Презентация на тему "Оксиды азота"

Содержание

• 
  Слайд 1

  ОКСИДЫ АЗОТА

• 
  Слайд 2

  Оксиды азота

  Физические свойства, токсичность, методы получения

• 
  Слайд 3

  ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВ ОКСИДОВ АЗОТА

• 
  Слайд 4

  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 NH4NO3 →  N2O + 2Н2O

• 
  Слайд 5

  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  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

• 
  Слайд 6

  Оксид азота (III), азотистый ангидрид

  темно-синяя жидкость (при низких температурах), t°кипения= 3,5°С; выше t°кипенияразлагается 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  

• 
  Слайд 7

  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 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

• 
  Слайд 8

  Оксид азота (V), азотный ангидрид

  кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое, токсичен получение: 1. Окисление диоксида азота озоном       2NO2 + O3→ N2O5 + O2 2.  Дегидратация азотной кислоты с помощью фосфорного ангидрида      2HNO3 + P2O5→ N2O5 + 2HPO3

• 
  Слайд 9

  Оксиды азота

  Химические свойства: Отношение к воде; Отношение к раствору щелочи; Отношение к нагреванию; ОВР с участием оксидов азота

• 
  Слайд 10

  Отношение оксидов азота к воде

  N +12O + 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)

• 
  Слайд 11

  Отношение оксидов азота к раствору щелочи

  N +12O + 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)

• 
  Слайд 12

  Отношение оксидов азота к нагреванию

  При нагревании N2O разлагается: 2N+12O→ 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+4O2устойчив N2O5 легко летуч и крайне неустойчив, разложение происходит самопроизвольно со взрывом : 2N+52O5 →4N+4O2+ O2

• 
  Слайд 13

  Участие в ОВР оксида азота (I)

  Окислитель Восстановитель Свойства окислителяпроявляет 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 восстановителяпроявляет только при взаимодействии с сильными окислителями: 5N+12O + 8KMnO4 + 7H2SO4 → → 5Mn(N+5O3)2 + 3MnSO4 + + 4K2SO4 + 7 Н2 О

• 
  Слайд 14

  Участие в ОВР оксида азота (II)

  Окислитель – слабый 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+4O2 2N+2O + Cl2→ 2N+3OClнитрозилхлорид

• 
  Слайд 15

  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

• 
  Слайд 16

  Участие в ОВР оксида азота (IV)

  Окислитель – очень 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

• 
  Слайд 17

  Участие в ОВР оксида азота (V)

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