Характеристика оксида азота 2. Свойства оксида азота

Оксид азота (II), оксид (II) оксид, окись азота — неорганическое соединение состава NO. При обычных условиях является бесцветным, токсичным и негорючей газом. В жидком и твердом состояниях соединение димеризуеться с образованием оксида N 2 O 2.

Монооксид азота относится к несолетвирних оксидов: с водой он не образует кислоту или основание, а непосредственно реагируя с основами и с кислотами, не образует солей.

Физические свойства

Оксид азота NO при обычных условиях является бесцветным газом с очень низкой температурой кипения (-151,8 ° С) и температурой плавления (-163,6 ° С). В твердом состоянии, благодаря наличию неспаренного электрона, соединение полностью димеризуеться с образованием оксида N 2 O 2, а в жидком — примерно на четверть.

В воде растворяется трудно: при обычной температуре лишь около 5 см³ в 100 г воды.

Получение

Промышленный метод

В промышленных масштабах синтез оксида азота (II) является одной из стадий в получении азотной кислоты. Его получают окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализаторов:

Количество преобразованного в NO аммиака составляет примерно 93-98%. Другими, побочными, реакциями является образование азота и оксида азота (I):

Кроме этого, может происходить частичное разложение конечного продукта, NO, а также его взаимодействие с аммиаком:

Согласно одной из самых распространенных теорий механизма окисления, предложенной Максом Боденштейном, аммиак окисляется атомарным кислородом, адсорбированным на катализаторе с образованием гидроксиламина, который постепенно разлагается с образованием NO:

Основными применяемыми катализаторами являются платина и, в меньшей степени, родий и палладий. Несмотря на их высокую стоимость, они имеют преимущество в высшем выходе реакции и меньшей склонности к отравлению.

Лабораторные методы

В лабораториях монооксид азота обычно добывают взаимодействием разбавленной азотной кислоты с медью при некотором нагревании по реакции:

Применяются также реакции восстановления нитритов в разведенной серной кислоте:

Полученный такими методами NO может быть загрязнен примесями (прежде всего, N 2 O), поэтому он требует дополнительной очистки.

Химические свойства

Наиболее характерной свойством монооксида азота является его способность легко сочетаться при обычных условиях с кислородом воздуха с образованием диоксида азота (реакция имеет большое значение при производстве азотной кислоты):

При высокотемпературном нагреве и в присутствии катализатора BaO, газообразные NO разлагается на простые соединения. Жидкий NO с течением времени может диспропорционуваты с образованием оксидов азота (I) и азота (III):

При взаимодействии с галогенами или серной кислотой (в присутствии кислорода), NO окисляется с образованием соединений нитрозила:

Аналогично он образует нитрозильни комплексы с металлами в водных растворах солей:

Оксид азота восстанавливается до свободного азота графитом, красным фосфором, неметаллическими соединениями-восстановителями, а также некоторыми металлами:

Роль в живых организмах

Роль оксида азота (II) как сигнальной молекулы в живых организмах была открыта в 1980-х годах, а в 1998 Роберт Ферчготт, Луис Игнарро и Ферид Мурад получили Нобелевскую премию по физиологии или медицине за выяснение его функций в сердечно-сосудистой системе. Монооксид азота является паракринным фактором благодаря своей способности быстро диффундировать через мембраны клеток, однако из-за высокой реакционность расстояние такой диффузии ограничена 1 мм а время полжизни молекул NO составляет 5-10 секунд. Азот мооноксид выполняет сигнальную функцию как у животных, так и у растений, даже некоторые бактерии могут чувствовать очень небольшие его концентрации и двигаться в сторону от источника этого соединения.

