Mis on lämmastiku oksüdatsiooniaste nh3-s. Nh3 oksüdatsiooniaste

Kuidas määrata elementide oksüdatsiooniastet ühendites NH3, N2O3, HNO3, N2.
Ma ei saa aru... ja sain parema vastuse

Anatoli Arestovi vastus [guru]
See on lihtne) Vaata, lihtsatel ainetel (koosnevad ainult ühe elemendi aatomitest), nagu N2, on nullvalents. Hapniku, O, oksüdatsiooniaste on alati -2. Näiteks N2O3. Hapniku oksüdatsiooniaste = -2. Hapnikus on kolm aatomit. 3 * (- 2) = - 6. Kogu molekulil tervikuna peaks oksüdatsiooniaste olema null (teie puhul). Seal on kaks lämmastikuaatomit. Nende oksüdatsiooniaste peaks olema vastupidine hapniku kui terviku oksüdatsiooniastmele, see tähendab +6. Meil on kaks aatomit, seega jagame kahega. Seetõttu on lämmastiku valents = + 3. Peamine asi, mida meeles pidada, on see, et hapniku valents on peaaegu alati -2 ja vesinik = +1. Kogu molekuli kogusumma peaks olema 0 (kui molekulil pole pluss- või miinusmärke, kuid teil on muid näiteid) HNO3 - H = + 1, O = -2, neid on kolm, loeme: - 2 * 3 = -6. -6 + 1 = -5. Üldiselt peaks see olema 0. See tähendab, et oksüdatsiooniaste N = 5.NH3 on 3 vesinikuaatomit, millest igaühel on +1, see tähendab +3, mis tähendab, et lämmastik = -3. Niisiis, NH3 (-3) , N2O3 (+3), HNO3 (+5), N2 (0). Need on lämmastikuaatomite oksüdatsiooniastmed. Ja vesiniku ja hapniku jaoks (+1) ja (-2).

Vastus alates Gravitatsioon[asjatundja]
arvutatakse nii ... vesiniku puhul on laeng alati +1, hapniku puhul alati -2 ... sellest järeldub: oletame НNO3, 4-ga anname teadaolevate kogulaengu, see on võrdne +1 (vesinikust) +3 * (- 2) (hapnikust) saame kogulaengu -5 ... seega on lämmastikus +5 .... vastupidine teiste aatomite omale (4 nii et molekul on elektroneutraalne). N2 laeng on 0. NH3-s -3, N2O3-s -2 * 3/2 = -3 lämmastiku laeng +3 ... kõrgeim oksüdatsiooniaste vastab rühma numbrile, milles see asub ... näiteks lämmastik on 5. rühmas on selle kõrgeim oksüdatsiooniaste = + 5 ....

Vastus alates 3 vastust[guru]

Hei! Siin on valik teemasid koos vastustega teie küsimusele: Kuidas määrata elementide oksüdatsiooniastet ühendites NH3, N2O3, HNO3, N2.
ma ei saa aru...

Õigeks korraldamiseks oksüdatsiooni olek, tuleb meeles pidada nelja reeglit.

1) B lihtne aine mis tahes elemendi oksüdatsiooniaste on 0. Näited: Na 0, H 0 2, P 0 4.

2) Peaksite meeles pidama iseloomulikke elemente pidevad oksüdatsiooniastmed... Kõik need on tabelis loetletud.

3) Elemendi kõrgeim oksüdatsiooniaste langeb reeglina kokku selle rühma arvuga, milles antud element asub (näiteks fosfor on V rühmas, fosfori kõrgeim d.o. on +5). Olulised erandid: F, O.

4) Ülejäänud elementide oksüdatsiooniastmete otsimine põhineb lihtne reegel:

Neutraalses molekulis on kõigi elementide oksüdatsiooniastmete summa null ja ioonis iooni laeng.

Mõned lihtsad näited oksüdatsiooniastmete määramiseks

Näide 1... Vajalik on leida elementide oksüdatsiooniastmed ammoniaagis (NH 3).

