химический каталог




АЗОТА ОКСИДЫ

Автор Химическая энциклопедия г.р. И.Л.Кнунянц

АЗОТА ОКСИДЫ. Гемиоксид N2O (оксид диазота, "веселящий газ") имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус (см. табл.). Молекула линейна (длины связей в нм): Для N2O 0,51 -10-30 Кл-м. Растворимость в воде (г на 100 г): 0,257 (0°С) и 0,108 (25 °С); раств. в спирте, эфире, H2SO4. С водой, растворами кислот и щелочей, кислородом не взаимодействие Выше 500°С с заметной скоростью разлагается на N2 и О2 и проявляет сильные окислит. свойства (в N2O, как и в О2, вспыхивает тлеющая лучина). Раствор H2SO3 восстанавливает N2O до N2, соли 8n2+ - до NH2OH, соли Ti3+ -до NH3. С Н2, NH3, CO, а также с органическое веществами N2O образует взрывоопасные смеси. Получают N2O разложением NH4NO3 при 250°С. Процесс экзотермичен и протекает с ускорением (при быстром нагревании возможен взрыв).

СВОЙСТВА ОКСИДОВ АЗОТА
Показатель
N2O
NO
NOi
N2O4
N2O3
М;O5
Цвет
Бесцв
Бесцв.
Красно-бурый
Бесцв.
Голубой*
Бесцв.
Температура кипения, °С
-88,5
-151,6
_
20,6
-40°С
33**
Температура плавления, °С
-91,0
-163.7
-11,2
-101
41
Плотность газа, г/дм3
1.9778
1,3402
1,491 (0°С)
плотность жидкости

или твердого вещества.

1,226
1,332
1,536
2.05
г/см3 ......
(-88,5 °С)
(-163°С)
(-20°С)
(15°С)
tкрит- °С . . . . .
36,45
-93,0
158,2
pкрит МПа . . . .
7,254
6,48
10,13
Критич. объем.

дм3, /моль . . .

0,0973
0.0580
_
0,167
_
_
С2. ДжДмоль*К) . .
38,63
29,86
37,18
79.2
72.7
45,3
кДж, моль . .
81,6
91,26
34.2
11,1
86.6
1 3.3
S0298, Дж/(моль*К)
219,90
210,64
240,06
304,4
314,6
355,6

* Цвет кристаллов. ** Т-ра возгонки.

Монооксид NO парамагнитен и склонен к димериза-ции (жидкий NO содержит 25% димера, твердый целиком состоит из него). Длина связи N—О 0,115 нм, энергия связи 626,84 кДж/моль; 6,48 * 10- 30 Кл * м; димеризации - 11,2 кДж/моль. Растворимость в воде (г на 100 г): 0,00988 (0°С) и 0,00348 (100°С); растворим в спирте, CS2 и H2SO4.

Ниже 1000°С NO практически не разлагается. Равновесные концентрации NO, получающегося по реакции N2 + + О, 2NO, составляют (в %): 0,61 (2000°С), 4,48 (3200°С), 10,00 (4200 °С) С водой, разбавленый растворами кислот и щелочей не взаимодействие При обычных условиях быстро окисляется до NO2, с повышением температуры скорость реакции уменьшается. Это обусловлено тем, что с О2 взаимодействие молекулы димера N2O2, содержание которого с повышением температуры уменьшается. Присоединяет галогены с образованием нитрозилгалогени-дов NOHal. С H2SO4 в присутствии воздуха дает нитрозилсер-ную кислоту (NO)HSO4. Восстанавливается углеродом, фосфором, серой, SO2, H2, металлами до N2, солями Сг2+ -до NH3 в нейтральной среде и до NH2OH в кислой. Окисляется, например хроматами и перманганатами, до HNO3. С солями многие металлов образует нитрозокомплексы, например нитропруссид Na2[Fe(NO) (CN)5]- важный аналит. реагент. Образование комплексного соединения бурого цвета при взаимодействии NO с FeSO4 в растворе-качественная реакция на NO:

[Fe(H20)6]S04 + NO [Fe(H2O)5NO]SO4 + H2O

При нагревании раствора идет обратная реакция, и окраска исчезает. При действии NO на губчатое железо при высоком давлении образуется тетранитрозил Fe(NO)4. Известны нитрозилы Ru и Сr.

Монооксид получают каталитических окислением NH3 как промежуточные продукт в производстве азотной кислоты. Перспективен плазмохимический синтез. В лабораторная NO получают взаимодействие NaNO2 с H2SO4. В атмосфере он образуется при грозовых разрядах. Монооксид применяют также для получения NH2OH.