У млекопитающих NO задействован в ряде физиологических процессов, таких как регуляция артериального давления, передача нервных импульсов, свертывания крови и иммунный ответ. Синтез оксида азота (II) осуществляется путем деаминирование аминокислоты аргинина и обеспечивается ферментом NO-синтазы (NOS), что у млекопитающих трех изоформы: нейрональная (nNOS), индуцибельной (iNOS) и эндотелиальной (eNOS). nNOS и eNOS экспрессируются в соответствующих типах клеток конститутивно и резко увеличивают свою активность в ответ на рост концентрации Ca 2+. Зато активация iNOS осуществляется на уровне транскрипции под влиянием эндотоксинов или цитокинов воспаления, в частности в таких клетках как макрофаги и нейтрофилы, и не зависит от цитоплазматического уровня кальция.

Одной из мишеней монооксида азота в клетках млекопитающих, в том числе и гладких мышцах, является фермент гуанилатциклазы, в активном центре которого он присоединяется к атому железа и таким образом увеличивает энзиматическую активность. Циклический ГМФ, что является продуктом гуанилатциклазы, является вторичным посредником и запускает в клетке каскад реакций, обеспечивающих физиологическую ответ, в случае гладких мышц — их расслабление.

NO может действовать также и цГМФ-независимым путем, например изменять активность белков путем ковалентной нитрозилювання тиольных групп (-SH) специфических остатков цистеина в их составе.

Защитная функция монооксида азота

У растений NO участвует в защитных реакциях во время повреждений и инфекций. Также монооксид азота играет роль в функционировании иммунной системы животных. Активированные макрофаги и нейрофилов (а также клетки эндотелия) производят его в больших количествах во время воспалительных процессов. Вместе с NO они выделяют супероксид-он (O-2), эти два соединения соединяясь образуют очень токсичен пероксинитрит (OONO -) нужен для того, чтобы убить поглощены бактерии.

Медицинские препараты, влияющие на сигналювання NO

Из препаратов, влияющих на сигнальный путь монооксида азота, первым начал использоваться еще в XIX веке нитроглицерин для борьбы со стенокардией. Это соединение медленно расщепляется в организме и действует как источник NO длительное время. NO в свою очередь обеспечивает расширение сосудов и уменьшения нагрузки на сердце. Такое действие нитроглицерина была открыта благодаря наблюдению, что больные стенокардией работники фабрик, на которых изготавливали это соединение, сильнее страдали от боли на выходных. Врачи настолько часто слышали такие сообщения пациентов, обратили внимание на терапевтический эффект нитроглицерина. С тех пор было разработано много других нитровазодиляторив. Сам NO не имеет терапевтического действия при стенокрадии, через очень небольшое время полжизни, однако его иногда используют в вдыхаемой форме для облегчения легочной гипертензии.

Существуют также препараты, имеющие другие мишени в сигнальном пути NO. Например, силденафил подавляет деятельность фосфодиэстеразы, которая расщепляет цГМФ, таким образом продолжая продолжительность действия сигнала. Это соединение была впервые предложена для лечения стенокрадии, однако выяснилось, что она наиболее эффективно влияет на изоформу цГМФ-фосфодиэстеразы, експресуетсья в сосудах пениса, и вызывает их расширение и, соответственно, эрекцию. Поэтому силденафил (под названием Виагра) стал использоваться для лечения эректильной дисфункции.

Токсичность

Оксид NO раздражает дыхательные пути и глаза. Симптомы отравления зьявляють только через определенный период задержки в несколько часов. Ими являются: раздражение горла, затрудненное дыхание, головная боль, тошнота. Дальнейшие осложнения при отсутствии лечебных мероприятий могут вызывать полную потерю сил, непостоянство дыхания, цианоз, а также смерть в результате отека легких.

Пораженного NO необходимо убрать из опасной территории, провентилировать легкие кислородом. Дальнейшие 72 часа необходимо обеспечить надзор и исключить любую физическую деятельность, поскольку это может привести к развитию отека легких. При попадании вещества в ое или на кожу, необходимо тщательно промыть пораженное место теплой водой и обратиться к врачу.

Мерами безопасности при работе с оксидом азота (I) является наличие защитных резиновых (тефлоновых) перчаток, герметичных очков, респиратора.