Lahendus... Teame juba (vt 2), et art. OKEI. vesinik on +1. Jääb see lämmastiku omadus leida. Olgu x soovitud oksüdatsiooniaste. Koostame lihtsaima võrrandi: x + 3 (+1) = 0. Lahendus on ilmne: x = -3. Vastus: N -3 H 3 +1.

Näide 2... Märkige kõigi H 2 SO 4 molekuli aatomite oksüdatsiooniastmed.

Lahendus... Vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmed on juba teada: H (+1) ja O (-2). Koostame väävli oksüdatsiooniastme määramiseks võrrandi: 2 (+1) + x + 4 (-2) = 0. Selle võrrandi lahendamisel leiame: x = +6. Vastus: H +1 2 S +6 O -2 4.

Näide 3... Arvutage kõigi Al (NO 3) 3 molekuli elementide oksüdatsiooniastmed.

Lahendus... Algoritm jääb muutumatuks. Alumiiniumnitraadi "molekulis" on üks Al (+3) aatom, 9 hapnikuaatomit (-2) ja 3 lämmastikuaatomit, mille oksüdatsiooniastme peame välja arvutama. Vastav võrrand: 1 (+3) + 3x + 9 (-2) = 0. Vastus: Al +3 (N +5 O -2 3) 3.

Näide 4... Määrake kõigi (AsO 4) 3- iooni aatomite oksüdatsiooniaste.

Lahendus... Sel juhul ei võrdu oksüdatsiooniastmete summa enam nulliga, vaid iooni laenguga, st -3. Võrrand: x + 4 (-2) = -3. Vastus: Nagu (+5), O (-2).

Mida teha, kui kahe elemendi oksüdatsiooniaste on teadmata

Kas sarnase võrrandi abil on võimalik määrata mitme elemendi oksüdatsiooniastet korraga? Kui käsitleme seda probleemi matemaatika seisukohast, on vastus eitav. Kahe muutujaga lineaarvõrrandil ei saa olla üheselt mõistetavat lahendit. Kuid me ei lahenda lihtsalt võrrandit!

Näide 5... Määrake kõigi (NH 4) 2 SO 4 elementide oksüdatsiooniastmed.

Lahendus... Vesiniku ja hapniku oksüdatsiooniastmed on teada, väävli ja lämmastiku puhul mitte. Klassikaline näide probleemist kahe tundmatuga! Ammooniumsulfaati ei käsitleta mitte ühe "molekulina", vaid kahe iooni kombinatsioonina: NH 4 + ja SO 4 2-. Me teame ioonide laenguid; igaüks neist sisaldab ainult ühte tundmatu oksüdatsiooniastmega aatomit. Kasutades eelnevate ülesannete lahendamisel omandatud kogemusi, leiame kergesti lämmastiku ja väävli oksüdatsiooniastmed. Vastus: (N -3 H 4 +1) 2 S +6 O 4 -2.

Järeldus: kui molekul sisaldab mitut tundmatu oksüdatsiooniastmega aatomit, proovige molekuli "jagada" mitmeks osaks.

Kuidas korraldada orgaanilistes ühendites oksüdatsiooniolekuid

Näide 6... Märkige kõigi CH 3 CH 2 OH elementide oksüdatsiooniastmed.

Lahendus... Oksüdatsiooniastmete leidmisel orgaanilistes ühendites on oma spetsiifika. Eelkõige on vaja iga süsinikuaatomi jaoks eraldi leida oksüdatsiooniastmed. Võib arutleda järgmiselt. Vaatleme näiteks süsinikuaatomit metüülrühmas. See C-aatom on seotud 3 vesinikuaatomiga ja külgneva süsinikuaatomiga. Kõrval side C-H toimub elektrontiheduse nihe süsinikuaatomi suunas (kuna C elektronegatiivsus ületab vesiniku EO). Kui see nihe oleks täielik, omandaks süsinikuaatom laengu -3.

