Какие оксиды азота проявляют кислотные свойства
Оксиды азота
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).
N2O – оксид азота (I), «веселящий газ»
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).
Способы получения
1. Прямой синтез из простых веществ может быть осуществлен только при очень высокой Т:
N2 + O2 = 2NО – Q
2. Получение в промышленности (1-я стадия производства HNO3).
4NH3 + 5O2 = 4NО + 6Н2О
3. Лабораторный способ – действие разб. HNO3 на тяжелые металлы:
8HNO3 + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4Н2О
Химические свойства
NO – несолеобразующий оксид (подобно N2О). Обладает окислительно-восстановительной двойственностью.
2NO + SO2 + Н2О = N2O↑ + H2SO4
2NO + 2H2 = N2 + 2Н2О (со взрывом)
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.
Способы получения
I. Промышленный – окисление NO: 2NO + O2 = 2NO2
II. Лабораторные:
действие конц. HNO3 на тяжелые металлы: 4HNO3 + Сu = 2NO2↑ + Cu(NO3)2 + 2Н2О
разложение нитратов: 2Pb(NO3)2 = 4NO2↑ + O2↑ + 2РbО
Химические свойства
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
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
Оксиды азота. Общая характеристика, химические свойства.
Данный урок посвящен оксидам азота, которые при взаимодействии с водой образуют кислоты, и соответственно, являются солеобразующими, – NO2 и N2O5.
NO2 представляет собой типичный кислотный оксид, который обладает высокой химической активностью, и при взаимодействии с неметаллами (сера, фтор, водород) ведет себя как сильный окислитель; также применяется при производстве серной кислоты (нитрозный метод), окисляя сернистый газ в олеум (SO3), и азотистой кислоты (HNO2).
N2O5 – это высший оксид азота, очень летуч, взаимодействует с органическими веществами, поэтому его нужно хранить в стеклянной посуде (!Важно! плавиковая кислота (HF) наоборот хранится в полимерной таре по причине того, что разъедает стекло), легко разлагается до ядовитого NO2 со взрывом; используется при получении азотной кислоты (HNO3).
Важно знать, что все оксиды азота токсичны!
Более детально изучить химические свойства предлагаю при помощи таблицы, в которой собраны все необходимые реакции для сдачи ЕГЭ.
Солеобразующие оксиды азота | ||
1) Формула | NO2 | N2O5 |
2) Характеристика | NO2 (Nitrogen dioxide, диоксид азота)– красно – бурый газ, ядовит, с характерным острым запахом; Хорошо растворяется в воде; | N2O5 (Dinitrogen pentoxide, пентаоксид азота)– бесцветные, летучие кристаллы, взрывчатые; Хорошо растворяется в воде; |
3) Получение в лаборатории | 1) 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2 (200-470 C); 2) Me + 4HNO3(к) = Me(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O (Me= правее водорода); | 1) 2HNO3(к) + P2O5 = N2O5 + 2HPO3 (-10 C); 2) 4AgNO3 + 2Cl = 4AgCl + 2N2O5 + O2; |
4) Получение в промышленности | NO+ O2 = NO2 (на воздухе – мгновенно); | 2NO2 + O3 = N2O5 (-78 C); |
5) Химические свойства | 1) Разложение: 2NO2 = 2NO + O2 (140-600 C) 2) C кислотами: 2NO2 + 4HCl = 2NOCl + Cl2 + 2H2O; 2NO2 + 8HI = N2 + 4I2 + 4H2O; 2NO2 + 2H2S = N2 + 2S + 2H2O (350 C); 3) С металлами: 2NO2 + Na = NaNO3 + NO (22 C); 2NO2 + 4Cu = N2 + 4CuO (600 C); 2NO2 + 4Zn = 4ZnO + N2; NO2 + K = KNO2; 4) С неметаллами: NO2 + O2 ≠ В присутствии воды реакция идет (образование HNO3): 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3; 4NO2 + O2 + 4NaOH = 4NaNO3 + 2H2O; 2NO2 + O3 = N2O5 + O2; 2NO2 + 2C = N2 + 2CO2 (t); 2NO2 + 7H2 = 2NH3 + 4H2O (kat.: Pt, Ni); 10NO2 + 8P = 5N2 + 4P2O5 (150 C); 2NO2 + 2S = N2 + 2SO2 (150 C); 2NO2 + F2 = NO2F (нитронил фтористый); 2NO2 + F2 + H2O = 2HNO3 + 2HF; 5) С солями: 3NO2 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + NO + CO2 (+Q); 2NO2 + KГ = KNO3 + NOГ (Г= Cl, Br); 14NO2 + 16FeSO4 + 8H2SO4 = 8HNO3 + 8Fe2(SO4)2 + 3N2 + 4H2O; 5NO2 + KMnO4 + 2H2SO4 + H2O = 5HNO3 + MnSO4 + KHSO4 6) С оксидами: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2; 2NO2 + SO2 = N2 + 2SO3 (22 C) 2NO2 + SO2 = SO3 + NO (t) 7) C основаниями: 2NO2 + 2KOH = KNO3 + KNO2 + H2O | 1) Разложение: N2O5 = 4NO + O2 (взрыв); 2) С кислотами: N2O5 + 3H2S = 3H2SO4 + 4N2 + 4O2; 3) С металлами: N2O5 + 3Zn = 3ZnO + O2 + N2 (t) N2O5 + 5Cu = N2 + 5CuO (500 C) N2O5 + Na = NaNO3 + NO2 4) С неметаллами: N2O5 + O2 ≠ N2O5 + I2 = I2O5 + N2 5) С солями: 2N2O5 + 2KI = I2 + 2NO2 + 2KNO3 6) С оксидами: N2O5 + H2O = 2HNO3 + Q N2O5 + 3SO2 = 3SO3 + O2 + N2 N2O5 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 (40 C) N2O5 + CaO = Ca(NO3)2 7) С основаниями: N2O5 + 2NH4OH = 2NH4NO3 + H2O N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O |
6) Применение | 1) Используется при производстве H2SO4 и HNO3; 2) Окислитель в жидком ракетном топливе; 3) Вместе с другими оксидами азота образует «лисий хвост» – выбросы химического производства, и из выхлопных труб автомобилей; 4) Токсичен, вызывает отек легких. | 1) Применение ограничено из-за взрывоопасной природы оксида азота (V); 2) Используется в качестве нитрующего агента (в органической химии). |
Следующее занятие будет посвящено задачам по этой теме.
Если возникнут вопросы, пиши в коменты)
Солеобразующие оксиды азота. Задачи с объяснениями.
Источник
Оксиды азота
Известны несколько оксидов азота.
Несолеобразующие оксиды: N2O, NO
Солеобразующие оксиды: N2O3, NO2, N2O4, N2O5
Все оксиды азота, кроме N2O, ядовитые вещества.
Оксид азота (I) N2O – это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, хорошо растворимый в воде, но не взаимодействует с ней. При достаточно высокой температуре разлагается по уравнению:
2N2O = 2N2 + O2
В смеси с кислородом N2O используется в медицине для наркоза («веселящий» газ).
Наиболее важными являются оксиды азота (II) и (IV).
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, не имеет запаха. В воде малорастворим, относится, как и N2O, к несолеобразующим оксидам. Оксид азота (II) NO образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах (например, во время грозы в воздухе) или при высокой температуре:
N2 + O2 = 2NO
В лаборатории оксид азота (II) получают, например, при взаимодействии меди и разбавленной азотной кислоты:
3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
Оксид азота (II) в промышленности получают каталитическим окислением аммиака и используют для получения азотной кислоты:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
Оксид азота (II) на воздухе легко окисляется до оксида азота (IV):
2NO + O2 = 2NO2
Оксид азота (IV)
Оксид азота (IV) NO2 – ядовитый газ бурого цвета, имеет характерный запах. Хорошо растворяется в воде. Оксид азота (IV) является смешанным оксидом, которому соответствуют две кислоты: азотистая HNO2 и азотная HNO3. Поэтому взаимодействие с водой происходит по уравнению:
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
При взаимодействии NO2 с водой в присутствии кислорода (на воздухе) образуется только азотная кислота:
4NO2 + O2 + 2H2O ⇄ 4HNO3
При растворении NO2 в щелочи, например NaOH, образуются две соли (нитрат и нитрит) и вода:
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:
4NO2 + 4NaOH + O2 = 4NaNO3 + 2H2O
Ниже 22 0С молекулы оксида азота (IV) NO2 легко соединяются попарно и образуют бесцветную жидкость состава N2O4, которая при охлаждении до – 10,2 0С превращается в бесцветные кристаллы.
В лаборатории NO2 можно получить при взаимодействии, например, меди с концентрированной азотной кислотой:
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
В промышленности NO2 получают путем окисления NO кислородом и далее используют для получения азотной кислоты.
