Оксид азота — свойства, получение, применение

Оксид азота (IV) (диоксид азота), свойства, получение, химические реакции

Оксид азота — свойства, получение, применение

Оксид азота (IV) (диоксид азота) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу NO2.

Краткая характеристика оксида азота (IV)

Физические свойства оксида азота (IV)

Получение оксида азота (IV)

Химические свойства оксида азота (IV)

Химические реакции оксида азота (IV)

Применение и использование оксида азота (IV)

Краткая характеристика оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) – неорганическое вещество, ядовитый газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость.

Оксид азота (IV) содержит один атом азота и два атома кислорода.

Химическая формула оксида азота (IV) NO2.

В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона.

При температуре 140 °C оксид азота (IV) состоит только из молекул NO2, но очень тёмного, почти чёрного цвета.

В точке кипения NO2 – +21,1 °C представляет собой желтоватую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2.

При температуре ниже +21°С – это бесцветная жидкость (или желтоватая из-за примеси мономера).

При температуре ниже −12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4.

Кислотный оксид.

Оксид азота (IV) высокотоксичен. Даже в небольших концентрациях он раздражает дыхательные пути, в больших концентрациях вызывает отёк лёгких.

Физические свойства оксида азота (IV):

Наименование параметра:Значение:
Химическая формулаNO2
Синонимы и названия иностранном языкеnitrogen dioxide (англ.)nitrogen(IV) oxide (англ.)азота двуокись (рус.)азота диоксид (рус.)диазота тетраоксид (рус.)
Тип веществанеорганическое
Внешний видкрасно-бурый газ или желтоватая жидкость
Цветкрасно-бурый, желтоватый
Вкус—*
Запаххарактерный острый запах
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)жидкость
Плотность (состояние вещества – жидкость, при 0 °C), кг/м31491
Плотность (состояние вещества – жидкость, при 0 °C), г/см31,491
Плотность (состояние вещества – газ), кг/м32,0527
Плотность (состояние вещества – газ), г/л2,0527
Температура кипения, °C21,1
Температура плавления, °C-11,2
Молярная масса, г/моль46,0055

Примечание:

* — нет данных.

Получение оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) в лаборатории получают в результате следующих химических реакций:

  1. 1. путем воздействия концентрированной азотной кислоты на медь:

Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

  1. 2. путем термического разложения нитрата свинца:

2Pb(NO3)2 →  2PbO + 4NO2 + O2 (t = 200-470 °C).

Химические свойства оксида азота (IV). Химические реакции оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) относится к кислотным оксидам.

Химические свойства оксида азота (IV) аналогичны свойствам кислотным оксидов других неметаллов. Однако отличается высокой химической активностью. Реагирует с неметаллами. Сильный окислитель. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция оксида азота (IV) и углерода:

2NO2 + 2С → 2СO2 + N2.

В результате реакции образуются углекислый газ и азот. Углерод сгорает в оксиде азота (IV).

2. реакция оксида азота (IV) и фосфора:

10NO2 + 8P → 4P2O5 + 5N2.

В результате реакции образуются оксид фосфора (V) и азот. Фосфор сгорает в оксиде азота (IV).

3. реакция оксида азота (IV) и серы:

2S + 2NO2 → 2SO2 + N2.

В результате реакции образуются оксид серы (IV) и азот. Сера сгорает в оксиде азота (IV).

4. реакция оксида азота (IV) и фтора:

2NO2 + 2F2 → 2NO2F.

В результате реакции образуeтся фторид-диоксид азота (V).

5. реакция оксида азота (IV) и калия:

NO2 + K → KNO2.

В результате реакции образуется соль – нитрит калия.

6. реакция оксида азота (IV) и меди:

2NO2 + 4Cu → 4CuO + N2 (t = 500-600 °C).

В результате реакции образуются оксид меди и азот.

7. реакция оксида азота (IV) и висмута:

6NO2 + Bi → Bi(NO3)3 + 3NO (t = 70-110 °C).

В результате реакции образуются оксид висмута и оксида азота (II).

8. реакция оксида азота (IV) и цинка:

4NO2 + Zn → 2NO + Zn(NO3)2 (t = 500-600 °C).

В результате реакции образуются оксид азота (II) и нитрат цинка. При этом для проведения реакции используется жидкий оксид азота (IV) и цинк в виде порошка.

9. реакция оксида азота (IV) и натрия:

2NO2 + Na → NO + NaNO3.

В результате реакции образуются соль – нитрат натрия и оксид азота (II). При этом для проведения реакции используется жидкий оксид азота (IV).

10. реакция оксида азота (IV) и водорода:

2NO2 + 7H2 → 4H2O + 2NH3 (kat = Pt, Ni).

В результате реакции образуются аммиак и вода.

11. реакция оксида азота (IV) и озона:

2NO2 + O3 → N2O5 + O2 (t = -78 оС).

В результате реакции образуются оксид азота (V) и кислород.

12. реакция оксида азота (IV) с бромистым водородом (бромоводородом):

NO2 + 2HBr → NO + Br + H2O (tо).