C-aatom rühmas -CH2OH on seotud kahe vesinikuaatomiga (elektronitiheduse nihe C suunas), ühe hapnikuaatomiga (elektronitiheduse nihe O suunas) ja ühe süsinikuaatomiga (võime eeldada, et elektritihedust sel juhul ei juhtu). Süsiniku oksüdatsiooniaste on -2 +1 +0 = -1.

Vastus: C -3 H +1 3 C -1 H +1 2 O -2 H +1.

Ärge segage mõisteid "valents" ja "oksüdatsiooniaste"!

Oksüdatsiooni olekut aetakse sageli segi valentsiga. Ärge tehke seda viga. Toon välja peamised erinevused:

oksüdatsiooniastmel on märk (+ või -), valentsil pole;
oksüdatsiooniaste võib isegi keerulises aines olla null, valentsi võrdsus nulliga tähendab reeglina seda, et antud elemendi aatom ei ole seotud teiste aatomitega (mingisuguseid inklusioonühendeid ja muid "me ei käsitle" eksootiline" siin);
oksüdatsiooniaste on formaalne mõiste, mis omandab tegeliku tähenduse ainult ioonsete sidemetega ühendite puhul; mõistet "valents", vastupidi, on kõige mugavam rakendada kovalentsete ühendite puhul.

Oksüdatsiooniaste (täpsemalt selle moodul) on sageli arvuliselt võrdne valentsiga, kuid veelgi sagedamini need väärtused EI lange kokku. Näiteks süsiniku oksüdatsiooniaste CO 2-s on +4; valents C on samuti võrdne IV-ga. Kuid metanoolis (CH 3 OH) jääb süsiniku valents samaks ja C oksüdatsiooniaste on -1.

Väike test "oksüdatsiooni oleku" kohta

Võtke mõni minut, et kontrollida, kuidas te sellest teemast aru saate. Peate vastama viiele lihtsale küsimusele. Edu!

Lämmastik- perioodilise süsteemi V A-rühma 2. perioodi element, järjekorranumber 7. Aatomi elektrooniline valem [2 He] 2s 2 2p 3, iseloomulikud oksüdatsiooniastmed on 0, -3, +3 ja +5, harvemini +2 ja +4 ning muud olekut N v peetakse suhteliselt stabiilseks.

Lämmastiku oksüdatsiooni skaala:
+5 - N 2 O 5, NO 3, NaNO 3, AgNO 3

3 - N 2 O 3, NO 2, HNO 2, NaNO 2, NF 3

3 - NH 3, NH 4, NH 3 * H 2 O, NH 2 Cl, Li 3 N, Cl 3 N.

Lämmastiku elektronegatiivsus on kõrge (3,07), F ja O järel kolmas. Sellel on tüüpilised mittemetallilised (happelised) omadused, moodustades samal ajal erinevaid hapnikku sisaldavaid happeid, sooli ja kahekomponentseid ühendeid, aga ka ammooniumkatiooni NH 4 ja selle sooli. .

Looduses - seitsmeteistkümnes keemilise arvukuse elemendi järgi (mittemetallide hulgas üheksas). Kõigi organismide jaoks oluline element.

N 2

Lihtne aine. See koosneb mittepolaarsetest molekulidest, millel on väga stabiilne ˚σππ-side N≡N, mis seletab elemendi keemilist inertsust tavatingimustes.

Värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas, mis kondenseerub värvituks vedelikuks (erinevalt O 2-st).

Õhu põhikoostisosa on 78,09% mahust, 75,52% massist. Lämmastik keeb vedelast õhust välja varem kui hapnik. See lahustub vees vähe (15,4 ml / 1 L H 2 O temperatuuril 20 ˚C), lämmastiku lahustuvus on väiksem kui hapnikul.

