужноземельних металів. Походження цієї назви пов'язане з тим, що гідроксиди кальцію, стронцію і барію, так само, як і гідроксиди натрію і калію, володіють лужними властивостями, оксиди цих металів по їх тугоплавкості подібні з оксидами алюмінію і важких металів, що мали раніше загальну назву земель.При спалюванні лужноземельних металів завжди виходять оксиди. Пероксиди, оскільки вони взагалі утворюються набагато менш стійкі, ніж пероксиди лужних металів. Оксиди кальцію, стронцію та барію безпосередньо з'єднуються з водою, утворюючи гідроксиди. Розчинність останніх сильно збільшується при переході від кальцію до наступних лужноземельних металів. У такій послідовності збільшуються і основні властивості гідроксидів. Лужноземельні метали можуть з'єднуватися з воднем, утворюючи гідриди, аналогічні гідридам лужних металів (наприклад,). Чудова схильність лужноземельних металів з'єднуватиметься з азотом, що зростає в міру збільшення їхньої атомної маси. Вже за кімнатної температури лужноземельні метали повільно з'єднуються з азотом, утворюючи нітриди. На відміну від солей лужних металів, багато солей лужноземельних металів малорозчинні у воді. До таких солей відносяться карбонати, сульфати, фосфати та деякі інші. У всіх своїх сполуках лужноземельні метали мають ступінь окислення.
40. Електронне стояння та хім.св-ва РЗЕ
Рідкоземельні елементи - Група з 17 елементів, що включає лантан, скандій, ітрій і лантаноїди. Всі ці елементи - метали сріблясто-білого кольору, при тому всі мають подібні хімічні властивості (найбільш хар Назва «рідкоземельні» (зустрічається скорочення TR, порівн. лат.). terrae rarae - "рідкісні землі") дано у зв'язку з тим, що вони, по-перше, порівняно рідко зустрічаються в земній корі (зміст (1,6-1,7) · 10 -2 % за масою) і, по-друге, утворюють тугоплавкі, практично не розчинні у воді оксиди (такі оксиди на початку XIX століття і раніше називалися «землями»). Акторний ступінь окислення +3).Рідкоземельні елементи виявляють між собою велику схожість хімічних і деяких фізичних властивостей, що майже однаковою будовою зовнішніх електронних рівнів їх атомів. Рідкоземельні елементи - метали, їх одержують відновленням відповідних оксидів, фторидів, електроліз безводних солей та іншими методами. Скандій, ітрій та лантаноїди мають високу реакційну здатність. Хімічна активність цих елементів особливо помітна за підвищених температур. При нагріванні до 300-400 ° C метали реагують навіть з воднем, утворюючи RH₃ та RH₂ (Символ R виражає атом рідкісноземельного елемента). Ці сполуки досить міцні та мають сольовий характер. При нагріванні в кисні метали легко реагують з ним, утворюючи оксиди: R₂O₃, CeO₂, Pr₆O₁₁, Tb₄O₇ (тільки тільки Sc та Y за допомогою утворення захисної оксидної плівки є стійкими на повітрі, навіть при нагріванні до 1000 °C). Під час горіння цих металів в атмосфері кисню виділяється велика кількість тепла. При згорянні 1 г лантану виділяється 224,2 ккал тепла. Для церію характерною особливістю є властивість пірофорності — здатність іскритися при розрізанні металу на повітрі. Через високу активність до атмосферного кисню та води шматки лантану, церію, ітрію та ін. слід зберігати в парафіні. Хімічна активність рідкісноземельних металів неоднакова. Від скандію до лантану хімічна активність зростає, а ряді лантан — лютецій — знижується. Звідси випливає, що найактивнішим металом є лантан.Це обумовлюється зменшенням радіусів атомів елементів від лантану до лютеція з одного боку, і від лантану до скандію — з іншого. , іридій, платина) мають зменшені радіуси атомів на 0,2-0,3 Å звідси і дуже схожі їх властивості з властивостями відповідних елементів п'ятого періоду. d -оболонка передостаннього електронного шару тільки починає утворюватися, тому радіуси атомів та активність металів у цій групі зростають зверху донизу. Цією властивістю група відрізняється від інших побічних підгруп металів, у яких порядок зміни активності протилежний. Оскільки радіус атома ітрію (0,89 Å) близький до радіусу атома гольмію (0,894 Å), то за активністю цей метал повинен займати одне з передостанніх місць. Скандій через свою активність повинен розташовуватися після лютеція. У цьому ряду послаблюється дія металів на воду. Рідкоземельні елементи найчастіше виявляють ступінь окислення +3. Через це найбільш характерними є оксиди R₂O₃ - тверді, міцні та тугоплавкі сполуки. Будучи основними оксидами, вони для більшості елементів здатні з'єднуватися з водою і створювати основи R(OH)₃. Гідроксиди рідкісноземельних металів малорозчинні у воді. Здатність R₂O₃ з'єднуватися з водою, основна функція, тобто розчинність R(OH)₃ зменшуються в тій же послідовності, що активність металів: Lu(OH)₃, а особливо Sc(OH)₃, виявляють деякі властивості амфотерності Так, крім розчину Sc(OH)₃ в концентрованому NaOH, отримана сіль: Na₃Sc(OH)₆· 2H₂O. Оскільки метали даної підгрупи активні, а їх солі сильних кислот розчиняються, вони легко розчиняються в кислотах-неокислювачах і кислотах-окислювачах. Всі рідкісноземельні метали енергійно реагують з галогенами, створюючи RHal₃ (Hal - галоген). З сіркою та селеном вони також реагують, але при нагріванні. Як правило, рідкісні елементи зустрічаються в природі спільно. Вони утворюють дуже міцні оксиди, галоїдні сполуки, сульфіди. Для лантаноїдів найбільш характерними є сполуки тривалентних елементів. Виняток становить церій, який легко переходить у чотиривалентний стан. Крім церію чотиривалентні сполуки утворюють празеодим та тербій. Двохвалентні сполуки відомі у самарію, європію та ітербію. За фізико-хімічними властивостями лантаноїди дуже близькі між собою. Це пояснюється особливістю будови їх електронних оболонок. Рідкоземельні елементи використовують у різних галузях техніки: в радіоелектроніці, приладобудуванні, атомній техніці, машинобудуванні, хімічній промисловості, в металургії та ін. Широко застосовують La, Ce, Nd, Pr у скляній промисловості у вигляді оксидів і інших з'єднань. Ці елементи підвищують світлопрозорість скла. Рідкоземельні елементи входять до складу стекол спеціального призначення, що пропускають інфрачервоні промені та поглинають ультрафіолетові промені, кислотно- та жаростійких шибок. Велике значення набули рідкісноземельні елементи та їх сполуки у хімічній промисловості, наприклад, у виробництві пігментів, лаків та фарб, у нафтовій промисловості як каталізатори.

