No2 химия – Оксид азота(iv) — Википедия

Оксиды азота

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. N

2O — 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↑ + O

2↑ + 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 NO

2 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. (-10

0С).

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

examchemistry.com

Диоксид азота

Химический элемент азот с порядковым номером 7 расположен в 5 группе периодической системы Менделеева. Этот двухатомный газ при нормальных условиях достаточно инертен. В земной атмосфере на его долю приходится три четверти. Элемент характеризуется следующими степенями окисления: −3, −1, 0, 1, 2, 3, 4, 5. Он входит в состав многих соединений. Одним из них является красновато-коричневый ядовитый газ (отличается способностью раздражать дыхательные пути, вызывает отек легких при больших концентрациях), имеющий характерный резкий, едкий запах — это диоксид азота. Формула имеет вид NO2. Молярная масса 46,01 г/моль. Плотность 2,62 г/дм³. Температура кипения 21 °C. При растворении в воде реагирует с ней. Показатель преломления 1,449 (при 20 ° C).

Диоксид азота играет важную роль в химии атмосферы, в том числе в формировании тропосферного озона. Одновременно он является крупным загрязнителем воздуха и промежуточным продуктом в промышленном синтезе азотной кислоты, миллионы тонн которой производятся каждый год. Это один из нескольких оксидов азота (бинарные неорганические соединения азота с кислородом) со степенями окисления:

• I — закись азота N2O;

• II — монооксид азота NO;

• III — триоксид диазота N2O3;

• IV — диоксид азота NO2 и тетраоксид диазота N2O4;

• V — пентаоксид диазота N2O5;

• тринитрамид N(NO2)3.

Диоксид азота легко сжижается. Он тяжелее воздуха. При нормальных условиях NO2 смешан (примерно, 1:1) с бесцветным веществом (своим димером) N2O4. Химия NO2 хорошо изучена.

При взаимодействии с водой гидролизуется, в результате образуются две кислоты (азотистая и азотная): 2NO2 + h3O → HNO2 + HNO3.

В реакциях со щелочами образуются соли этих же двух кислот: 2NaOH + 2NO2 → NaNO2 + NaNO3 + h3O.

Он является сильным окислителем, способен окислять SO2 до SO3. На этом его свойстве основан метод нитрозного получения серной кислоты. В среде NO2 многие вещества, включая органические соединения, серу, уголь и фосфор, горят.

Диоксид азота обычно образуется в результате окисления оксида азота кислородом воздуха: O2 + 2NO → 2NO2

В лаборатории NO2 получают в два этапа: дегидратацией азотной кислоты до пентаоксида диазота, который затем разлагают термическим путем:

2HNO3 → N2O5 + h3O,

2N2O5 → 4NO2 + O2.

В результате термического разложения нитратов некоторых металлов также можно получить NO2:

2Pb(NO3)2 → 4NO2 + 2PbO + O2.

Окисел может образовываться при взаимодействии азотной кислоты (концентрированной) с металлами (например, медью):

4HNO3 + Cu → 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2h3O.

При воздействии азотной кислоты (концентрированной) на олово, кроме диоксида азота, образуется оловянная кислота в качестве побочного продукта:

4HNO3 + Sn → h3O + h3SnO3 + 4NO2.

В некоторых источниках окисел N2O4(IV) называют не иначе, как тетраоксид азота. Но это неправильное название, так как вещество является тетраоксидом диазота. NO2 существует в равновесии с бесцветным газом N2O4: 2NO2↔N2O4.

Так как это равновесие является экзотермическим, то оно сдвигается в сторону NO2 при более высоких температурах, а при более низких — в сторону N2O4. Димер переходит в твердое состояние при температуре минус 11,2 оС. При температуре 150 градусов разлагается: N2O4 → 2NO2, затем 2NO2 → 2NO + O2.

Азотная кислота медленно выделяет NO2, который придает характерный желтый цвет большинству образцов этой кислоты:

4HNO3 → 4NO2 + 2h3O + O2.