Введение

Если внимательно взглянуть на азот в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, то можно заметить, что он имеет переменную валентность. Это значит, что азот образует сразу несколько бинарных соединений с кислородом. Некоторые из них были открыты недавно, а некоторые - изучены вдоль и поперек. Существуют малостабильные и устойчивые оксиды азота. Химические свойства каждого из этих веществ совершенно разные, поэтому при их изучении нужно рассматривать как минимум пять оксидов азота. Вот о них и пойдет речь в сегодняшней статье.

Оксид азота (I)

Формула - N 2 O. Иногда его могут называть оксонитридом азота, оксидом диазота, закисью азота или веселящим газом.

Свойства

В обычных условиях представлен бесцветным газом, имеющим сладковатый запах. Его могут растворять вода, этанол, эфир и серная кислота. Если газобразный оксид одновалентного азота нагреть до комнатной температуры под давлением 40 атмосфер, то он сгущается до бесцветной жидкости. Это несолеобразующий оксид, разлагающийся во время нагревания и показывающий себя в реакциях как восстановитель.

Получение

Этот оксид образуется, когда нагревают сухой Другой способ его получения - термическое разложение смеси "сульфаминовая + азотная кислота".

Применение

Используется в качестве средства для ингаляционного наркоза, пищевая промышленность знает этот оксид как добавку E942. С его помощью также улучшают технические характеристики двигателей внутреннего сгорания.

Оксид азота (II)

Формула - NO. Встречается под названиями монооксида азота, окиси азота и нитрозил-радикала

Свойства

При нормальных условиях имеет вид бесцветного газа, который плохо растворяется в воде. Его трудно сжижить, однако в твердом и жидком состояниях это вещество имеет голубой цвет. Данный оксид может окисляться кислородом воздуха

Получение

Его довольно просто получить, для этого нужно нагреть до 1200-1300 о С смесь азота и кислорода. В лабораторных условиях он образуется сразу при нескольким опытах:

• Реакция меди и 30%-ного раствора азотной кислоты.
• Взаимодействие нитрита натрия и соляной кислоты.
• Реакция азотистой и иодоводородной кислот.

Применение

Это одно из веществ, из которых получают азотную кислоту.

Оксид азота (III)

Формула - N 2 O 3 . Также его могут называть азотистым ангидридом и сесквиоксидом азота.

Свойства

В нормальных условиях является жидкостью, которая имеет синий цвет, а в стандартных - бесцветным газом. Чистый оксид существует только в твердом агрегатном состоянии.

Получение

Образуется при взаимодействии 50%-ной азотной кислоты и твердого оксида трехвалентного мышьяка (его также можно заменить крахмалом).

Применение

С помощью этого вещества в лабораториях получают и ее соли.

Оксид азота (IV)

Формула - NO 2 . Также его могут называть диоксидом азота или бурым газом.

Свойства

Последнее название соответствует одному из его свойств. Ведь этот оксид имеет вид или красно-бурого газа или желтоватой жидкости. Ему присуща высокая химическая активность.

Получение

Данный оксид получают при взаимодействии азотной кислоты и меди, а также во время термического разложения нитрата свинца.

Применение

С помощью него производят серную и азотную кислоты, окисляют жидкое и смесевые

Оксид азота (V)

Формула - N 2 O 5 . Может встречаться под названиями пентаоксида диазота, нитрата нитроила или азотного ангидрида.

Свойства

Имеет вид бецветных и очень летучих кристаллов. Они могут плавиться при температуре 32,3 о С.

Получение

Этот оксид образуется при нескольких реакциях:

• Дегидрация азотной кислоты оксидом пятивалентного фосфора.
• Пропускание сухого хлора над
• Взаимодействие озона с оксидом четырехвалентного азота.

Применение

Из-за своей крайней неустойчивости в чистом виде нигде не используется.