Сподобалася стаття? Додай її в закладку (CTRL+D) і не забудь поділитися з друзями:

З'єднання азоту з киснем

Серед елементів 2-го періоду азот утворює найбільше різних оксидів.Всі вони є термодинамічно нестійкими речовинами, здатними розкладатися на азот і кисень або віддавати кисень іншим речовинам, виявляючи окисні властивості. Фізичні властивості оксидів азоту представлені у табл. 20.2.

Характеристика оксидів азоту

Ендотермічна реакція між киснем та азотом протікає при температурі близько 2000°С (див. вище). Вихід оксиду азоту(П) NO, що утворюється, становить лише 2—3%. При охолодженні суміші рівновагу зміщується у бік утворення простих речовин, тобто. оксид розкладається. Якщо охолодження проводиться швидко, го рівновага зміститися не встигає і утворився NO зберігається в суміші, так як швидкість розкладання падає практично до нуля, так само як і швидкість освіти. Реакція між киснем і азотом в атмосфері відбувається лише за грозових розрядах, які призводять до відчутного забруднення атмосфери оксидами азоту. У великих містах суттєве підвищення концентрації NO та N0₂ у повітрі походить від роботи автомобільних двигунів. За деяких метеорологічних умов їх концентрація може досягати максимально допустимого значення 1 мг/м 3 . Оксид азоту(П) отруйний, але при концентрації близько 10 8 моль/л він необхідний підтримки нормального тонусу кровоносних судин. Лікарські препарати типу нітрогліцерину утворюють оксид азоту та сприяють розширенню судин серця.