В результате химической реакции получается оксид азота (II), бром и вода.

13. реакция оксида азота (IV) с йодоводородом:

2HI + NO2 → I2 + NO + H2O.

В результате химической реакции получается оксид азота (II), йод и вода.

14. реакция оксида азота (IV) и воды:

2NO2 + H2O  → HNO3 + HNO2,

3NO2 + H2O  → 2HNO3 + NO (tо).

В результате химической реакции в первом случае получается азотная кислота и азотистая кислота, во втором случае – поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO2 в тёплой воде образуются азотная кислота и оксид азота (II).

15. реакция оксида азота (IV), кислорода и воды:

4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3.

В результате химической реакции получается азотная кислота.

16. реакция оксида азота (IV) и гидроксида натрия:

2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O.

В результате химической реакции получается нитрат натрия, нитрит натрия и вода. Гидроксид натрия – разбавленный раствор.

17. реакция оксида азота (IV) и фосфористой кислоты:

H3PO3 + NO2 → H3PO4 + NO (t = 30-50 оС).

В результате химической реакции получается ортофосфорная кислота и оксид азота (II).

18. реакция термического разложения оксида азота (IV):

2NO2 → 2NO + O2 (t = 500 оС).

В результате химической реакции получается кислород и оксид азота (II).

Применение и использование оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) используется при производстве серной и азотной кислот, а также в качестве окислителя в жидком ракетном топливе.

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

карта сайта

оксид азота (IV) реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида азота (IV)
реакции с оксидом азота (IV)  

Источник: https://xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai/oksid-azota-iv-dioksid-azota-svoystva-poluchenie-himicheskie-reaktsii/

Урок №33. Оксиды: классификация, номенклатура, свойства оксидов, получение, применение – ХиМуЛя.com

Оксид азота — свойства, получение, применение

Сегодня мы начинаемзнакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганическиевещества по составу делятся, как вы уже знаете, на  простые и сложные.

ОКСИДКИСЛОТАОСНОВАНИЕСОЛЬ
ЭхОуНnAА – кислотный остатокМе(ОН)bОН – гидроксильная группаMenAb

Сложные неорганическиевещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мыначинаем с класса оксидов.

ОКСИДЫ

Оксиды– это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которыхкислород, с валентность равной 2.

Лишь один химический элемент – фтор,соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF2.
Называются они просто – “оксид + название элемента” (см. таблицу).

Есливалентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой,заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.

ФормулаНазваниеФормулаНазвание
COоксид углерода ( II )Fe2O3оксид железа (III )
NOоксид азота ( II )CrO3оксид хрома (VI )
Al2O3оксид алюминияZnOоксид цинка
N2O5оксид азота (V )Mn2O7оксид марганца (VII )

Классификацияоксидов

Всеоксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные)и несолеобразующие или безразличные.

Оксиды металловМехОуОксиды неметалловнеМехОу
ОсновныеКислотныеАмфотерныеКислотныеБезразличные
I, IIМеV-VIIMeZnO,BeO,Al2O3,Fe2O3, Cr2O3>IIнеМе I, IIнеМеCO, NO, N2O

1). Основные оксиды – это оксиды, которымсоответствуют основания. К основным оксидам относятся оксидыметаллов1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II(кроме ZnO-оксид цинка и  BeO – оксид берилия):

2). Кислотные оксиды – это оксиды, которымсоответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроменесолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп  свалентностью от Vдо VII (Например, CrO3-оксидхрома (VI), Mn 2O7 – оксид марганца (VII)):

3). Амфотерныеоксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К нимотносятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп с валентностью III, иногда IV,а также цинк и бериллий (Например, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3).

4). Несолеобразующие оксиды – это оксидыбезразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметалловс валентностью I и II(Например,N2O, NO, CO).

Вывод:  характер свойств оксидов в первую очередьзависит от валентности элемента.

Например,оксиды хрома:

CrO(II– основный);

Cr2O3 (III  – амфотерный);

CrO3(VII

Классификация оксидов

(по растворимости в воде)

Кислотные оксидыОсновные оксидыАмфотерные оксиды
Растворимы в воде.Исключение –SiO2 (не растворим в воде)В воде растворяются только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов(это металлы I «А» и II «А» групп,исключение Be ,Mg)С водой не взаимодействуют.В воде не растворимы

Выполните задания:

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

NaOH, AlCl3, K2O, H2SO4, SO3, P2O5, HNO3, CaO, CO.

2. Данывещества: CaO, NaOH, CO2, H2SO3, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N2O5, Al2O3, Ca(OH)2, CO2, N2O, FeO,SO3, Na2SO4, ZnO, CaCO3, Mn2O7, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3

Выпишите оксиды и классифицируйте их.