N 2 reageerib toatemperatuuril fluori ja väga vähesel määral hapnikuga:

N 2 + 3F 2 = 2NF 3, N 2 + O 2 ↔ 2NO

Pöörduv reaktsioon ammoniaagi tootmiseks toimub temperatuuril 200˚C, rõhul kuni 350 atm ja alati katalüsaatori (Fe, F 2 O 3, FeO, Pt laboris) juuresolekul.

N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3 + 92 kJ

Vastavalt Le Chatelier' põhimõttele peaks ammoniaagi saagis suurenema rõhu tõustes ja temperatuuri langedes. Kuid reaktsioonikiirus madalatel temperatuuridel on väga madal, seetõttu viiakse protsess läbi temperatuuril 450-500 ˚C, saavutades 15% ammoniaagi saagise. Reageerimata N2 ja H2 suunatakse uuesti reaktorisse ja suurendavad seeläbi reaktsiooni kiirust.

Lämmastik on keemiliselt passiivne hapete ja leeliste suhtes ega toeta põlemist.

Vastuvõtmine v tööstusele- vedela õhu fraktsionaalne destilleerimine või hapniku eemaldamine õhust keemiliste vahenditega, näiteks reaktsiooniga 2C (koks) + O 2 = 2CO kuumutamisel. Sel juhul saadakse lämmastik, mis sisaldab ka väärisgaaside (peamiselt argooni) lisandeid.

Laboris võib mõõduka kuumutamisega saastereaktsiooniga saada väikeses koguses keemiliselt puhast lämmastikku:

N -3H4N3O2 (T) = N20 + 2H2O (60-70)

NH4Cl (p) + KNO 2 (p) = N 2 0 + KCl + 2H 2 O (100˚C)

Seda kasutatakse ammoniaagi sünteesiks. Lämmastikhape ja muud lämmastikku sisaldavad tooted inertseks keskkonnaks keemilistes ja metallurgilistes protsessides ning tuleohtlike ainete ladustamisel.

NH 3

Binaarne ühend, lämmastiku oksüdatsiooniaste on - 3. Värvitu terava iseloomuliku lõhnaga gaas. Molekulil on mittetäieliku tetraeedri struktuur [: N (H) 3] (sp 3 -hübridisatsioon). Elektronide doonorpaari olemasolu NH 3 molekulis lämmastikus sp 3 -hübriidorbitaalil määrab vesiniku katiooni lisamise iseloomuliku reaktsiooni katiooni moodustumisega. ammoonium NH4. See vedeldub toatemperatuuril ülerõhu all. Vedelas olekus on see seotud vesiniksidemete tõttu. Termiliselt ebastabiilne. Lahustagem hästi vees (rohkem kui 700 l / 1 l H 2 O temperatuuril 20˚C); osakaal küllastunud lahuses on 34 massiprotsenti ja 99 mahuprotsenti, pH = 11,8.

Väga reaktiivne, kalduvus liitumisreaktsioonidele. Põleb hapnikus, reageerib hapetega. Näitab redutseerivaid (tänu N -3) ja oksüdeerivaid (tänu H +1) omadusi. Kuivatatud ainult kaltsiumoksiidiga.

Kvalitatiivsed reaktsioonid - gaasilise HCl-ga kokkupuutel valge "suitsu" teke, Hg 2 (NO3) 2 lahusega niisutatud paberitüki mustaks muutumine.

Vahesaadus HNO 3 ja ammooniumisoolade sünteesil. Seda kasutatakse sooda, lämmastikväetiste, värvainete, lõhkeainete tootmisel; vedel ammoniaak on külmutusagens. Mürgine.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:

2NH3 (g) ↔ N 2 + 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) valge "suits"
4NH 3 + 3O 2 (õhk) = 2N 2 + 6 H 2 O (põlemine)
4NH3 + 5O 2 = 4NO + 6 H2O (800˚C, kat.Pt / Rh)
2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O (500˚C)
2 NH3 + 3Mg = Mg3N2 +3 H2 (600 ˚C)
NH 3 (g) + CO 2 (g) + H 2 O = NH 4 HCO 3 (toatemperatuur, rõhk)
Vastuvõtmine. V laborid- ammoniaagi väljatõrjumine ammooniumisooladest naatriumlubjaga kuumutamisel: Ca (OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2H 2 O + NH 3
Või ammoniaagi vesilahuse keetmine, millele järgneb gaasi kuivatamine.
Tööstuses ammoniaaki saadakse lämmastikust koos vesinikuga. Tööstuses toodetud kas veeldatud kujul või tehnilise nimetuse all kontsentreeritud vesilahusena ammoniaagi vesi.