Оксид азоту(Н) утворюється також при реакціях деяких металів із азотною кислотою певної концентрації. Наприклад, при реакції 10%-ної HN0₃ з мідними стружками основним газоподібним продуктом є NO:

Найбільш важливою реакцією отримання NO у промисловості є каталітичне окиснення аміаку (див. далі).

У молекулі NO шість електронів знаходяться на сполучних і один електрон - на орбіталі, що розпушує:

Кратність зв'язку у цій молекулі 2,5. Внаслідок того, що неспарений електрон знаходиться на орбіталі, що розпушує, молекула NO не проявляє високої хімічної активності типових вільних радикалів.

Оксид азоту(П), віддаючи кисень, здатний підтримувати горіння деяких сильних відновників, наприклад магнію:

Найлегше йде реакція NO з киснем. Змішуючись із повітрям, безбарвний NO відразу ж утворює бурі клуби оксиду азоту(1У):

У молекулі N0₂ атом азоту має неспарений електрон на незв'язувальній (а не на розпушуючій) орбіталі. Тому речовина активна у реакціях сполуки. У газоподібному стані N0₂ нижче 140 ° С встановлюється рівновага

яке зміщується праворуч при зниженні температури. У міру збільшення частки димера фарбування речовини слабшає. При 21,2°С газ починає зріджуватись у жовту рідину, яка при -9,3°С утворює безбарвні кристали. Зникнення забарвлення означає, що тверда речовина складається лише з молекул N₂0₄. Будова димерних молекул симетрична, я-зв'язки в них справакалізовані:

Атом азоту утворює чотири полярні ковалентні зв'язки за рахунок передачі електрона атому кисню. Відстань між атомами азоту в цій молекулі відносно велика - 164 пм (у молекулі гідразину I1₂N-NII₂ воно дорівнює тільки 146 їм), чим і зумовлені легкість розриву цього зв'язку та розпад димеру на дві молекули N0₂. Мономер і димер оксиду азоту(1У) можна розглядати як одну і ту ж речовину, яка в кристалічному та рідкому станах складається з молекул N₂0₄а при випаровуванні частина цих молекул розпадається на дві молекули Ж)₂.

Молекули N0₂ не тільки з'єднуються між собою, але при охолодженні реагують із молекулами NO, утворюючи оксид азоту(Ш) N₂0₃. Це нестійка речовина, яка існує у вигляді рідини синього кольору при температурі нижче 3,5°С. Молекула N₂0₃ не симетрична, із зв'язком між атомами азоту:

Очевидно, що атоми азоту мають різні ступені окислення: +4 і +2, що дає середнє значення +3. Як N₂0₄, так і N₂0₃ реагують із водою, утворюючи кислоти. Якщо атом кисню в молекулі N₂0₄ приєднується протон із молекули Н₂0 то під дією позитивного заряду електронна пара зв'язку N-N зміщується в напрямку цього заряду і зв'язок розривається. Одночасно на орбіталь атома азоту, що звільнилася, передається електронна пара кисню з іншої молекули води. В результаті утворюються азотиста та азотна кислоти:

вільні іони ВІН і Н +, що залишилися від молекул води, знову утворюють молекулу води. Молекулярне рівняння реакції запишеться так:

Реакція, що йде за аналогічним механізмом між оксидом азоту(Ш) і водою, призводить до утворення тільки азотистої кислоти:

Ще два оксиди азоту утворюються за реакціями, не пов'язаними з безпосереднім взаємодією азоту та кисню. Оксид азоту(1) N₂0 разом з парами води виділяється при термічному розкладанні нітрату амонію:

Газоподібне з'єднання, що утворюється, має особливу назву — веселячий газ. При невеликій домішки N₂0 у повітрі настає стан збудження, яке при більшій концентрації N₂0 переходить у непритомність. Ця речовина застосовується у складі сумішей для інгаляційного наркозу.

Молекула побудована несиметрично, і фактично атоми азоту мають СО 0 та +2:

Розчинність N₂0 у воді приблизно така ж, як у вуглекислого газу, але реакцію з водою оксид азоту(1) не вступає.