Диоксид азота легко обнаружить по запаху уже при низких концентрациях, вдыхания его паров лучше избегать. Одним из потенциальных источников NO2 является дымящая азотная кислота, которая выделяет NO2 при температурах выше 0 градусов. Симптомы отравления (отек легких), как правило, появляются после вдыхания потенциально смертельных доз через несколько часов. Существует ряд доказательств, что долгосрочное воздействие NO2 при концентрациях выше 40—100 мкг/м³ может снизить функцию легких и увеличить риск респираторных симптомов. В исследованиях некоторых ученых установлена связь между концентрацией NO2 и синдромом внезапной детской смерти.

Диоксид азота образуется в большинстве процессов горения, где используется воздух в качестве окислителя.

При повышенных температурах азот соединяется с кислородом с образованием оксида азота: O2 + N2 → 2NO, затем NO окисляется на воздухе с образованием диоксида O2 + 2NO → 2NO2:

1. При нормальных атмосферных концентраций это очень медленный процесс.

2. Наиболее вероятным источниками NO2 являются двигатели внутреннего сгорания, тепловые электростанции и, в меньшей степени, целлюлозные заводы.

3. Газовые обогреватели и печи являются также источниками этого окисла. Необходимый для горения избыток воздуха вносит азот, который при высоких температурах преобразуется в оксиды азота.

4. В домашних хозяйствах керосиновые обогреватели и газовые обогреватели являются также источниками NO2.

5. Диоксид азота вырабатывается при атмосферных ядерных испытаниях (красноватый цвет грибовидного облака).

6. В некоторых сельскохозяйственных районах его приземные концентрации могут достигать 30 мкг/м³.

7. NO2 также естественным образом вырабатывается при грозе, дожде. 

fb.ru

Оксид азота(IV) — это… Что такое Оксид азота(IV)?

Бурый газ

Оксид азота (IV) (диоксид азота, бурый газ) NO₂ — газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом или желтоватая жидкость.

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 диоксид азота состоит только из молекул NO₂, он очень тёмного, почти чёрного цвета. В точке кипения NO

2 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.

Получение

В лаборатории NO₂ обычно получают воздействием концентрированной азотной кислотой на медь:

Также его можно получить термическим разложением нитрата свинца, однако при проведении реакции следует соблюдать осторожность:

Химические свойства

Кислотный оксид, ему соответствуют азотная и азотистая кислоты. NO₂ отличается высокой химической активностью. Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO₂ — окислитель:

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основан нитрозный метод получения серной кислоты:

При растворении оксида азота(IV) в воде образуются азотная и азотистая кислоты (реакция диспропорционирования):

Поскольку азотистая кислота неустойчива, при растворении NO₂ в тёплой воде образуются HNO₃ и NO:

Если растворение проводить в избытке кислорода, образуется только азотная кислота (NO₂ проявляет свойства восстановителя):

При растворении NO₂ в щелочах образуются как нитраты, так и нитриты:

Жидкий NO₂ применяется для получения безводных нитратов:

Применение

В производстве серной и азотной кислот, в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах.

Физиологическое действие

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

«Лисий хвост»

На фото справа — «лисий хвост» на Нижнетагильском металлургическом комбинате

«Лисий хвост» — жаргонное название выбросов в атмосферу оксидов азота на химических предприятиях (иногда — из выхлопных труб автомобилей). Название происходит от оранжево-бурого цвета диоксида азота. При низких температурах диоксид азота димеризуется и становится бесцветным. В летний сезон «лисьи хвосты» наиболее заметны, так как в выбросах возрастает концентрация мономерной формы.

Вредное воздействие

Оксиды азота, улетучивающиеся в атмосферу, представляют серьёзную опасность для экологической ситуации, так как способны вызывать кислотные дожди, а также сами по себе являются токсичными веществами, вызывающими раздражение слизистых оболочек.

Двуокись азота воздействует в основном на дыхательные пути и легкие, а также вызывает изменения состава крови, в частности, уменьшает содержание в крови гемоглобина.

В специальной литературе также указывается на то, что воздействие на организм человека диоксида азота снижает сопротивляемость к заболеваниям, вызывает кислородное голодание тканей, особенно у детей. Усиливает действие канцерогенных веществ, способствуя возникновению злокачественных новообразований.

