Презентация на тему "Оксиды азота"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Оксиды азота

  В оксидах степень окисления азота меняется от +1 до +5. Оксиды N2O и NO – несолеобразующие, бесцветные газы; NO2 – бурый газ, в промышленности получил название «лисий хвост». N2O3 – без примесей существует только в твёрдом виде(слабо-синего цвета), жидкий – синего цвета, N2O5­­ при обычных условиях – прозрачные бесцветные кристаллы. Все оксиды азота, кроме N2O – ядовиты, поражают дыхательние пути.

• 
  Слайд 2

  Оксид азота (I)

  Часто используемое тривиальное название оксида азота (I) – «веселящий газ», так как в малых дозах вызывает конвульсивный смех, в медицине используется для ингаляционного наркоза. Получают при термическом разложении нитрата аммония при 250оC и при взаимодействии некоторых металлов с азотной кислотой. NH4NO3 N2O + 2H2O Он химически инертен при нормальных условиях, но при нагревании обладает окислительными свойствами и может поддерживать горение, например, серы, углерода, фосфора: P4 + 10N2O = P4O10 + 10N2. Может проявлять свойства восстановителя при взаимодействии с сильными окислителями: 5N2O+8RMnO4+7H2SO4=5Mn(NO3)2+3MnSO4+4K2SO4+7H2O При нагревании N2O разлагается на N2 и O2. Более удобным способом получения является: NH2SO2OH(сульфаминовая к-та) + HNO3(73%) to= N2O + SO2(OH)2 + H2O

• 
  Слайд 3

  Оксид азота (II)

  Оксид азота (II) обычно получают действием 30-50% азотной кислоты на металлы по схеме (например медь), кроме того он образуется при каталитическом окислении аммиака (промышленный способ): 4 NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O. NO – единственный оксид, который может быть получен при непосредственном взаимодействии N2и O2 (в электрическом разряде) Оксид азота (II) легко окисляется на воздухе до NO2. В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет свойства восстановителя: 2NO + 2SO2 = 2SO3 + N2 По отношению к галогенам также проявляет свойства восстановителя: 2NO + Cl2 = 2NOCl2(хлористый нитрозил) Более чистый NO можно получить по реакциям: FeCl2 + NaNO2 +2HCl = FeCl3 + NO + NaCl + H2O 2HNO2 + 2HI = 2NO + I2 +2H2O

• 
  Слайд 4

  Оксид азота (IV)

  Диоксид азота NO2 получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с тяжёлыми металлами. NO2 обычно существует в равновесии со своим димеромN2O4, при охлаждении образуя жидкость коричневого цвета: 2N02(г) = N2O4(Ж). При растворении в воде на холоде NO2 обратимо диспропорционирует: 2NO2 + H2O HNO2 + HNO3. Но при нагревании: 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO. С щелочами так же диспропорционирует: 2NO2 + KOH = KNO2 + KNO3 + H2O. Если NO2 растворяют в присутствии кислорода, то получается азотная кислота: 4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3. Последнюю реакцию используют в промышленности для получения азотной к-ты. Для NO2 довольно высокая химическая активность: он взаимодействует с неметаллами(фосфор, уголь и сера горят в диоксиде азота, оксид серы (IV) окисляется до оксида серы(VI)): 2С + 2NO2 to= 2CO2 + N2, SO2 + NO­2 to= SO3 +NO 2Pb(NO3)2 to= 2PbO + O2 + 4NO2 – ещё один способ получения диоксида азота NO2 – парамагнетик, N2O4– диамагнетик, ниже -12 С – N2O4, 140 С – NO2

• 
  Слайд 5

  Оксид азота (III)

  Подвержен термической диссоциации: N2O3 NO + NO2 При взаимодействии с водой даёт азотистую кислоту При взаимодействии с щелочами или основными оксидами образует соответствующие нитриты. Для получения оксида азота (III) рекомендуют капать 30% азотную к-ту на твёрдый оксид мышьяка (III): 2HNO3 + As2O3 = NO2 + NO + 2HAsO3. Далее смесь газов охлаждают: NO + NO2N2O3. При пропускании через жидкий воздух электрического разряда N2O3можно получить в виде голубого порошка

• 
  Слайд 6

  Оксид азота (V)

  Растворение в воде с образованием азотной кислоты, а в щелочах – с образованием нитратов. N2O5легко летуч и крайне неустойчив (разложение происходит со взрывом): 2N2O5 = 4NO2 + O2 + Q Получают оксид азота (V) дегидратацией HNO3, пропусканием сухого хлора над сухим AgNO3, а также взаимодействием NO2c озоном: 2HNO3 + P2O5 = 2HPO3 + N2O5 4AgNO3 + 2Cl2 = 4AgCl + 2N2O5 + O2 2NO2 + O3 = N2O5 + O2