Ammoniaagi hüdraatNH 3 * H 2 O. Molekulidevaheline ühend. Valge, kristallvõres on nõrga vesiniksidemega seotud NH 3 ja H 2 O molekulid. Esineb ammoniaagi vesilahuses, nõrk alus (dissotsiatsiooniproduktid - NH 4 katioon ja OH anioon). Ammooniumkatioonil on korrapärane tetraeedriline struktuur (sp 3 -hübridisatsioon). Termiliselt ebastabiilne, lahuse keetmisel laguneb täielikult. Neutraliseeritud tugevate hapetega. Näitab taandavaid omadusi (N-3 tõttu) kontsentreeritud lahuses. See osaleb ioonivahetuse ja kompleksi moodustumise reaktsioonis.

Kvalitatiivne reaktsioon- valge "suitsu" tekkimine kokkupuutel gaasilise HCl-ga. Seda kasutatakse nõrgalt leeliselise keskkonna tekitamiseks lahuses amfoteersete hüdroksiidide sadestamisel.
1 M ammoniaagilahus sisaldab peamiselt NH 3 * H 2 O hüdraati ja ainult 0,4% NH 4 OH ioone (hüdraadi dissotsiatsiooni tõttu); seega ioonset "ammooniumhüdroksiidi NH 4 OH" lahus praktiliselt ei sisalda ja tahkes hüdraadis sellist ühendit ei ole.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
NH 3 H 2 O (konts.) = NH 3 + H 2 O (keeb koos NaOH-ga)
NH 3 H 2 O + HCl (lahjendatud) = NH 4 Cl + H 2 O
3 (NH 3 H 2 O) (konts.) + CrCl 3 = Cr (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl
8 (NH3H2O) (konts.) + 3Br2 (p) = N2 + 6 NH4Br + 8H2O (40-50˚C)
2 (NH 3 H 2 O) (konts.) + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 ↓ + 4H 2 O + 2KOH
4 (NH 3 H 2 O) (konts.) + Ag 2 O = 2OH + 3H 2 O
4 (NH 3 H 2 O) (konts.) + Cu (OH) 2 + (OH) 2 + 4H 2 O
6 (NH 3 H 2 O) (konts.) + NiCl 2 = Cl 2 + 6H 2 O
Sageli nimetatakse lahjendatud ammoniaagilahust (3-10%) ammoniaak(nime mõtlesid välja alkeemikud) ja kontsentreeritud lahus (18,5–25%) on ammoniaagilahus (toodab tööstus).