Получениеоксидов 

Тренажёр “Взаимодействие кислорода с простыми веществами”

1. Горение веществ (Окисление кислородом)а) простых веществТренажёр”Взаимодействие кислорода с простыми веществами”2Mg +O2=2MgO
б) сложных веществ2H2S+3O2=2H2O+2SO2
2.Разложение сложных веществ(используйте таблицу кислот, см. приложения)а) солейСОЛЬt= ОСНОВНЫЙ ОКСИД+КИСЛОТНЫЙ ОКСИДСaCO3=CaO+CO2
б) Нерастворимых основанийМе(ОН)bt= MexOy+ H2OCu (OH)2 t=CuO+H2O
в) кислородсодержащих кислотНnA = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + H2OH2SO3=H2O+SO2

Физическиесвойства оксидов

При комнатной температуре большинство оксидов -твердые вещества (СаО, Fe2O3 и др.), некоторые – жидкости(Н2О, Сl2О7 и др.) и газы (NO, SO2и др.).

 

Химическиесвойства оксидов

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ 1. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль          (р. соединения)CaO + SO2 = CaSO32. Основной оксид + Кислота = Соль + Н2О               (р. обмена)3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O3.Основной оксид + Вода = Щёлочь                            (р. соединения)Na2O + H2O = 2NaOH
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ 1. Кислотный оксид + Вода = Кислота                      (р. соединения)СO2 + H2O = H2CO3,      SiO2 – не реагирует2. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н2О      (р. обмена)P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O3. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль          (р. соединения)CaO + SO2 = CaSO34. Менее летучие вытесняют более летучие из их солейCaCO3 + SiO2 = CaSiO3 +CO2
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами.ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2OZnO + 2 NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] ( в растворе)ZnO + 2 NaOH = Na2ZnO2 + H2O (при сплавлении)

Применениеоксидов

Некоторыеоксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:

SO3 + H2O= H2SO4

CaO + H2O = Ca(OH)2

Врезультате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H2SO4– серная кислота, Са(ОН)2 – гашеная известь и т.д.

Еслиоксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство.Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется дляприготовления белой масляной краски (цинковые белила).

Поскольку ZnOпрактически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любыеповерхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферныхосадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид приизготовлении косметических кремов, пудры.

Фармацевты делают из него вяжущий иподсушивающий порошок для наружного применения.

Такимиже ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO2. Он тожеимеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO2не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этогооксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ейбелого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамическойпосуды.

Оксидхрома (III) – Cr2O3 – очень прочные кристаллытемно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr2O3используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стеклаи керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования“Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировкиоптики, металлических изделий, в ювелирномделе.

Благодарянерастворимости и прочности оксида хрома (III) его используют и вполиграфических красках (например, для окраски денежных купюр). Вообще, оксидымногих металлов применяются в качестве пигментов для самых разнообразныхкрасок, хотя это – далеко не единственное их применение.

Задания для закрепления

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных иосновных оксидов.

NaOH, AlCl3,K2O, H2SO4, SO3, P2O5,HNO3, CaO, CO.

2. Даны вещества: CaO, NaOH, CO2,H2SO3, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2,N2O5, Al2O3, Ca(OH)2, CO2,N2O, FeO, SO3, Na2SO4, ZnO,CaCO3, Mn2O7, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3

Выберите из перечня: основные оксиды, кислотные оксиды, безразличныеоксиды, амфотерные оксиды и дайте им названия.

3. Закончите УХР, укажите тип реакции, назовитепродукты реакции

Na2O + H2O=

N2O5+ H2O =

CaO + HNO3=

NaOH + P2O5=

K2O + CO2=

Cu(OH)2 = ?+ ?

4. Осуществите превращения по схеме:

1) K→K2O→KOH→K2SO4

2) S→SO2→H2SO3→Na2SO3

3) P→P2O5→H3PO4→K3PO4

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/8-klass/urok-no33-oksidy-klassifikacia-nomenklatura-svojstva-oksidov-polucenie-primenenie

Оксиды азота

Оксид азота — свойства, получение, применение

При описании свойств азота отмечалось, что при непосредственном взаимодействии азота с кислородом образуется только оксид азота (II) NO. Однако существуют оксиды азота со всеми возможными степенями окисления (от +1 до +5).

При обычной температуре N2O – бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом; обладает наркотическим действием, вызывая сначала судорожный смех, затем – потерю сознания.

Способы получения

1. Разложение нитрата аммония при небольшом нагревании:

NH4NO3 = N2O↑ + 2Н2О

2. Действие HNO3 на активные металлы

10HNO3(конц.) + 4Са = N2O↑ + 4Ca(NO3)2 + 5Н2О

Химические свойства

N2O не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т. е. не взаимодействует с основаниями, с кислотами, с водой (несолеобразующий оксид).

При Т > 500'С разлагается на простые вещества. N2O – очень сильный окислитель. Например, способен в водном растворе окислить диоксид серы до серной кислоты:

N2O + SO2 + Н2О = N2↑ + H2SO4

NO – оксид азота (II), монооксид азота

При обычной температуре NO – бесцветный газ без запаха, малорастворимый в воде, очень токсичный (в больших концентрациях изменяет структуру гемоглобина).

