В оксидах степень окисления азота меняется от +1 до +5. Оксиды N 2 O и NO – несолеобразующие, бесцветные газы; NO 2 – бурый газ, в промышленности получил название «лисий хвост». N 2 O 3 – без примесей существует только в твёрдом виде(слабо-синего цвета), жидкий – синего цвета, N 2 O 5 при обычных условиях – прозрачные бесцветные кристаллы. Все оксиды азота, кроме N 2 O – ядовиты, поражают дыхательние пути.
Часто используемое тривиальное название оксида азота ( I ) – «веселящий газ», так как в малых дозах вызывает конвульсивный смех, в медицине используется для ингаляционного наркоза. Получают при термическом разложении нитрата аммония при 250 о C и при взаимодействии некоторых металлов с азотной кислотой. NH 4 NO 3 N 2 O + 2H 2 O Он химически инертен при нормальных условиях, но при нагревании обладает окислительными свойствами и может поддерживать горение, например, серы, углерода, фосфора : P 4 + 10 N 2 O = P 4 O 10 + 10 N 2. Может проявлять свойства восстановителя при взаимодействии с сильными окислителями: 5 N 2 O+8RMnO 4 +7H 2 SO 4 =5Mn(NO 3 ) 2 +3MnSO 4 +4K 2 SO 4 +7H 2 O При нагревании N 2 O разлагается на N 2 и O 2. Более удобным способом получения является : NH 2 SO 2 OH( сульфаминовая к - та ) + HNO 3 (73%) t o = N 2 O + SO 2 (OH) 2 + H 2 O
Оксид азота ( II ) обычно получают действием 30-50% азотной кислоты на металлы по схеме (например медь), кроме того он образуется при каталитическом окислении аммиака (промышленный способ): 4 NH 3 + 5 O 2 = 4 NO + 6 H 2 O. NO – единственный оксид, который может быть получен при непосредственном взаимодействии N 2 и O 2 ( в электрическом разряде) Оксид азота ( II ) легко окисляется на воздухе до NO 2. В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет свойства восстановителя: 2 NO + 2SO 2 = 2SO 3 + N 2 По отношению к галогенам также проявляет свойства восстановителя: 2NO + Cl 2 = 2NOCl 2 ( хлористый нитрозил ) Более чистый NO можно получить по реакциям: FeCl 2 + NaNO 2 +2HCl = FeCl 3 + NO + NaCl + H 2 O 2 HNO 2 + 2 HI = 2 NO + I 2 +2 H 2 O
Диоксид азота NO 2 получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с тяжёлыми металлами. NO 2 обычно существует в равновесии со своим димером N 2 O 4, при охлаждении образуя жидкость коричневого цвета : 2 N 0 2(г) = N 2 O 4(Ж ). При растворении в воде на холоде NO 2 обратимо диспропорционирует : 2 NO 2 + H 2 O HNO 2 + HNO 3. Но при нагревании: 3 NO 2 + H 2 O = 2 HNO 3 + NO. С щелочами так же диспропорционирует : 2 NO 2 + KOH = KNO 2 + KNO 3 + H 2 O. Если NO 2 растворяют в присутствии кислорода, то получается азотная кислота: 4 NO 2 + 2 H 2 O + O 2 = 4 HNO 3. Последнюю реакцию используют в промышленности для получения азотной к-ты. Для NO 2 довольно высокая химическая активность: он взаимодействует с неметаллами(фосфор, уголь и сера горят в диоксиде азота, оксид серы ( IV ) окисляется до оксида серы( VI )): 2 С + 2NO 2 t o = 2CO 2 + N 2, SO 2 + NO 2 t o = SO 3 + NO 2Pb(NO 3 ) 2 t o = 2PbO + O 2 + 4NO 2 – ещё один способ получения диоксида азота NO 2 – парамагнетик, N 2 O 4 – диамагнетик, ниже -12 С – N 2 O 4, 140 С – NO 2
Подвержен термической диссоциации: N 2 O 3 NO + NO 2 При взаимодействии с водой даёт азотистую кислоту При взаимодействии с щелочами или основными оксидами образует соответствующие нитриты. Для получения оксида азота ( III ) рекомендуют капать 30% азотную к-ту на твёрдый оксид мышьяка ( III ): 2 HNO 3 + As 2 O 3 = NO 2 + NO + 2 HAsO 3. Далее смесь газов охлаждают: NO + NO 2 N 2 O 3. При пропускании через жидкий воздух электрического разряда N 2 O 3 можно получить в виде голубого порошка
Растворение в воде с образованием азотной кислоты, а в щелочах – с образованием нитратов. N 2 O 5 легко летуч и крайне неустойчив (разложение происходит со взрывом): 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 + Q Получают оксид азота ( V ) дегидратацией HNO 3, пропусканием сухого хлора над сухим AgNO 3, а также взаимодействием NO 2 c озоном : 2 HNO 3 + P 2 O 5 = 2 HPO 3 + N 2 O 5 4 AgNO 3 + 2 Cl 2 = 4 AgCl + 2 N 2 O 5 + O 2 2 NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2