Сесквиоксид N2O3 (диазота триоксид) ниже — 101 °С существует как индивидуальное соединение. При более высоких температурах находится в равновесии с продуктами диссоциации NO и NO-,. Молекула плоская (длины связей в нм).

Для N2O3 6,77*10-30Кл-м. Растворим в кислотах и эфире. С водой дает HNO2. Образуется из NO и NO2 при охлаждении, по реакции HN3 с As2O3, а также при пропускании электрич. искры через жидкий воздух.

Диоксид NO2 парамагнитен; длина связи N—О 0,119 нм, угол О—N—О 134°;0,87*10 - 30 Кл-м. При отщеплении электрона (энергия ионизации ~ 942 кДж/моль) образуется нитроний-ион NO2 , при присоединении (сродство к электрону — 228 кДж/моль)-нитрит-ион NO2.

В обычных условиях NO 2 существует в равновесии с ди-мером-тетраоксидом диазота N2O4 (H° димеризации - 57,3 кДж/моль). При нормальном давлении и 4047

в такой смеси содержится 31% NO2, при 100°С-88% NO2, выше 140°С N2O4 целиком переходит в NO2. Жидкая смесь состоит в основные из N2O4, а твердое вещество -чистый димер. Молекула димера диамагнитна, имеет плоскую структуру. Диоксид взаимодействие с водой и растворами щелочей:

2NO2 + H2O HNO3 + HNO2, 2NO2 + 2NaOH -> NaNO3 + NaNO2 + H2O

С соляной кислотой образует NOCl, с серной - (NO)HSO4, с F2-нитрил фторид NO2F. В смеси с CS2 взрывается. Восстанавливается водородом в присутствии Pt или Ni до NH3. Многие вещества (С, S, Р, органическое соединение) сгорают в NO2, так как NO2 и N2O4-сильные окислители. Поскольку в жидком N2O4 существует равновесие: N2O4 NO+ -I- NO3, нeкоторые металлы (например, Zn, Си), реагируя с жидким N2O4, образуют безводные нитраты:

Zn + 2N2O4 -> Zn(NO3)2 + 2NO

Растворы N2O4 в безводной HNO3-более сильные окислители, чем чистая HNO3.

Диоксид-промежуточные продукт в производстве HNO3. В лабораторная NO2 получают разложением безводного Pb(NO3)2 или взаимодействие Си с конц. азотной кислотой. Диоксид и N2O4-окислители в жидком ракетном топливе, смесевых ВВ, при очистке нефтепродуктов от сераорганическое соединение, катализаторы окисления органическое соединение (например, бензола до фенола, метана до формальдегида).

Молекула газообразного оксида азота (V) N2O5 (пентаоксид диазота) имеет неплоскую структуру (длины связей в нм):

Кристаллическая _ N2O5-ионное соединение (NO2)+(NO3)-. При комнатной температуре самопроизвольно разлагается на NO2 и О2, быстрое нагревание приводит к взрыву. Растворим в СНCl3. С водой образует HNO3. В лаборатории N2O5 получают взаимодействие HNO3 с Р2О5, жидкого NO2 или N2O3 с озонированным кислородом. АЗОТА ОКСИДЫ о. физиологически активны. Так, N2O - ср-во для наркоза, в высоких концентрациях вызывает удушье. Другие АЗОТА ОКСИДЫ о. сильно ядовиты: NO действует на центральную нервную систему, в больших концентрациях превращает оксигемо-глобин в метгемоглобин; NO2 и N2O4 разрушающе действуют на легкие, в тяжелых случаях вызывают отек, понижают кровяное давление. При длительной работе в атмосфере, содержащей эти оксиды, развиваются различные хронич. заболевания; ПДК NO2 9 мг/м3, остальных АЗОТА ОКСИДЫ о.-5 мг/м3 (в пересчете на NO2).

Лит. см. при ст. Азот. Н. М. Жаворонков. И. К. Малина.

Химическая энциклопедия. Том 1 >> К списку статей


[каталог]  [статьи]  [доска объявлений]    [обратная связь]

 

 

Реклама
венерологический варшавское
гринвилл гироскутер
кроссовки волейбольные mizuno v1ga1500 26 wave lightning z
датчики влажности воздуха в канал

Рекомендуемые книги

Введение в химию окружающей среды.

Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности. Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах. Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга читателей.

Химия и технология редких и рассеянных элементов.

Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во второй части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана, лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия, тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по 1972 год включительно.

 

 



Рейтинг@Mail.ru Rambler's Top100

Copyright © 2001-2012
(17.10.2017)