Заключение

В химии существует девять оксидов азота, приведенные выше являются только классическими соединениями этого элемента. Остальные четыре - это, как уже было сказано, нестабильные вещества. Однако их все объединяет одно свойство - высокая токсичность. Выбросы оксидов азота в атмосферу приводят к ухудшению состояния здоровья живущих поблизости от промышленных химических предприятий людей. Симптомы отравления каким-либо из этих веществ - токсический отек легких, нарушение работы центральной нервной системы и поражение крови, причина которого - связывание гемоглобина. Поэтому с оксидами азота необходимо осторожно обращаться и в большинстве случаев использовать средства защиты.

Свойства оксидов

Оксиды - это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бывают солеобразующими и не образующие соли . При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова "основание"), кислотными и амфотерными .
Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) - представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) - газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли. Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.

Основные оксиды

Основные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие:
K 2 O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).

Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах

1. Взаимодействие с водой:
- взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H 2 O→ Ca(OH) 2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:
- взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O (Кристаллы этого вещества CaSO 4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO 2 → CaCO 3 (Это вещество известно всем - обычный мел!)

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды - это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.

Примерами кислотных окислов могут быть:

CO 2 (всем известный углекислый газ), P 2 O 5 - оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора), SO 3 - триокись серы - это вещество используют для получения серной кислоты .

Химическая реакция с водой

CO 2 +H 2 O→ H 2 CO 3 - это вещество - угольная кислота - одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для "пузырьков" газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков.

Реакция с щелочами (основаниями):

CO 2 +2NaOH→ Na 2 CO 3 +H 2 O- образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название - кальцинированная сода или стиральная сода, - отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!

Реакция с основными оксидами:

CO 2 +MgO→ MgCO 3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

Амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды - это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами ) и основаниями (или основными оксидами ). Наиболее частое применение слово "амфотерный" в нашем случае относится к оксидам металлов .

Примером амфотерных оксидов могут быть:

ZnO - окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al 2 O 3 - окись алюминия (называют еще "глинозёмом").

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:

Реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H 2 CO 3 → ZnCO 3 + H 2 O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.

Реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH→ Na 2 ZnO 2 +H 2 O - полученное вещество - двойная соль натрия и цинка.

Получение оксидов

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды . Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, - вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:

2Fe+O 2 → 2FeO

Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами. Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка

2Zn+O 2 → 2ZnO

Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа

2C+O 2 → 2CO - образование угарного газа.

C+O 2 → CO 2 - образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.

Получение оксидов можно осуществить другим способом - путём химической реакции разложения . Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов :

Fe(OH) 2 → FeO+H 2 O

Твёрдый оксид алюминия - минерал корунд Оксид железа (III). Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в грунте оксида железа (III). Твёрдый оксид алюминия - корунд

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 +3H 2 O,
а также при разложении отдельных кислот:

H 2 CO 3 → H 2 O+CO 2 - разложение угольной кислоты

H 2 SO 3 → H 2 O+SO 2 - разложение сернистой кислоты

Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании:

CaCO 3 → CaO+CO 2 - прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ.

2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 - в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO 2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов - это окислительно-восстановительные реакции

Cu + 4HNO 3 (конц.)→ Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (конц.)→ 3SO 2 + 2H 2 O

Оксиды хлора

Известны следующие оксиды хлора : Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Все они, за исключением Cl 2 O 7 , имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO 2 , Cl 2 O 6 . Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты :

Так, Cl 2 O - кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl 2 O + H 2 O→ 2HClO - Хлорноватистая кислота

ClO 2 - кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO 2 + H 2 O→ HClO 2 + HClO 3

Cl 2 O 6 - тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:

Cl 2 O 6 + H 2 O→ HClO 3 + HClO 4

И, наконец, Cl 2 O 7 - бесцветная жидкость - кислотный оксид хлора хлорной кислоты:

Cl 2 O 7 + H 2 O→ 2HClO 4

Оксиды азота

Азот - газ, который образует 5 различных соединений с кислородом - 5 оксидов азота . А именно:

N 2 O - гемиоксид азота . Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота - это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ.
- NO - моноксид азота - бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ.
- N 2 O 3 - азотистый ангидрид - бесцветное кристаллическое вещество
- NO 2 - диоксид азота . Другое его название - бурый газ - газ действительно имеет буро-коричневый цвет
- N 2 O 5 - азотный ангидрид - синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0 C

Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO - моноксид азота и NO 2 - диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N 2 O не реагируют ни с водой, ни с щелочами. (N 2 O 3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO 2 , которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое вещество азотную кислоту Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота :

Реакция с водой:

2NO 2 + H 2 O→ HNO 3 + HNO 2 - образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO 3 и азотистая кислота.

Реакция с щелочью:

2NO 2 + 2NaOH→ NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - образуются две соли: нитрат натрия NaNO 3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты).

Реакция с солями:

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.

Получают диоксид азота (NO 2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом :

2NO + O 2 → 2NO 2

Оксиды железа

Железо образует два оксида : FeO - оксид железа (2-валентный) - порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции:

Fe 2 O 3 +CO→ 2FeO+CO 2

Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный).

4FeO +O 2 → 2Fe 2 O 3

Оксид железа (3-валентный) - красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид .

Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe 3 O 4 . Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом). Если железо сгорает, то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.

Оксид серы

Оксид серы SO 2 - или сернистый газ относится к кислотным оксидам , но кислоту не образует, хотя отлично растворяется в воде - 40л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют сернистой кислотой).

При нормальных обстоятельствах - это бесцветный газ с резким и удушливым запахом горелой серы. При температуре всего -10 0 C его можно перевести в жидкое состояние.

В присутствии катализатора -оксида ванадия (V 2 O 5) оксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

2SO 2 +O 2 → 2SO 3

Растворённый в воде сернистый газ - оксид серы SO 2 - очень медленно окисляется, в результате чего сам раствор превращается в серную кислоту

Если сернистый газ пропускать через раствор щелочи, например, гидроксида натрия, то образуется сульфит натрия (или гидросульфит - смотря сколько взять щёлочи и сернистого газа)

NaOH + SO 2 → NaHSO 3 - сернистый газ взят в избытке

2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

Если сернистый газ не реагирует с водой, то почему его водный раствор даёт кислую реакцию?! Да, не реагирует, но он сам окисляется в воде, присоединяя к себе кислород. И получается, что в воде накапливаются свободные атомы водорода, которые и дают кислую реакцию (можете проверить каким-нибудь индикатором!)

Определение и формула оксида азота 2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Оксид азота (II) в обычных условиях представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой).

Он обладает замечательным свойством: непосредственно соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ - оксид азота (IV):

2NO + O 2 = 2NO 2

Оксид азота (II) может существовать в жидком (жидкость голубого цвета) и твердом агрегатных состояниях. Чрезвычайно термически устойчив.

Химическая формула оксида азота 2

Химическая формула оксида азота (II) NO. Она показывает, что в состав данной молекулы входят один атом азота (Ar = 14 а.е.м.) и один атом кислорода (Ar = 16 а.е.м.). По химической формуле можно вычислить молекулярную массу оксида азота (II):

Mr(NO) = Ar(N) + Ar(O);

Mr(NO) = 14 + 16 = 30

Графическая (структурная) формула оксида азота 2

Структурная (графическая) формула оксида азота (II) является более наглядной. Она показывает то, как связаны атомы между собой внутри молекулы (рис. 1)

Рис. 1. Структурная формула и пространственное изображение молекулы оксида азота (II) с указанием длины связи N-O.

Электронная формула

Если обозначить точками электроны атома кислорода, а крестиками электроны атома азота, то можно изобразить электронную формулу оксида азота (II):

Молекула данного вещества имеет линейное строение. Особое внимание стоит уделить тому факту, что в её составе имеется один неспаренный электрон у атома азота, вследствие чего молекула является радикалом и при определенных условиях склонна к образованию димеров, например в твердом состоянии (N 2 O 2) (рис. 2).

