Кислородные соединения азота

«веселящий газ», возбуждающе действует на нервную систему человека, используют в медицине как анестезирующее средство. Физические свойства: газ, без цвета и запаха. Проявляет окислительные свойства, легко разлагается. Несолеобразующий оксид.
2N2O=2N2 + O2

устойчивый, плохо растворим в воде, практически мгновенно взаимодействует с кислородом (при комнатной температуре). Несолеобразующий оксид.
2NO+ O2= 2NO2

неустойчивая, t кип.= 3,5 0С, т. е. существует в жидком состоянии только при охлаждении, в обычных условиях переходит в газообразное состояние. Кислотный оксид, при взаимодействии с водой образуется азотистая кислота.
N2O3 + H2O = 2HNO2

газ, хорошо растворим в воде, полностью реагирует с ней. Является сильным окислителем.

Проявляет все свойства кислотных оксидов

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
Реакция диспропорционирования

вещество ( tпл.= 410С). Проявляет кислотные свойства, является очень сильным окислителем.

Продуктом реакции между кислотным
оксидом и водой является кислота

запах, «дымит» на воздухе, неограниченно растворяется в воде, tкип= 82.6 0С. Растворы азотной кислоты хранят в банке из темного стекла, т. е. она разлагается на свету:

4HNO3=4NO2+2H2O+O2

по:

+ 6H2O

2NO+O2 = 2NO2

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

1. Контактное окисление аммиака до
оксида азота (II):

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

3. Адсорбция (поглощение) оксида
азота (IV) водой при избытке кислорода

при слабом нагревании.

Составьте уравнение реакции получения азотной кислоты.

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3

металлами

3. Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами

характерные для кислот.

Кислоты взаимодействуют с основными и амфотерными
оксидами, с основаниями, амфотерными гидроксидами, с солями.

Составьте уравнения реакций азотной кислоты:

1

3

2

с оксидом меди (II), оксидом алюминия;

c гидроксидом натрия, гидроксидом цинка;

c карбонатом аммония, силикатом натрия.

Рассмотрите реакции с т. зр. ТЭД.
Дайте названия полученным веществам. Определите тип реакции.

3

= Cu2+ + 2NO3– + H2O

2H+ + CuO = Cu2+ + H2O

6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O

6H+ + 6NO3– + Al2O3 = 2Al3+ + 6NO3– + 3H2O

6H+ + Al2O3 = 2Al3+ + 3H2O

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

H+ + NO3– + Na+ + OH– = Na+ + NO3– + H2O

H+ + OH– = H2O

2

2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O

2H+ + 2NO3– + Zn(OH)2 = Zn2+ +2NO3– + 2H2O

2H+ + Zn(OH)2 = Zn2+ + 2H2O

+ 2NH4+ + CO22– = 2NH4+ +2NO3– + ↑CO2 + H2O

2H+ + CO22– = ↑CO2 + H2O

2HNO3 + Na2SiO3 = ↓H2SiO3 + 2NaNO3

2H+ + 2NO3– + 2Na+ + SiO32– = ↓H2SiO3 + 2Na+ + 2NO3–

2H+ + SiO32– = ↓H2SiO3

Активные кислоты вытесняют слабые летучие или
нерастворимые кислоты из растворов солей.

в ряду активности до водорода, вытесняют
его из кислот. Металлы, стоящие после водорода из кислот его
не вытесняют, т.е. не взаимодействуют с кислотами, не
растворяются в них.

Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами:

1. Ни один металл никогда не выделяет из азотной кислоты
водород. Выделяются разнообразные соединения азота:
N+4O2, N+2O, N2+1O, N20, N–3H3 (NH4NO3)

2. С азотной кислотой реагируют металлы, стоящие до и после водорода в ряду активности.

3. Азотная кислота не взаимодействует с Au, Pt

4. Концентрированная азотная кислота пассивирует металлы:
Al, Fe, Be, Cr, Ni, Pb и другие (за счет образования плотной
оксидной пленки). При нагревании и при разбавлении азотной кислоты данные металлы в ней растворяются.

опыт

опыт

опыт

N–3H4+

N20

N2+1O

N+2O

N+4O2

концентрация кислоты

активность металлов

с т. зр. ОВР.

4HN+5O3 + Hg0 = Hg+2(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O

N+5 + 1e → N+4 1 2
Hg0 – 2e → Hg+2 2 1

HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления;
Hg0– восстановитель, процесс окисления.

Cu(NO3)2 + … + H2O

2) HNO3(разб.) + Cu → Cu(NO3)2 + … + H2O

1) HN+5O3(конц.) + Cu0 = Cu+2(NO3)2 + N+4O2 + H2O

2

2

N+5 + 1e → N+4 1 2
Cu0 – 2e → Cu+2 2 1

2) HN+5O3(конц.) + Cu0 = Cu+2(NO3)2 + N+2O + H2O

3

3

4

2

8

N+5 + 3e → N+2 3 2
Cu0 – 2e → Cu+2 2 3

восстановление

окисление

восстановитель

окислитель

4

восстановление

окисление

окислитель

восстановитель

(более 60%) азотная кислота восстанавливается до NO2 , а если концентрация кислоты (15 – 20%), то до NO.

HNO3 + С → СO2 + H2O + NO2

N+5 + 1e → N+4 1 4
С0 – 4e → С+4 4 1

4

4

2

HNO3 + P → H3PO4 + NO2 + H2O

N+5 + 1e → N+4 1 5
P0 – 5e → P+5 5 1

5

2

5

HNO3 + P + H2O → H3PO4 + NO

N+5 + 3e → N+2 3 5
P0 – 5e → P+5 5 3

3

5

3

5

Азотная кислота как сильный окислитель

Расставьте в схемах коэффициенты методом электронного баланса.

HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления
C – восстановитель, процесс окисления

HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления
P – восстановитель, процесс окисления

HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления
P – восстановитель, процесс окисления

опыт

опыт

пленок,
нитролаков, нитроэмалей

Производство
искусственных волокон

7

Как компонент нитрующей
смеси, для траления
металлов в металлургии

называют селитрами

Составьте формулы перечисленных солей.

KNO3

NaNO3

NH4NO3

Нитраты – белые кристаллические
вещества. Сильные электролиты, в
растворах полностью диссоциируют
на ионы. Вступают в реакции обмена.

Каким способом можно определить нитрат-ион в растворе?

К соли (содержащей нитрат-ион) добавляют серную кислоту и медь. Смесь слегка подогревают. Выделение бурого газа (NO2) указывает на наличие нитрат-иона.

поэтому широко применя-ется в пиротехнике как окислитель.
При нагревании выше 334,5ºС
плавится, выше этой температуры разлагается с выделением кислорода.

Применяется как удобрение; в
стекольной, металлообрабатываю-щей промышленности; для получения взрывчатых веществ, ракетного топлива и пиротехнических смесей.

Нитрат натрия

этой температуры начинается постепенное разложение вещества, а при температуре 210°С происходит полное разложение.

Нитрат аммония

напряжений стоит металл, образующий соль.

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Co Sn Pb Cu Ag Hg Au

нитрит + О2

оксид металла + NO2 + O2

Ме + NO2 + O2

Составьте уравнения реакций разложения нитрата натрия, нитрата свинца, нитрата серебра.

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

2Pb(NO3)2= 2PbO + 4NO2 + O2

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2