I. NO – окислитель

2NO + SO2 + Н2О = N2O↑ + H2SO4

2NO + 2H2 = N2 + 2Н2О (со взрывом)

II. NO – восстановитель

2NO + O2 = 2NO2

10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4Н2О

NO2 – оксид азота (IV), диоксид азота

При обычной температуре NO2 – красно-бурый ядовитый газ с резким запахом. Представляет собой смесь NO2 и его димера N2O4 в соотношении -1:4. Диоксид азота хорошо растворяется в воде.

NO2 – кислотный оксид, смешанный ангидрид 2-х кислот

NO2 взаимодействует с водой, основными оксидами и щелочами. Но реакции протекают не так, как с обычными оксидами – они всегда окислительно – восстановительные. Объясняется это тем, что не существует кислоты со С.О. (N) = +4, поэтому NO2 при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот – азотной и азотистой:

2NO2 + Н2О = HNO3 + HNO2

Если растворение происходит в присутствии O2, то образуется одна кислота – азотная:

4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3

Аналогичным образом происходит взаимодействие NO2 со щелочами:

в отсутствие O2: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + Н2О

в присутствии O2: 4NO2 + 4NaOH + O2 = 4NaNO3 + 2Н2О

NO2 – очень сильный окислитель

По окислительной способности NO2 превосходит азотную кислоту. В его атмосфере горят С, S, Р, металлы и некоторые органические вещества. При этом NO2 восстанавливается до свободного азота:

10NO2 + 8P = 5N2 + 4P2O5

2NO2 + 8HI = N2 + 4I2 + 4Н2О (возникает фиолетовое пламя)

В присутствии Pt или Ni диоксид азота восстанавливается водородом до аммиака:

2NO2 + 7Н2 = 2NH3 + 4Н2О

Как окислитель NO2 используется в ракетных топливах. При его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

2NO2 + 2N2H4 = 3N2 + 4Н2О + Q

N2O3 и N2O5 – неустойчивые вещества

Оба оксида имеют ярко выраженный кислотный характер, являются соответственно ангидридами азотистой и азотной кислот.

N2O3 как индивидуальное вещество существует только в твердом состоянии ниже Т пл. (-100С).

С повышением температуры разлагается: N2O3 → NO + NO2

N2O5 при комнатной температуре и особенно на свету разлагается так энергично, что иногда самопроизвольно взрывается:

2N2O5 = 4NO2 + O2

Источник: http://examchemistry.com/content/lesson/neorgveshestva/oksyduazota.html

Оксид азота (I, II, III, IV, V): свойства, получение, применение

Оксид азота — свойства, получение, применение

Введение

Если внимательно взглянуть на азот в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, то можно заметить, что он имеет переменную валентность. Это значит, что азот образует сразу несколько бинарных соединений с кислородом.

Некоторые из них были открыты недавно, а некоторые – изучены вдоль и поперек. Существуют малостабильные и устойчивые оксиды азота. Химические свойства каждого из этих веществ совершенно разные, поэтому при их изучении нужно рассматривать как минимум пять оксидов азота.

Вот о них и пойдет речь в сегодняшней статье.

Оксид азота (I)

Формула – N2O. Иногда его могут называть оксонитридом азота, оксидом диазота, закисью азота или веселящим газом.

Свойства

В обычных условиях представлен бесцветным газом, имеющим сладковатый запах. Его могут растворять вода, этанол, эфир и серная кислота. Если газобразный оксид одновалентного азота нагреть до комнатной температуры под давлением 40 атмосфер, то он сгущается до бесцветной жидкости. Это несолеобразующий оксид, разлагающийся во время нагревания и показывающий себя в реакциях как восстановитель.

Получение

Этот оксид образуется, когда нагревают сухой нитрат аммония. Другой способ его получения – термическое разложение смеси “сульфаминовая + азотная кислота”.

Применение

Используется в качестве средства для ингаляционного наркоза, пищевая промышленность знает этот оксид как добавку E942. С его помощью также улучшают технические характеристики двигателей внутреннего сгорания.

Оксид азота (II)

Формула – NO. Встречается под названиями монооксида азота, окиси азота и нитрозил-радикала

Свойства

При нормальных условиях имеет вид бесцветного газа, который плохо растворяется в воде. Его трудно сжижить, однако в твердом и жидком состояниях это вещество имеет голубой цвет. Данный оксид может окисляться кислородом воздуха

Получение

Его довольно просто получить, для этого нужно нагреть до 1200-1300оС смесь азота и кислорода. В лабораторных условиях он образуется сразу при нескольким опытах:

  • Реакция меди и 30%-ного раствора азотной кислоты.
  • Взаимодействие хлорида железа, нитрита натрия и соляной кислоты.
  • Реакция азотистой и иодоводородной кислот.

Применение

Это одно из веществ, из которых получают азотную кислоту.

Оксид азота (III)

Формула – N2O3. Также его могут называть азотистым ангидридом и сесквиоксидом азота.

Свойства

В нормальных условиях является жидкостью, которая имеет синий цвет, а в стандартных – бесцветным газом. Чистый оксид существует только в твердом агрегатном состоянии.