Образующаяся в результате взаимодействия диоксида азота с водой азотная кислота является сильным коррозионным агентом.

dic.academic.ru

N2 -> NO -> NO2 -> HNO3 осуществить цепочку превращений

Цепочка превращений:
N2 -> NO -> NO2 -> HNO3.
В результате сжигания азота в кислороде при температуре и в присутствии катализаторов платины или диоксида марганца, образуется оксид азота (II):

   

Окисление монооксида азота кислородом приводит к образованию двуокиси этого неметалла:

   

При растворении диоксида азота в горячей воде образуется азотная кислота:

   

В отличие от других элементов азот образует большое число оксидов: , а также неустойчивые и . Кратность связи N-O оказывается больше единицы за счет -связывания. Энтальпии образования оксидов азота выше нуля. Реакции образования оксидов из простых веществ сопровождаются уменьшением числа молей газов, а значит, уменьшением энтропии. Таким образом, стандартная энергия Гиббса оказывается положительной, т.е. при стандартных условиях на один оксид азота не может быть получен из простых веществ. В стандартных условиях оксиды азота термодинамически неустойчивы к распаду на простые вещества. Однако при температурах ниже реакции разложения оксидов азота кинетически заторможены.

ru.solverbook.com

Оксиды азота. Задачи 898 — 900

Задача 898. 
Описать химические свойства N

2О и NO. К какому классу оксидов относятся эти соединения?
Решение:
а) Химические свойства N₂O:
1) При нагревании выше 500 ⁰С оксид азота (I) разлагается на азот и кислород:

2N₂O ↔ 2N₂ + O₂

2)Оксид азота (I) – сильный окислитель. Реакции N2O с аммиаком и водородом могут сопровождаться взрывом:

В водном растворе N₂O взаимодействует с катионом Sn²⁺, восстанавливаясь до NH₂OH, а раствор SO₂ в воде восстанавливает  N₂O до N₂:

б) Химические свойства NO. В NO атом азота находится в своей промежуточной степени окисления +2, поэтому для него характерна окислительно-восстановительная двойственность. Под действием сильных окислителей он окисляется, а в присутствии сильных восстановителей – восстанавливается.

1) NO как восстановитель:

2) NO как окислитель:

3) При взаимодействии NO с щелочными металлами образуется нитроксил-ион NO^–, который является электронным аналогом молекулы О₂ и имеет кратность связи 2:

NO + Na ↔ Na⁺ +  NO^–

Нитроксил-ион   играет роль промежуточного соединения в обратимых процессах нитрификации. Он димеризуется с образованием гипонитрит-иона:

2NO^– ↔ N₂O₂^2-

4) Молекула NO относительно легко теряет электрон, превращаясь в прочный катион нитрозила  NO+, изоэлектронный молекулам N₂ и СО. Этот катион образует соли нитрозила:

NOF + BF₃  ↔  [BF₄]^{–
                             Тетрафторо-
                                      борат (III) нитрозила}

В водных растворах соли нитрозила гидролизуются:

NO⁺  + Н₂О ↔ HNO₂ + H⁺

Монооксид азота может быть лигандом в комплексных соединениях. Как лиганд NO называют «нитрозил». Например, [Fe(NO)₄] – тетранитрозилжелезо, [Fe(H₂O)₅NO]Cl₂ – хлорид нитрозилпентаакважелеза(II), K₂[Fe(NO)(CN)₅] – пентацианонитрозилферрат(III).

Оксиды N₂O и NO – не солеобразующие сосуды. Они не взаимодействуют с водой, растворами кислот и оснований.

---

Задача 899. 
Что представляет собой бурый газ, выделяющийся при действии концентрированной азотной кислоты на металлы? Из каких молекул он состоит? Почему его окраска усиливается при повышении температуры и ослабляется при ее понижении? Будет ли этот газ подчиняться закону Бойля — Мариотта, если подвергать его сжатию при постоянной температуре? Составить уравнения реакций, происходящих при растворении этого газа в воде и в растворе щелочи.
Решение:
При действии на металлы концентрированной азотной кислотой выделяется оксид азота (IV) NO₂ – бурый очень токсичный газ:

Сu + HNO₃(конц.) ↔ Сu(NO₃)₂  + NO₂↑ + H₂O

 Молекула NO₂ нелинейная:

Угол ONO равен 134,1 ⁰  

Её неспаренный электрон находится на связывающей орбитали. Благодаря этому при повышении давления и понижении температуры NO₂ переходит в бесцветный димер:

₂ОN^. + ^.NO₂ ↔ ₂ОN—NO₂

При температуре от -11,2 ⁰С до 140 ⁰С бурый газ состоит из молекул NO₂ и N₂O₄, которые в интервале этих температур находятся в равновесии друг с другом:

N₂O₄ ↔ 2NO₂;  ΔН = -56,9 кДж.

