ОКСИДЫ АЗОТА Физические свойства токсичность методы получения

ОКСИДЫ АЗОТА

Физические свойства, токсичность, методы получения

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВ ОКСИДОВ АЗОТА Название Формула Агрегатное состояние (н. у. ) Отношение к воде Запах, особые свойства Цвет Оксид азота (I) N 2+1 O газ плохо растворим резкий сладковатый ─ Оксид азота (II) N+2 O газ плохо растворим ─ Оксид азота (III) N 2+3 O 3 жидкость взаимодействие Оксид азота (IV) N+4 O 2 газ взаимодействие Оксид азота (V) N 2+5 O 5 твердое вещество взаимодействие синий резкий, удушливый бурый белый

Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ» газ, бесцветный, запах сладковатый, растворим в воде, анестезирующее средство, не вызывает раздражения дыхательных путей • малые концентрации закиси азота вызывают чувство опьянения (отсюда название — «веселящий газ» ) и лёгкую сонливость • получение: • • • 1. Разложение нитрата аммония t°С NH 4 NO 3 → N 2 O + 2 Н 2 O

Оксид азота (II), окись азота газ, бесцветный, плохо растворим в воде, токсичен, при вдыхании поражает дыхательные пути • получение: • • 1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) Pt, p, t°C 4 NH 3 +5 O 2 → 4 NO + 6 H 2 O 2. Взаимодействие меди с 30%-ной азотной кислотой (разбавленной) 3 Cu + 8 HNO 3(разбавленная) → 3 Cu(NO 3)2 + 2 NO + 4 H 2 O 3. В природе, во время грозы N 2 + O 2 → 2 NO

Оксид азота (III), азотистый ангидрид • • темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°кипения = 3, 5°С; выше t°кипения разлагается на NO и NO 2. получение: NO 2 + NO ⇄ N 2 O 3

Оксид азота (IV), диоксид азота • бурый газ, • запах резкий, удушливый, • ядовит, высоко токсичен, даже в небольших концентрациях он раздражает дыхательные пути, в больших концентрациях вызывает отёк лёгких, • в жидком состоянии димеризован 2 NO 2 ↔ N 2 O 4 (жидкость бледно-желтого цвета) • получение: 1. Окисление оксида азота (II) кислородом воздуха 2 NO + O 2 → 2 NO 2 2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой Cu + 4 HNO 3(концентрированная) → Cu(NO 3)2 + 2 NO 2 + 2 H 2 O

Оксид азота (V), азотный ангидрид кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое, токсичен получение: 1. Окисление диоксида азота озоном • 2 NO 2 + O 3 → N 2 O 5 + O 2 • • • 2. Дегидратация азотной кислоты с помощью фосфорного ангидрида • 2 HNO 3 + P 2 O 5 → N 2 O 5 + 2 HPO 3

Химические свойства: 1. Отношение к воде; 2. Отношение к раствору щелочи; 3. Отношение к нагреванию; 4. ОВР с участием оксидов азота

Отношение оксидов азота к воде • N +12 O + Н 2 О ≠ • N +2 O + Н 2 О ≠ • N+32 O 3 + Н 2 О → 2 HN+3 O 2 (соединение, не ОВР) • 2 N+4 O 2 + H 2 Oхолодная → HN+3 O 2 + HN+5 O 3 (диспропорционирование) to • 3 N+4 O 2 + H 2 O → 2 HN+5 O 3 + N+2 O (диспропорционирование) • N+52 O 5 + H 2 O → 2 HN+5 O 3 (соединение, не ОВР)

Отношение оксидов азота к раствору щелочи • N +12 O + КОН ≠ • N +2 O + КОН ≠ • N+32 O 3 + 2 КОН → 2 КN+3 O 2 + Н 2 О (обмен, не ОВР) • 2 N+4 O 2 + 2 КОНхолодный → КN+3 O 2 + КN+5 O 3 + Н 2 О (диспропорционирование) • 3 N+4 O 2 + 2 КОНгорячий → 2 КN+5 O 3 + N+2 O + Н 2 О (диспропорционирование) • N+52 O 5 + 2 КОН → 2 КN+5 O 3 + Н 2 О (обмен, не ОВР)

Отношение оксидов азота к нагреванию При нагревании N 2 O разлагается: 2 N+12 O → 2 N 20 + О 20 При медленном понижении температуры N +2 O разлагается 2 N+2 O → N 20 + О 20 При комнатной температуре N 2 O 3 разлагается практически полностью: N+32 O 3 ⇄ N+4 O 2 + N+2 O N+4 O 2 устойчив N 2 O 5 легко летуч и крайне неустойчив, разложение происходит самопроизвольно со взрывом : 2 N+52 O 5 → 4 N+4 O 2 + O 2

Участие в ОВР оксида азота (I) Окислитель Восстановитель Свойства окислителя проявляет только при нагревании (при комнатной температуре неактивен): t° N+12 O + С → N 20 + СО t° N+12 O + Н 20 → N 20 + Н 2 О t° N+12 O + SO 2 + Н 2 О → N 20 + H 2 SO 4 Свойства восстановителя проявляет только при взаимодействии с сильными окислителями: 5 N+12 O + 8 KMn. O 4 + 7 H 2 SO 4 → → 5 Mn(N+5 O 3)2 + 3 Mn. SO 4 + + 4 K 2 SO 4 + 7 Н 2 О

Участие в ОВР оксида азота (II) Окислитель – слабый Окисляет более сильные восстановители в растворе t° 2 N+2 O + 2 SO 2 + Н 2 О → N 20 + 2 H 2 SO 4 или t° 2 N+2 O + SO 2 + Н 2 О → N+12 O + H 2 SO 4 или в газовой фазе: 2 N+2 O + 2 SO 2 → N 20 + 2 SO 3 Восстановитель – сильный Свойства восстановителя проявляет при взаимодействии с кислородом, галогенами: 2 N+2 O + O 2 → 2 N+4 O 2 2 N+2 O + Cl 2 → 2 N+3 OCl нитрозилхлорид

Участие в ОВР оксида азота (III) Окислитель – слабый Восстановитель – сильный Ввиду термической нестойкости свойства оксида азота (III) как окислителя практически не используются Ввиду термической нестойкости свойства оксида азота (III) как восстановителя практически не используются

Участие в ОВР оксида азота (IV) Окислитель – очень сильный Восстановитель – очень слабый Неметаллы сера, фосфор, углерод горят в атмосфере NO 2: 6 N+4 O 2 + 4 S → 4 SO 3 + 3 N 2 10 N+4 O 2 + 8 P → 4 P 2 O 5 + 5 N 2 2 N+4 O 2 + 2 C → 2 CO 2 + N 2 Металлы окисляются жидким NO 2 (N 2 O 4) до безводных нитратов: Zn + 2 N+4 2 O 4 → Zn(N+4 O 3)2 + 2 N+4 O (диспропорционирование) Окисляет сернистый газ в растворе t° N+4 O 2 + SO 2 + Н 2 О → N+2 O+ H 2 SO 4 или в газовой фазе: N+4 O 2 + SO 2 → N+2 O + SO 3 Окисляется озоном или кислородом : 2 N+4 O 2 + O 3 → N+52 O 5 + O 2 4 N+4 O 2 + 2 Н 2 О ⇆ 4 HN+5 O 3

Участие в ОВР оксида азота (V) Окислитель Ввиду термической нестойкости свойства оксида азота (V) как окислителя практически не используются Восстановителем не является