Lämmastikoksiidid

LämmastikmonooksiidEI

Soola mittemoodustav oksiid. Värvitu gaas. Radik sisaldab kovalentset σπ-sidet (N꞊O), tahkes olekus dimeeri N 2 О 2 koos side N-N... Ülimalt termiliselt stabiilne. Tundlik õhuhapniku suhtes (muutub pruuniks). See on vees vähe lahustuv ega reageeri sellega. Keemiliselt passiivne hapete ja leeliste suhtes. Reageerib kuumutamisel metallide ja mittemetallidega. väga reaktsioonivõimeline NO ja NO 2 segu ("lämmastikgaasid"). Vaheühend lämmastikhappe sünteesil.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrandid:
2NO + O 2 (gaas) = 2NO 2 (20˚C)
2NO + C (grafiit) = N 2 + CO 2 (400-500˚C)
10NO + 4P (punane) = 5N2 + 2P 2O 5 (150–200˚C)
2NO + 4Cu = N 2 + 2 Cu 2O (500–600˚C)
Reaktsioonid NO ja NO 2 segudele:
NO + NO 2 + H 2 O = 2HNO 2 (p)
NO + NO 2 + 2KOH (lahjendatud) = 2KNO 2 + H 2 O
NO + NO 2 + Na 2 CO 3 = 2Na 2 NO 2 + CO 2 (450–500˚C)
Vastuvõtmine v tööstusele: ammoniaagi oksüdeerimine hapnikuga katalüsaatoril, in laborid- lahjendatud lämmastikhappe koostoime redutseerivate ainetega:
8HNO 3 + 6 Hg = 3 Hg 2 (NO 3) 2 + 2 EI+ 4 H2O
või nitraatide vähendamine:
2NaNO2 + 2H2SO4 + 2NaI = 2 EI + I 2 ↓ + 2 H 2 O + 2Na 2 SO 4

LämmastikdioksiidEI 2

Happeline oksiid, tinglikult vastab kahele happele - HNO 2 ja HNO 3 (N 4 hapet ei eksisteeri). Pruun gaas, NO 2 monomeer toatemperatuuril, külmas, vedel värvitu N 2 O 4 dimeer (dinlämmastiktetroksiid). Reageerib täielikult veega, leelistega. Väga tugev oksüdeeriv aine, söövitab metalle. Seda kasutatakse lämmastikhappe ja veevabade nitraatide sünteesiks, raketikütuse oksüdeeriva ainena, väävliõli puhastajana ja orgaaniliste ühendite oksüdatsiooni katalüsaatorina. Mürgine.
Kõige olulisemate reaktsioonide võrrand:
2NO 2 ↔ 2NO + O 2
4NO 2 (l) + H 2 O = 2HNO 3 + N 2 O 3 (sün.) (külmas)
3 NO 2 + H 2 O = 3HNO 3 + NO
2NO 2 + 2NaOH (lahjendatud) = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2 H 2 O = 4 HNO 3
4NO 2 + O 2 + KOH = KNO 3 + 2 H 2 O
2NO 2 + 7H 2 = 2NH3 + 4 H2O (kat.Pt, Ni)
NO 2 + 2HI (p) = NO + I 2 ↓ + H 2 O
NO 2 + H 2 O + SO 2 = H 2 SO 4 + NO (50–60˚C)
NO 2 + K = KNO 2
6NO 2 + Bi (NO 3) 3 + 3NO (70-110˚C)
Vastuvõtmine: v tööstus - NO oksüdeerimine atmosfäärihapnikuga, in laborid- kontsentreeritud lämmastikhappe koostoime redutseerivate ainetega:
6HNO3 (konts., horisontaalne) + S = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
5HNO 3 (konts., horisontaalne) + P (punane) = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
2HNO 3 (konts., kuum) + SO 2 = H 2 SO 4 + 2 NO 2

DilämmastikoksiidN 2 O

Meeldiva lõhnaga värvitu gaas ("naerugaas"), N꞊N꞊O, lämmastiku formaalne oksüdatsiooniaste on +1, vees halvasti lahustuv. Toetab grafiidi ja magneesiumi põlemist:

2N 2 O + C = CO 2 + 2N 2 (450˚C)
N 2 O + Mg = N 2 + MgO (500˚C)
Saadud ammooniumnitraadi termilisel lagunemisel:
NH4NO3 = N2O + 2H2O (195-245˚C)
kasutatakse meditsiinis anesteetikumina.