Получение

Образуется при взаимодействии 50%-ной азотной кислоты и твердого оксида трехвалентного мышьяка (его также можно заменить крахмалом).

Применение

С помощью этого вещества в лабораториях получают азотистую кислоту и ее соли.

Оксид азота (IV)

Формула – NO2. Также его могут называть диоксидом азота или бурым газом.

Свойства

Последнее название соответствует одному из его свойств. Ведь этот оксид имеет вид или красно-бурого газа или желтоватой жидкости. Ему присуща высокая химическая активность.

Получение

Данный оксид получают при взаимодействии азотной кислоты и меди, а также во время термического разложения нитрата свинца.

Применение

С помощью него производят серную и азотную кислоты, окисляют жидкое ракетное топливо и смесевые взрывчатые вещества.

Оксид азота (V)

Формула – N2O5. Может встречаться под названиями пентаоксида диазота, нитрата нитроила или азотного ангидрида.

Свойства

Имеет вид бецветных и очень летучих кристаллов. Они могут плавиться при температуре 32,3оС.

Получение

Этот оксид образуется при нескольких реакциях:

  • Дегидрация азотной кислоты оксидом пятивалентного фосфора.
  • Пропускание сухого хлора над нитратом серебра.
  • Взаимодействие озона с оксидом четырехвалентного азота.

Применение

Из-за своей крайней неустойчивости в чистом виде нигде не используется.

Заключение

В химии существует девять оксидов азота, приведенные выше являются только классическими соединениями этого элемента. Остальные четыре – это, как уже было сказано, нестабильные вещества. Однако их все объединяет одно свойство – высокая токсичность.

Выбросы оксидов азота в атмосферу приводят к ухудшению состояния здоровья живущих поблизости от промышленных химических предприятий людей. Симптомы отравления каким-либо из этих веществ – токсический отек легких, нарушение работы центральной нервной системы и поражение крови, причина которого – связывание гемоглобина.

Поэтому с оксидами азота необходимо осторожно обращаться и в большинстве случаев использовать средства защиты.

Источник: https://FB.ru/article/101008/oksid-azota-i-ii-iii-iv-v-svoystva-poluchenie-primenenie

Оксид азота N2O (I)

Строение молекулы линейное:

– + N=N=O

N2O (I) – бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом.

  • растворяется в воде, но не реагирует с ней;
  • разлагается при слабом нагревании:2N2O → 2N2+O2
  • реагирует с водородом со взрывом:N2O+H2 → N2+H2O
  • получают разложением нитрата аммония:NH4NO3 → N2O+2H2O
  • применяют в смеси с кислородом в качестве “веселящего газа”, как средство общего наркоза в медицине, а также для получения азидов: N2O+NaNH2 → NaN3+H2O

Оксид азота NO(II)

Молекула имеет вид:

·N=O

Оксид азота NO(II) димеризуется (образуется новое вещество путём соединения двух структурных элементов) только при низких температурах.

  • Бесцветный газ, без запаха.
  • Малорастворим в воде.
  • Легко окисляется на воздухе с образованием диоксида азота:2NO+O2=2NO2.
  • Взаимодействует с другими окислителями (CrO3,Cl2, KMnO4).
  • Реагирует с активными металлами, водородом:K+NO=KNO2NO+2H2=N2+2H2O

NO(II) содержится в выхлопных газах автомобилей с двигателями внутреннего сгорания – проходя через каталитический конвертор, состоящий из нагретых до высокой температуры керамических ячеек, оксиды азота восстанавливаются, а СО окисляется:
2NO+2CO → N2+2CO2

В природе NO(II) образуется во время грозы в результате взаимодействия азота с кислородом при высокой температуре:
N2+O2=2NO.

В промышленных целях NO(II) получают каталитическим окислением аммиака (в роли катализатора используется платина):
4N-3H3+5O20 → 4N+2O-2+6H2O

В лабораторных условиях NO(II)получают действием разбавленной азотной кислотой на медь:
3Cu0+8HN+5O3 = 3Cu+2(NO3)2+2N-2O↑+4H2O

Монооксид азота используют для получения азотной кислоты.

Оксид азота N2O3(III)

Строение молекулы:

Связь N+-O- образована по донорно-акцепторному механизму.

Оксид азота N2O3(III) при н.у. является темно-синей жидкостью. При низких температурах (ниже -100°C) кристаллизуется.

Оксид азота N2O3(III) является кислотным оксидом, в значительной степени диссоциирует и реагирует со щелочами:
N2O3 ↔ NO2+NO
N2O3+2NaOH = 2NaNO2+H2O

Оксид азота N2O3(III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:
N2O3+H2O = 2HNO2

Азотистая кислота является слабой кислотой, и существует только в водном растворе.

Соли азотистой кислоты – нитриты NaNO2, KNO2 являются устойчивыми соединениями, проявляя, как кислотные, так и восстановительные свойства, поскольку атом азота в них имеет “среднее” значение степени окисления (+3).

Оксид азота NO2(IV)

Строение молекулы:

Связи N-O располагаются под углом друг к другу, при этом они носят промежуточный “полуторный” характер, при этом имеется еще и один неспаренный электрон, как и у NO (см. выше).