Вищий оксид азоту(У) N₂0₅, або азотний ангідрид, виходить при зневодненні димної азотної кислоти оксидом фосфору(У). Кислоту крапель додають до порошку Р₂0₅. Утворений газоподібний N₂0₅ з потоком кисню переноситься в судину, що охолоджується, де утворює безбарвні кристали з температурою плавлення 33°С. Інший спосіб отримання оксиду азоту(У) полягає в окисненні М0₂ озоном.

Молекула N₂0₅ складається з двох фрагментів N0₂, з'єднаних через атом кисню:

Оксид азоту(У) нестійкий і поступово розкладається на кисень та N0₂. При 0°С період напіврозпаду дорівнює приблизно 10 діб, а при 20°С -10 год.

Оксиди азоту

З киснем азот утворює такі оксиди: оксид азоту(1) N₂0 оксид азоту(Н) NO, оксид азоту(Ш) N₂0₃оксид азоту(1У) N0₂, оксид азоту(У) N₂0₅. Оксид азоту(1) N₂0 виходить при розкладанні нітрату амонію: N₂0 - безбарвний газ зі слабким солодкуватим запахом, добре розчинний у воді. При 700°С розкладається на азот та кисень: Тому N₂0 є окислювачем по відношенню до всіх речовин, які безпосередньо реагують з киснем:

У формулі (а) між атомами азоту та кисню утворюються два ковалентні зв'язки за рахунок двох р-електронів азоту та двох p-електронів кисню. У атома азоту залишається, окрім неіділеної пари, ще один р-електрон. У формулі (б) ковалентні зв'язки утворюються за рахунок одного р-електрона азоту та трьох електронів атома кисню.І в тому і в іншому випадку число зовнішніх електронів у молекулі NO - непарне, що доводиться парамагнітними властивостями цієї сполуки.

Формула (в) включає обидві попередні та показує, що в молекулі NO існує триелектронний зв'язок.

Згідно з теорією МО в молекулі NO один з електронів знаходиться на Л|_{) азр}-2р-орбіталі (рис. 14.4). При цьому число електронів, що зв'язують, перевищує число розпушують на п'ять, тобто. порядок зв'язку дорівнює 2,5.

Мал. 14.4. Енергетична схема утворення молекули NO

Рентгеноструктурний аналіз показує, що довжина зв'язку в NO менша, ніж це відповідало б подвійному зв'язку (наприклад, 0₂), але більше, ніж у молекулі N₂. Енергія дисоціації NO на атоми дорівнює 632 кДж/моль, що є проміжним значенням між відповідними величинами для 0₂ (498 кДж/моль) та N₂ (945 кДж/моль). У той же час енергія дисоціації NO дуже близька до молекулярного іона кисню 0₂ (644 кДж/моль), у якому кратність зв'язку дорівнює 2,5.

N0 - безбарвний газ, що важко зріджується. Погано розчинний у воді. Подібно до N₂0 оксид азоту(П) належить до байдужих оксидів. NO має як окислювальні, так і відновлювальні властивості. Під дією кисню повітря він легко окислюється до N0₂:

Тому чистий, безбарвний NO вдається отримати лише за повної відсутності повітря: найменші сліди 0₂ призводять до появи домішки бурого діоксиду азоту N0₂.

Суміш рівних обсягів NO та Н₂ при нагріванні вибухає:

Будучи енергійним окислювачем, NO окислює S0₂ до SO_s:

При взаємодії із сильними окислювачами NO виявляє відновлювальні властивості:

Оксид азоту легко відщеплює неспарений електрон з п - 2р-орбіта-лі з утворенням катіону нітрозонію NO + :

Оскільки відщеплення електрона відбувається з орбіталі, що розпушує, то зв'язок в іоні NO + міцніше, ніж у NO. Цей іон зазвичай утворюється при розчиненні N₂0₃ в концентрованій H₂S0₄:

Молекула N0 подібна до будови з СО. Ця схожість проявляється в тому, що за аналогією з СО оксид NO утворює з іонами деяких перехідних металів комплексні сполуки, не втрачаючи при цьому неспареного електрона. Відмінність полягає в тому, що у NO на один електрон більше, який я займаю_р._іф-2р-орбіталь. Тому NO утворює клас сполук, у яких фрагмент Me—N—О має вигнуту структуру, а будовою немає аналогів серед карбонилов. Молекула NO відноситься до ліганду про- і я-донорного і я-акцепторного типу.