DilämmastiktrioksiidN 2 O 3

Madalatel temperatuuridel sinine vedelik, ON꞊NO 2, formaalne lämmastiku oksüdatsiooniaste +3. 20 ˚C juures laguneb see 90% ulatuses värvitu NO ja pruuni NO 2 seguks ("lämmastikgaasid", tööstuslik suits - "rebase saba"). N 2 O 3 on happeline oksiid, külmas veega moodustab HNO 2, kuumutamisel reageerib erinevalt:
3N2O3 + H2O = 2HNO3 + 4NO
Leelistega saadakse HNO 2 soolad, näiteks NaNO 2.
Saadakse NO interaktsioonil O 2-ga (4NO + 3O 2 = 2N 2 O 3) või NO 2-ga (NO 2 + NO = N 2 O 3)
tugeva jahutusega. "Lämmastikgaasid" ja keskkonnaohtlikud, toimivad katalüsaatoritena atmosfääri osoonikihi hävitamisel.

Dilämmastikpentoksiid N 2 O 5

Värvitu, tahke aine, O 2 N - O - NO 2, lämmastiku oksüdatsiooniaste on +5. Toatemperatuuril laguneb see 10 tunni jooksul NO 2 -ks ja O 2 -ks. Reageerib vee ja leelistega happelise oksiidina:
N2O5 + H2O = 2HNO3
N2O5 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2
Saadud suitseva lämmastikhappe dehüdratsioonil:
2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3
või NO 2 oksüdeerimine osooniga temperatuuril -78 ˚C:
2NO 2 + O 3 = N 2 O 5 + O 2

Nitrit ja nitraat

KaaliumnitritKNO 2 ... Valge, hügroskoopne. Sulab lagunemata. Vastupidav kuivale õhule. Lahustagem väga hästi vees (moodustab värvitu lahuse), mis on hüdrolüüsitud aniooniga. Tüüpiline oksüdeeriv ja redutseeriv aine happelises keskkonnas, leeliselises keskkonnas reageerib väga aeglaselt. See osaleb ioonivahetusreaktsioonides. Kvalitatiivsed reaktsioonid NO 2 iooni puhul - violetse MnO 4 lahuse värvuse muutus ja musta sademe ilmumine I ioonide lisamisel Kasutatakse värvainete tootmisel, aminohapete ja jodiidide analüütilise reagendina, fotoreaktiivide komponendina.
kõige olulisemate reaktsioonide võrrand:
2KNO 2 (s) + 2HNO 3 (konts.) = NO 2 + NO + H 2 O + 2KNO 3
2KNO 2 (diil.) + O 2 (gaas) → 2KNO 3 (60-80 ˚C)
KNO 2 + H 2 O + Br 2 = KNO 3 + 2HBr
5NO 2 - + 6H + + 2MnO4 - (phiol.) = 5NO 3 - + 2Mn 2+ (bts.) + 3H 2O
3 NO 2 - + 8H + + CrO 7 2- = 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O
NO 2 - (küllastunud) + NH4 + (küllastunud) = N 2 + 2H 2 O
2NO 2 - + 4H + + 2I - (bts.) = 2NO + I 2 (must) ↓ = 2H 2 O
NO 2 - (paisutatud) + Ag + = AgNO 2 (helekollane) ↓
Vastuvõtmine vtööstusele- kaaliumnitraadi regenereerimine protsessides:
KNO 3 + Pb = KNO 2+ PbO (350-400˚C)
KNO 3 (konts.) + Pb (käsn) + H 2 O = KNO 2+ Pb (OH) 2 ↓
3 KNO 3 + CaO + SO 2 = 2 KNO 2+ CaSO 4 (300 ˚C)

H itrat kaalium KNO 3
Tehniline nimi kaaliumkloriid, või indiaanlane soola , salpeet. Valge, sulab lagunemata edasisel kuumutamisel laguneb. Vastupidav õhule. Lahustame hästi vees (kõrge endo-efekt, = -36 kJ), hüdrolüüs puudub. Tugev oksüdeerija sulamise ajal (aatomi hapniku vabanemise tõttu). Lahuses redutseeritakse see ainult vesinikuaatomiga (happelises keskkonnas KNO 2-ks, aluselises keskkonnas NH3-ks). Kasutatakse klaasitootmises toiduainete säilitusainena, pürotehniliste segude ja mineraalväetiste komponendina.