При н.у. оксид азота NO2(IV) является ядовитым газом (хорошо растворимым в воде) бурого цвета, с характерным запахом.

Оксид азота NO2(IV) – смешанный оксид, ему соответствуют две кислоты: азотистая и азотная, поэтому, реакция взаимодействия с водой имеет следующий вид:
2N+4O2+H2O = HN+3O2+HN+5O3

При нагревании до 50°C неустойчивая азотистая кислота не образуется:
3NO2+H2O = 2HNO3+NO

На воздухе NO2 взаимодействует с водой с образованием только азотной кислоты:
4N+4O2+O20+2H2O ↔ 4HN+5O3-2

Оксид азота NO2(IV) взаимодействует с растворами щелочей с образованием воды и двух солей – нитрата и нитрита:
2N+4O2+2NaOH = NaN+3O2+NaN+5O3+H2O

В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:
4N+4O2+4NaOH+O20 = 4NaN+5O3-2+2H2O

При температуре ниже 22°C молекулы оксида азота NO2(IV) легко соединяются попарно (димеризуются), в результате чего образуется бесцветная жидкость, превращающаяся в кристаллы при дальнейшем охлаждении до температуры ниже -10,2°C.

В промышленных условиях оксид азота NO2(IV) получают путем окисления NO кислородом:
2NO+O2=2NO2

В лабораторных условиях оксид азота NO2(IV) получают окислением меди азотной кислотой (концентрированной), либо разложением нитрата свинца (меди):
Cu+4HNO3(конц) = Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
2Pb(NO3)2 = 2PbO+4NO2↑+O2↑

Оксид азота NO2(IV) применяют в производстве азотной кислоты.

Оксид азота N2O5(V)

Строение молекулы:

Связи N+-O- образуются по донорно-акцепторному механизму: атом азота отдает электрон, играя роль донора и приобретая положительный заряд, атом кислорода присоединяет электрон, выступая в роли акцептора и приобретая отрицательный заряд. Атомы азота проявляют степень окисления +5 (валентность 4).

Оксид азота N2O5(V) (азотный ангидрид, пентаоксид диазота) является кристаллическим веществом белого цвета, легко разлагающееся при нормальных условиях:
2N2O5 = 4NO2+O2

Оксид азота N2O5(V) является кислотным оксидом, который при растворении в воде образует азотную кислоту:
N2O5+H2O = 2HNO3

Оксиды азота N2O3 и N2O5 практического применения не имеют.

Другие соединения азота:

Источник: https://prosto-o-slognom.ru/chimia/504_oksid_azota_NO.html

Оксид азота – формула, характеристика и свойства химического вещества

Оксид азота — свойства, получение, применение

Азот — вещество, которое образует несколько групп оксидов. Все они обладают разной молярной массой и физическими характеристиками. В группу солеобразующих входят:

  1. Триоксид диазота (III). Химическая формула N2O3, кратность связи равна 3. Вещество имеет вид жидкости тёмно-синего цвета, плотность которой меньше плотности воды. Кристаллизуется при температуре -100 градусов. Этот кислотный оксид реагирует со щелочами, образуя соли. С водой образует азотистую кислоту: N2O3+H2O = 2HNO2.
  2. Двуокись азота (IV) — NO2. Атомы в молекуле расположены под углом к друг другу. Вещество является ядовитым газом бурого цвета, имеет характерный запах. Легко растворимо в воде. Оксид образует 2 кислоты — азотную и азотистую. Азотная кислота образуется в присутствии воздуха и воды. Со щелочами образует 2 соли — нитрат и нитрит. При температуре меньше 22 градусов молекулы димеризуются и образуется N2O4. Образуется жидкость, которая при дальнейшем охлаждении превращается в кристаллы.
  3. Пентаоксид (V) — N2O5. Другое название — азотный ангидрид. Представляет собой кристаллы, имеющие белую окраску. При нормальной температуре и давлении легко разлагается. При низких температурах сохраняет высокую степень устойчивости. Обладает свойствами окислителя и восстановителя.

Связи атомов происходят по механизму «донор-акцептор». Атом азота отдаёт электрон и приобретает заряд со знаком «плюс». Кислород присоединяет электрон, приобретая отрицательный заряд.

Несолеобразующие соединения

Второй класс соединений — несолеобразующие. В неё входят оксид одновалентного и двухвалентного азота. Вещество с формулой N2O имеет линейное строение молекулы. Представляет собой газ, не имеющий цвета.

В нормальных условиях вещество инертно. Обладает сладковатым вкусом и слабым запахом. Легко растворяется в воде, однако не вступает с ней в химические реакции. С водородом реагирует со взрывом.

Не вступает в химические реакции с кислотами и основаниями.

При небольшом нагревании быстро разлагается, проявляет свойства окислителя. Окисляет металлы, водород, сернистый газ и прочее. Растворяясь в воде, образует азотную кислоту. В результате таких реакций образуется свободная форма азота.