Оксид азоту(П) застосовують у виробництві азотної кислоти.

Оксид азоту(Ш) N₂0₃ утворюється при взаємодії N0₂ з NO за оборотною реакцією

N₂0₃ може бути отриманий при розкладанні азотистої кислоти, яка на відміну від азотної кислоти дуже нестійка і легко розпадається:

У лабораторії для отримання N₂0₃ використовують реакцію взаємодії розчину нітриту лужного металу з кислотою:

Отже, N₂0₃ відповідає азотна кислота HNO._;. N₂0₃ існує у твердому стані при низьких температурах, при 3,5°С розкладається:

N₂0₃ - кислотний оксид, тому легко взаємодіє з лугами з утворенням нітритів - солей азотистої кислоти:

Оксид азоту(1У) N0₉ — червонувато-бурий газ із характерним запахом. Отруйний! Його димер N₂0₄ - Безбарвний газ, що легко стискається. Ці дві сполуки існують у рівновазі між собою при температурі від 11,2 до 140°С:

Молекула N0₂ парамагнітна і має кутову форму:

а порядок зв'язку дорівнює 1,5, оскільки довжина зв'язку (0,120 нм) має проміжне значення між одинарною довжиною (0,143 нм) і кратною (0,118 нм). У освіті молекули N0₂ беруть участь 25-, 2р-, 2р_у- та 2р₇-орбі-талі атома азоту, а також 2!_г-, 2р_у- і 2р_орбіталі обох атомів кисню, тобто. 10 орбіталей, з допомогою яких утворюються десять молекулярних орбіталей.

За рахунок 2р_/у-орбітальний азоту і 2р_у-орбіталей двох атомів кисню утворюються трицентрові молекулярні л™- і л разр-орбіталі.

Відповідно до теорії МВС атом азоту в N0₂ знаходиться в 5/? 2 -гібрид-ному стані, яке виникає за рахунок 25-, 2р_х- та 2р₇-орбіталей. Одну з 5/? 2-орбіталей (а_г-орбіталь) займає неспарепний електрон, а дві інші 5/? 2 -орбіталі беруть участь в освіті двох a-зв'язків N-О (тобто. двох молекулярних а - і а - орбіталей). Рідкий та твердий N₂0₄ складається із плоских молекул.

Молекула N0₂ характеризується високою хімічною активністю, що пов'язано не лише з наявністю неспареного електрона, а й із сильною поляризацією молекули. Два атоми кисню відтягують він сполучні електрони і набувають негативний заряд, а атом азоту — позитивний. Це призводить до послаблення відновлювальних властивостей NO_vщо викликано значним тяжінням неспареного електрона атомом азоту, що несе позитивний заряд. Тому відриву цього електрона потрібно значно більше зусиль, ніж, наприклад, у NO, тобто. партнер-окислювач має бути дуже енергійним. У той самий час наявність позитивного заряду на атомі азоту дозволяє N0₂ бути окислювачем.

Втрата електрона призводить до утворення катіону нітронію, а приєднання до утворення нітрит-іону:

що наочно проявляється у реакціях диспропорціонування. Розчин N0₂ у воді супроводжується утворенням HN0₂ та HNO_>:

При взаємодії з лугами утворюються нітрати та нітрити:

Якщо розчинення N0₂ вести у воді у присутності надлишку кисню, то утворюється азотна кислота:

В даний час ця реакція використовується для отримання азотної кислоти у промислових масштабах.

У лабораторних умовах N0₂ отримують взаємодією міді з концентрованою HN0₃:

Оксид азоту(У) N₂0₅ одержують реакцією дегідратації азотної кислоти - оксидом фосфору(У):

N₂0₅ утворює безбарвні прозорі кристали з Т_пл = 30 °С. Вже при кімнатній температурі він незворотно розкладається на оксид азоту(1У) та кисень:

У газовій фазі N₂0₅ має таку структуру:

N₉0₅ - сильний окислювач. Багато сполук легко згоряють в атмосфері N₂0₅.

Оксид азоту(У) взаємодіє з водою, утворюючи азотну кислоту: