Презентация на тему Оксиды азота

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
NH4NO3 →  N2O + 2Н2O

в воде,
токсичен, при вдыхании поражает дыхательные пути
получение:
1. Каталитическое

окисление аммиака (промышленный способ)
Pt, p, t°C 
4NH3 +5O2 →4NO + 6H2O
2.  Взаимодействие меди с 30%-ной азотной кислотой
(разбавленной)     
3Cu + 8HNO3(разбавленная) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3. В природе, во время грозы      
N2 + O2 → 2NO

температурах),
t°кипения = 3,5°С;
выше t°кипения разлагается на NO

и NO2.
получение:

NO2 + NO ⇄ N2O3

Физические свойства
 
Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°пл.= -102°C, t°кип.= 3,5°С; Выше t°кип. разлагается на NO и NO2. N2O3 соответствует азотистой кислоте (HNO2), которая существует только в разбавленных водных растворах.
 
Получение
 
NO2 + NO « N2O3
 
Химические свойства
 
Все свойства кислотных оксидов.
 
N2O3 + 2NaOH ® 2NaNO2(нитрит натрия) + H2O
 

удушливый,
ядовит, высоко токсичен, даже в небольших концентрациях он

раздражает дыхательные пути,
в больших концентрациях вызывает отёк лёгких,
в жидком состоянии димеризован
2NO2 ↔ N2O4 (жидкость бледно-желтого цвета)
получение: 
1.  Окисление оксида азота (II) кислородом воздуха     
2NO + O2 → 2NO2

2.   Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой
Cu + 4HNO3(концентрированная) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

диоксида азота озоном      
2NO2 + O3 → N2O5 +

O2
2.  Дегидратация азотной кислоты с помощью фосфорного ангидрида     
2HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2HPO3

к нагреванию;
ОВР с участием оксидов азота

Н2О ≠
N +2O + Н2О ≠
N+32O3 + Н2О →

2HN+3O2 (соединение, не ОВР)
2N+4O2 + H2Oхолодная → HN+3O2 + HN+5O3
(диспропорционирование)
to
3N+4O2 + H2O → 2HN+5O3 + N+2O
(диспропорционирование)

N+52O5 + H2O → 2HN+5O3 (соединение, не ОВР)

КОН ≠
N +2O + КОН ≠
N+32O3 + 2КОН →

2КN+3O2 + Н2О (обмен, не ОВР)
2N+4O2 + 2КОНхолодный → КN+3O2 + КN+5O3 + Н2О
(диспропорционирование)
3N+4O2 + 2КОНгорячий → 2КN+5O3 + N+2O + Н2О
(диспропорционирование)
N+52O5 + 2КОН → 2КN+5O3 + Н2О (обмен, не ОВР)

→ 2N20 + О20
При медленном понижении температуры N +2O

разлагается
2N+2O → N20 + О20
При комнатной температуре N2O3 разлагается практически полностью:
N+32O3 ⇄ N+4O2 + N+2O
N+4O2 устойчив
N2O5 легко летуч и крайне неустойчив, разложение происходит самопроизвольно со взрывом :
2N+52O5 → 4N+4O2 + O2

только при нагревании (при комнатной температуре неактивен):

t°
N+12O + С → N20 + СО
t°
N+12O + Н20 → N20 + Н2 О
t°
N+12O + SO2 + Н2 О → N20 + H2SO4

Свойства восстановителя проявляет только при взаимодействии с сильными окислителями:

5N+12O + 8KMnO4 + 7H2SO4 →
→ 5Mn(N+5O3)2 + 3MnSO4 +
+ 4K2SO4 + 7 Н2 О

Восстановитель – сильный
Окисляет более сильные восстановители
в растворе

t°
2N+2O + 2SO2 + Н2О → N20 + 2H2SO4
или
t°
2N+2O + SO2 + Н2О → N+12O + H2SO4

или в газовой фазе:
2N+2O + 2SO2 → N20 + 2SO3

Свойства восстановителя проявляет при взаимодействии с кислородом, галогенами:
2N+2O + O2 → 2N+4O 2
2N+2O + Cl2 → 2N+3OCl нитрозилхлорид

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

сильный
Восстановитель – очень слабый
Неметаллы сера, фосфор, углерод горят в

атмосфере NO2:
6N+4O2 + 4S → 4SO3 + 3N2
10N+4O2 + 8P → 4P2O5 + 5N2
2N+4O2 + 2C → 2CO2 + N2
Металлы окисляются жидким NO2
(N2O4) до безводных нитратов:
Zn + 2N+4 2O4 → Zn(N+4O3)2 + 2N+4O
(диспропорционирование)
Окисляет сернистый газ
в растворе
t°
N+4O2 + SO2 + Н2О → N+2O+ H2SO4
или в газовой фазе:
N+4O2 + SO2 → N+2O + SO3

Окисляется озоном или кислородом :
2N+4O2 + O3 → N+52O5 + O2


4N+4O2 + O2 + 2Н2О ⇆ 4HN+5O3