Вступая в контакт с окислителями, N2O выступает в роли восстановителя. К примеру, раствор перманганата в серной кислоте окисляет закись азота до образования монооксида. В водном растворе окисляет диоксид серы до серной кислоты.

Монооксид (II) — NO. При низких температурах молекулы димеризуются и образуют новое вещество. Окись азота представляет собой газ без цвета и запаха, малорастворимый в воде.

В присутствии кислорода загорается, образуется диоксид — вещество коричневого цвета. Под действием хлора или озона легко окисляется. Жидкая и твёрдая форма имеет голубую окраску.

Вступает во взаимодействие с основаниями и основными оксидами.

Вступает в химические связи с окислителями, водородом, активными металлами. Входит в состав выхлопных газов автомобилей в качестве побочного продукта.

Получение в природе и промышленности

В природе азот встречается преимущественно в чистом виде. Во время грозы азот и кислород вступают во взаимодействие при высокой температуре. Образуется монооксид: N2+O2 = 2NO.

В промышленных условиях получают следующие соединения:

  1. При разложении нитрата аммония образуется оксид азота, формула которого выглядит как N2O. Уравнение химической реакции записывается следующим образом: NH4NO3 → N2O+2H2O.
  2. На производстве получение оксида азота (I) происходит путём окисления аммиака. Химический процесс нуждается в присутствии катализатора, в роли которого выступает платина.
  3. В лабораторных условиях монооксид получают путём взаимодействия меди и разбавленной азотной кислоты. Другой способ получения — окисление хлорида железа или йодоводорода в результате взаимодействия с азотной кислотой.
  4. Двуокись получается в результате взаимодействия монооксида с атомами кислорода.
  5. Лабораторным путём NO2 (IV) получается при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с медью. Второй вариант — разложение нитрата меди или свинца.
  6. Азотистый ангидрид можно получить из оксидов при низкой температуре.

Живые организмы также вырабатывают соединения азота. Растения способны вырабатывать монооксид азота несколькими способами:

  1. С помощью фермента синтазы и аминокислоты аргинина. Хотя некоторые учёные считают, что в растительных клетках нет прямых аналогов этого фермента.
  2. С помощью фермента нитрат-редуктазы, который находится в клеточных оболочках. Вещество способно восстанавливать нитраты и нитриты, которые растение получает из почвы.
  3. Посредством транспортировки электронов в митохондриях.
  4. Путём окисления аммиака или восстановления нитратов и нитритов без участия катализаторов.

Практическое применение

Химические свойства оксида азота нашли практическое применение. Их используют в медицинской практике, военной, пищевой и химической промышленности. Наиболее часто соединения используются в следующих целях:

  1. Влияние оксида азота на организм человека используется в медицинской практике. В хирургии применяется для дачи ингаляционного наркоза в смеси с кислородом (2 части кислорода на 8 частей закиси азота).
  2. Поскольку NO2 обладает свойствами сильного окислителя, он используется в производстве ракетного топлива. Когда вещество взаимодействует с гидразином, образуется колоссальное количество энергии. Кроме того, оно используется для изготовления взрывчатых смесей.
  3. Соединение NO2 применяется в химии для производства серной и азотной кислоты.
  4. С помощью NO улучшают технические качества двигателей внутреннего сгорания у автомобилей.
  5. В пищевой промышленности вещество применяется в качестве добавки для улучшения вкуса готовых продуктов. На упаковках ему соответствует символ Е942.
  6. Монооксид и оксид трёхвалентного азота используется в химической промышленности в качестве сырья для производства азотной кислоты и её солей.

Влияние на живые организмы

В смеси с кислородом закись азота в малых концентрациях воздействует на нервную систему человека. Эффект напоминает опьянение лёгкой степени и сопровождается эйфорией. За это веществу дали название — «веселящий газ». В чистом виде вещество вызывает состояние опьянения и выраженную сонливость. При передозировке вначале вызывает приступ судорожного смеха, затем потерю сознания.

Монооксид азота — высокотоксичное соединение. Поступая в организм в больших концентрациях, способен изменить структуру гемоглобина, что взывает кислородное голодание. Оксид азота (IV) — крайне ядовитое вещество, представляющее опасность для здоровья и жизни.

Монооксид азота — вторичный посредник, который участвует в механизмах внутриклеточной и межклеточной передачи импульсов. Это вещество вырабатывают практически все живые организмы, от одноклеточных до млекопитающих.

Изначально окись азота была известна как эндотелиальный сосудорасширяющий фактор. Она образовалась в организме из аминокислоты аргинина. В химическом процессе участвуют молекулы кислорода, НАДФ и синтаза оксида азота. Другой способ образования вещества — восстановление неорганических солей азотной кислоты.

Эндотелиальные клетки сосудов передают сигнал гладкомышечным элементам, в результате сосуды расширяются и усиливается местный кровоток.

Молекула оксида азота обладает способностью легко проникать через мембраны клеток. Благодаря этому она служит для обмена сигналами.

Это благотворно влияет на состояние сердечно-сосудистой системы. Снижается риск ишемии миокарда и развития гипертонической болезни.

