Презентация "Оксиды азота" (7 класс) по химии – проект, доклад

ОКСИДЫ АЗОТА

Оксиды азота

Физические свойства, токсичность, методы получения

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВ ОКСИДОВ АЗОТА

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

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

Оксид азота (III), азотистый ангидрид

темно-синяя жидкость (при низких 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

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

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

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

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)

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)

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+4O2 устойчив N2O5 легко летуч и крайне неустойчив, разложение происходит самопроизвольно со взрывом : 2N+52O5 → 4N+4O2 + O2

Участие в ОВР оксида азота (I)

Окислитель Восстановитель

Свойства окислителя проявляет 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

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+4O 2 2N+2O + Cl2 → 2N+3OCl нитрозилхлорид

Участие в ОВР оксида азота (III)

Ввиду термической нестойкости свойства оксида азота (III) как окислителя практически не используются

Ввиду термической нестойкости свойства оксида азота (III) как восстановителя практически не используются

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

Участие в ОВР оксида азота (V)

Восстановителем не является

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