При повышении температуры до 140 ⁰С окраска бурого газа усиливается до почти чёрной. Это объясняется тем, что при нагревании равновесие в системе
N₂O₄ —2NO₂  сместится в сторону образования NO₂, т. е. при нагревании идёт диссоциация молекул N₂O₄ до образования в системе преимущественно молекул NO₂, которые и придают тёмно-бурую окраску. Наоборот, при охлаждении в системе N₂O₄ —2NO₂  происходит преимущественно димеризация молекул NO₂ с образованием молекул N₂O₄, что и приводит к ослаблению окраски бурого газа. 

Если мы будем повышать температуру системы больше 140 0С, то начнётся диссоциация молекул NO₂ на NO и О₂ (2NO₂ ↔ 2NO + О₂) и газ будет обесцвечиваться.  

Если же бурый газ подвергнуть сжатию при постоянной температуре, то равновесие в системе N₂O₄ ↔ 2NO₂, согласно принципу Ле Шателье, сместится влево, в сторону уменьшения числа газообразных веществ (в сторону уменьшения объёма в системе). При этом объём системы уменьшится, окраска будет становиться светлее.

---

Задача 900. 
Почему молекула NO₂ легко димеризуется, а для SO₂ подобный процесс не характерен?
Решение:
Молекула NO2 нелинейная, имеет угловую форму с sp2-гибридизацией орбиталей атома азота:

Угол ONO равен 134,1⁰  

Её неспаренный электрон находится на связывающей орбитали. Благодаря этому при повышении давления и понижении температуры NO2 переходит в бесцветный димер:

угол ONO = 135⁰             

или

₂ОN^. + ^.NO₂ ↔ 2ОN—NO₂

Молекула N₂O₄ плоская. Таким образом, связь между двумя молекулами NO₂ происходит за счёт объединения неспаренных электронов атомов азота обеих молекул.

Молекула SO₂ имеет также как молекула NO₂ угловую форму с sp²-гибридизацией орбиталей атома серы:

Угол OSO равна 119,5⁰, длина связи O—S равна 143 пм.

На связывающей орбитали в молекуле SO₂ находятся два спаренных электрона, поэтому молекулы не могут димеризоваться.

---

buzani.ru

NO2, степень окисления азота и кислорода в нем

Общие сведения об оксиде азота (IV) и степени окисления в NO2

Плотность – 2,0527 г/л (н.у.). Брутто-формула – NO₂. Молярная масса – 46,01 г/моль. Электронное и пространственное строение молекулы диоксида азота представлено на рис. 1.

Хорошо растворяется в холодной воде (насыщенный раствор ярко-зеленого цвета), полностью реагируя с ней.

Рис. 1. Строение молекулы оксида азота (IV): а) пространственное с указанием валентного угла и длины связи; б) электронное.

В ОВР проявляет свойства очень сильного окислителя. Вызывает коррозию металлов.

NO2, степени окисления элементов в нем

Чтобы определить степени окисления элементов, входящих в состав диоксида азота, сначала необходимо разобраться с тем, для каких элементов эта величина точно известна.

Степень окисления кислорода в составе оксидов всегда равна (-2). Для нахождения степени окисления азота примем её значение за «х» и определим его при помощи уравнения электронейтральности:

x + 2×(-2) = 0;

x — 4 = 0;

x = +4.

Значит степень окисления азота в оксиде азота (IV) равна (+4):

N⁺⁴O^-2₂.

Примеры решения задач

Понравился сайт? Расскажи друзьям!

ru.solverbook.com

Оксиды азота. Азотная кислота | АЛХИМИК

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:

1. Окисление аммиака до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

2. Окисление оксида азота (II) в оксид азота (IV):

2NO + O₂ = 2NO₂

3. 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)

Похожее

al-himik.ru