Уровень эндогенной окиси азота могут повышать растительные продукты — руккола, шпинат, свёкла, петрушка и прочие. Получение вещества из растительных продуктов требует присутствия сапрофитных микроорганизмов. В норме они живут в ротовой полости человека.

Источник: https://nauka.club/khimiya/oksid-azota.html

Оксид азота: свойства и все характеристики

Оксид азота — свойства, получение, применение

В связи с тем, что в своих соединениях азот проявляет различные валентности, для этого элемента характерно несколько оксидов: оксид диазота, моно-, три-, ди- и пентаоксиды азота. Рассмотрим каждый из них более подробно.

Плохо растворяется в воде. При сильном охлаждении из раствора кристаллизуется кларат N2O×5,75H2O.

В твердом состоянии он полностью димеризован (N2O2), в жидком состоянии – частично (≈ 25% N2O2), в газе – в очень малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде.

При комнатной температуре на 90% разлагается на NOи NO2 и окрашивается в бурый цвет (NO2), не имеет температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии – это белое или голубоватое вещество с ионным строением – нитрит нитрозила (NO+)(NO2—). В газе имеет молекулярное строение ON-NO2.

При температуре выше 135oС – это мономер, при комнатной температуре – красно-бурая смесь NO2 и его димера (тетраоксида диазота) N2O4. В жидком состоянии димер бесцветен, в твердом состоянии белый. Хорошо растворяется в холодной воде (насыщенный раствор – ярко-зеленый), полностью реагируя с ней.

При нагревании возгоняется и плавится, при комнатной температуре разлагается за 10 часов. В твердом состоянии имеет ионное строение (NO2+)(NO3—) – нитрат нитроила.

Таблица 1. Физические свойства оксидов азота.

Молекулярная формула

N2O

NO

N2O3

NO2

N2O5

Молярная масса, г/моль

44

30

76

46

108

Плотность, г/л

1,9778

1,3402

2,0527

Температура плавления, oС

-90,9

-163,6

-101

-11,2

41

Температура кипения, oС

-88,6

-151,7

4,5

21,1

Получение оксида азота

В лабораторных условиях оксид диазота получают путем осторожного нагревания сухого нитрата аммония (1) или нагреванием смеси сульфаминовой и азотной (73%-ная) кислот (2):

NH4NO3 = N2O + 2H2O (1);

NH2SO2OH + HNO3 = N2O + H2SO4 + H2O (2).

Монооксид азота получают взаимодействием простых веществ азота и кислорода при высоких температурах (≈1300oС):

N2 + O2 = 2NO.

Кроме этого оксид азота (II) является одним из продуктов реакции растворения меди в разбавленной азотной кислоте:

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O.

При охлаждении смеси газов, состоящей из оксидов азота (II) и (IV) до -36oС образуется триоксид азота:

NO + NO2 = N2O3.

Данное соединение можно получить при действии 50%-ной азотной кислоты на оксид мышьяка (III) (3) или крахмал (4):

2HNO3 + As2O3 = NO2 + NO + 2HAsO3 (3);

HNO3 + (C6H10O5)n = 6nNO + 6nNO2 + 6nCO2 + 11nH2O (4).

Термическое разложение нитрата свинца (II) приводит к образованию диоксидазота:

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2.

Это же соединение образуется при растворении меди в концентрированной азотной кислоте:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

Пентаоксид азота получают путем пропускания сухого хлора над сухим нитратом серебра (5), а также по реакции взаимодействия между оксидом азота (IV) и озоном (6):

2Cl2 + 4AgNO3 = 2N2O5 + 4AgCl + O2 (5);

2NO2 + O3 = N2O5 + O2 (6).

Химические свойства оксида азота

Оксид диазота малореакционноспособный, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании реагирует с колнцентрированной серной кислотой, водородом, металлами, аммиаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. В ОВР может проявлять свойства как слабого окислителя, так и слабого восстановителя.

https://www.youtube.com/watch?v=hMoHt4ObbUo

Монооксид азота не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Мгновенно присоединяет кислород. При нагревании реагирует с галогенами и другими неметаллами, сильными окислителями и восстановителями. Вступает в реакции комплексообразования.

Триоксид азота проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с кислородом и озоном, окисляет металлы.

Диоксид азота реагирует с водой и щелочами. В ОВР проявляет свойства сильного окислителя. Вызывает коррозию металлов.

Пентаоксид азота проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Является очень сильным окислителем.

Применение оксида азота

Оксид диазота используют в пищевой промышленности (пропеллент при изготовлении взбитых сливок), медицине (для ингаляционного наркоза), а также в качестве основного компонента ракетного топлива.

Триоксид и диоксид азота применяются в неорганическом синтезе для получения азотной и серной кислот. Оксид азота (IV) также нашел применение в качестве одного из компонентов ракетного топлива и смесевых взрывчатых веществ.

Примеры решения задач

Источник: http://ru.solverbook.com/spravochnik/ximiya/soedineniya/oksid-azota/

ПоликлиникаОнлайн
Добавить комментарий