Оксид азота (III) N2O3 – это темно-синяя жидкость, является кислотным оксидом. При взаимодействии с водой образуется азотистая кислота:
Оксид азота (III)
N2O3 + H2O = 2HNO2
Оксид азота (V) N2O5 – бесцветные кристаллы, хорошо растворимые в воде с образованием азотной кислоты:
N2O5 + H2O = 2HNO3
Азотная кислота
Физические свойства
Азотная кислота HNO3 – бесцветная жидкость, имеет резкий запах, легко испаряется, кипит при температуре 83 0С. При попадании на кожу азотная кислота может вызвать сильные ожоги (на коже образуется характерное желтое пятно, его сразу же следует промыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать содой). С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях.
Обычно применяемая в лаборатории концентрированная азотная кислота содержит 63% HNO3. При хранении довольно легко, особенно на свету разлагается по уравнению:
4HNO3 ⇄ 2H2O + 4NO2↑ + O2↑
Выделяющийся газ NO2 окрашивает азотную кислоту в бурый цвет.
Химические свойства
Азотная кислота
Кислотно – основные свойства
Азотная кислота – одна из наиболее сильных кислот. В водных растворах она полностью диссоциирована на ионы:
HNO3 ⇄ H+ + NO3—
Как и все кислоты, она реагирует:
а) с оксидами металлов:
MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
б) с основаниями:
Mg(OH)2 + HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
в) с солями более слабых кислот:
K2CO3 + HNO3 = KNO3 + CO2↑ + H2O
Окислительно – восстановительные свойства
Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей. Ее окислительно-восстановительные свойства обусловлены присутствием в молекуле HNO3 атома азота в высшей степени окисления N+5 в составе кислотного остатка NO3—. Окислительные свойства кислотного остатка NO3— значительно сильнее, чем ионов водорода Н+, поэтому азотная кислота взаимодействует практически со всеми металлами, кроме золота и платины, находящимися в конце ряда напряжений. Так как окислителем в HNO3 являются ионы NO3—, а не ионы Н+, то при взаимодействии HNO3 с металлами практически никогда не выделяется водород. Нитрат-ионы NO3— при взаимодействии HNO3 с металлами восстанавливаются тем полнее, чем более разбавлена кислота и чем более активен металл. На следующей схеме показано, какие продукты могут образоваться при восстановлении HNO3:
Общая схема взаимодействия азотной кислоты с металлами
Концентрированная HNO3 при взаимодействии с наиболее активными металлами (до Al в ряду напряжений) восстанавливается до N2O. Например:
10HNO3 + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
Концентрированная HNO3 при взаимодействии с менее активными металлами (Ni, Cu, Ag, Hg) восстанавливается до NO2. Например:
4HNO3 + Ni = Ni(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
Аналогично концентрированная азотная кислота реагирует с некоторыми неметаллами. Неметалл при этом окисляется до оксокислоты. Например:
5HNO3 + P = HPO3 + 5NO2↑ + 2H2O
Следует отметить, что концентрированная HNO3 пассивирует такие металлы, как Fe, Al, Cr. Сущность пассивирования заключается в образовании на поверхности металла тонкой, но очень плотной оксидной плёнки, предохраняющей металл от дальнейшего взаимодействия с кислотой; например:
3Al + 12HNO3 = Al(NO3)3 + Al2O3 + 9NO2↑ + 6H2O
Разбавленная HNO3 реагирует с наиболее активными металлами (до Al) с образованием аммиака или нитрата аммония NH4NO3:
10HNO3 + 4Mg = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с менее активными металлами образуется оксид азота (II) NO:
8HNO3 + 3Cu = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
Таким же образом разбавленная HNO3 взаимодействует с некоторыми неметаллами:
2HNO3 + S = H2SO4 + 2NO↑
Взаимодействие азотной кислоты с медью
Получение
В лаборатории азотную кислоту получают при взаимодействии безводных нитратов с концентрированной серной кислотой:
Ba(NO3)2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HNO3
В промышленности получение азотной кислоты идет в три стадии:
- Окисление аммиака до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
- Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV):
2NO + O2 = 2NO2
- Растворение оксида азота (IV) в воде и избытком кислорода:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Применение
Азотную кислоту применяют для получения азотных удобрений, лекарственных и взрывчатых веществ.
Соли азотной кислоты
Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты калия, натрия, аммония и кальция называются селитрами. Селитры применяют как минеральные азотные удобрения, так как азот является одним из основных элементов питания растений.
Все соли азотной кислоты хорошо растворимы в воде.
Соли азотной кислоты, как и она сама, являются сильными окислителями.
При нагревании все нитраты разлагаются с выделением кислорода, характер других продуктов разложения зависит от положения металла в ряду напряжений:
Примеры:
2NaNO3 = 2NaNO2 + O2↑
2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2↑ + O2↑
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2↑ + O2↑
*на изображении записи кристаллы нитрата меди (II)
Источник
Характеристики и физические свойства оксида азота
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.
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