Рис. 1. Схема электронного строения NO 2 .

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

При обычной температуре N 2 O - 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:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2Н 2 О

2. Действие HNO 3 на активные металлы

10HNO 3 (конц.) + 4Са = N 2 O + 4Ca(NO 3) 2 + 5Н 2 О

Химические свойства

N 2 O 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 2 O - очень сильный окислитель. Например, способен в водном растворе окислить диоксид серы до серной кислоты:

N 2 O + SO 2 + Н 2 О = N 2 + H 2 SO 4

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:

N 2 + O 2 = 2NО - Q

2. Получение в промышленности (1-я стадия производства HNO 3).

4NH 3 + 5O 2 = 4NО + 6Н 2 О

3. Лабораторный способ - действие разб. HNO 3 на тяжелые металлы:

8HNO 3 + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO 3) 2 + 4Н 2 О

Химические свойства

NO - несолеобразующий оксид (подобно N 2 О). Обладает окислительно-восстановительной двойственностью.

I. NO - окислитель

2NO + SO 2 + Н 2 О = N 2 O + H 2 SO 4

2NO + 2H 2 = N 2 + 2Н 2 О (со взрывом)

II. NO - восстановитель

2NO + O 2 = 2NO 2

10NO + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 10HNO 3 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 4Н 2 О

NO 2 - оксид азота (IV), диоксид азота

При обычной температуре NO 2 - красно-бурый ядовитый газ с резким запахом. Представляет собой смесь NO 2 и его димера N 2 O 4 в соотношении -1:4. Диоксид азота хорошо растворяется в воде.

Способы получения

I. Промышленный - окисление NO: 2NO + O 2 = 2NO 2

II. Лабораторные:

действие конц. HNO 3 на тяжелые металлы: 4HNO 3 + Сu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2Н 2 О

разложение нитратов: 2Pb(NO 3) 2 = 4NO 2 + O 2 + 2РbО

Химические свойства

NO 2 - кислотный оксид, смешанный ангидрид 2-х кислот

NO 2 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 NO 2 при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот - азотной и азотистой:

2NO 2 + Н 2 О = HNO 3 + HNO 2

Если растворение происходит в присутствии O 2 , то образуется одна кислота - азотная:

4NO 2 + 2Н 2 О + O 2 = 4HNO 3

Аналогичным образом происходит взаимодействие NO 2 со щелочами:

в отсутствие O 2: 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + Н 2 О

в присутствии O 2: 4NO 2 + 4NaOH + O 2 = 4NaNO 3 + 2Н 2 О

NO 2 - очень сильный окислитель

По окислительной способности NO 2 превосходит азотную кислоту. В его атмосфере горят С, S, Р, металлы и некоторые органические вещества. При этом NO 2 восстанавливается до свободного азота:

10NO 2 + 8P = 5N 2 + 4P 2 O 5

2NO 2 + 8HI = N 2 + 4I 2 + 4Н 2 О (возникает фиолетовое пламя)

В присутствии Pt или Ni диоксид азота восстанавливается водородом до аммиака:

2NO 2 + 7Н 2 = 2NH 3 + 4Н 2 О

Как окислитель NO 2 используется в ракетных топливах. При его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

2NO 2 + 2N 2 H 4 = 3N 2 + 4Н 2 О + Q

N 2 O 3 и N 2 O 5 - неустойчивые вещества

Оба оксида имеют ярко выраженный кислотный характер, являются соответственно ангидридами азотистой и азотной кислот.

N 2 O 3 как индивидуальное вещество существует только в твердом состоянии ниже Т пл. (-10 0 С).

С повышением температуры разлагается: N 2 O 3 → NO + NO 2

N 2 O 5 при комнатной температуре и особенно на свету разлагается так энергично, что иногда самопроизвольно взрывается.