Физические свойства
Получение 1. Каталитическое окисление аммиака (промышленный способ) 4NH3 +5O2 4NO + 6H2O 2. 3Cu + 8HNO3(разб.) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3. N2 + O2 2NO (в природе, во время грозы) Химические свойства 1. Легко окисляется кислородом и галогенами 2NO + O2 →2NO2 2NO + Cl2 → 2NOCl(хлористый нитрозил) 2. Окислитель 2N+2O + 2S+4O2 → 2S+6O3 + N20 3. Несолеобразующий оксид Оксид азота (III) N2+3O3 Физические свойства Темно-синяя жидкость (при низких температурах), t0пл.= -1020C, t0кип.= 3,50С; Выше t0кип. 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) N+4O2 диоксид азота Физические свойства Бурый газ, запах резкий, удушливый, ядовит, t0пл.= -11,20C, t0кип.= 210С.
Получение 1. 2NO + O2 → 2NO2 2. Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Химические свойства 1. Кислотный оксид, с водой 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 → 4HNO3 со щелочами 2NO2 + 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O 2. Окислитель N+4O2 + S+4O2 → S+6O3 + N+2O 3. Димеризация 2NO2(бурый газ)→N2O4(бесцветная жидкость) В атмосфере NO2 вещества горят 2NO2+2S→N2+2SO2 10NO2+4P→5N2+4P2O5(>100oC) 2NO2+4Cu→N2+4CuO Оксид азота (V) N2+5O5 Физические свойства Кристаллическое вещество, летучее, неустойчивое. Получение 1. 2NO2 + O3 → N2O5 + O2 2. 2HNO3 +P2O5 → 2HPO3 + N2O5 Химические свойства 1. Кислотный оксид N2O5 + H2O → 2HNO3 2. Сильный окислитель 3. Легко разлагается (при нагревании - со взрывом): 2N2O5 → 4NO2 + O2
Азотистая кислота HNO2 H–O–N=O Физические свойства Существует только в разбавленных водных растворах. Получение AgNO2 + HCl → HNO2 + AgCl↓ Химические свойства 1. Слабая кислота; ее соли (нитриты) – устойчивы: HNO2 + NaOH → NaNO2 + H2O 2. Разлагается при нагревании: 3HNO2 →HNO3 + 2NO + H2O 3. Слабый окислитель (окислительные свойства проявляет только в реакциях с сильными восстановителями) 2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2K2SO4 + I2 + 2NO + 2H2O 2I- - 2ē → I20 1 NO2- + 2H+ + 1ē → NO + H2O 2 2I- + 2NO2- + 4H+ → I20 + 2NO + 2H2O 4. Сильный восстановитель: HNO2 + Cl2 + H2O → HNO3 + 2HCl 5. Нитриты в щелочной среде с цинком, алюминием и бериллием восстанавливаются до аммиака:
3KNO2 + 6Al + 3KOH + 15H2O→6K[Al(OH)4] +3NH3
Азотная кислота HNO3 Физические свойства Бесцветная жидкость, неограниченно растворимая в воде; t0пл.= -410C; t0кип.= 82,60С, ρ = 1,52 г/см3 Получение 1. Лабораторный способ KNO3 + H2SO4(конц) KHSO4 + HNO3 2. Промышленный способ. Осуществляется в три этапа: a) Окисление аммиака на платиновом катализаторе до NO 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O б) Окисление кислородом воздуха NO до NO2: 2NO + O2 → 2NO2 в) Поглощение NO2 водой в присутствии избытка кислорода 4NO2 + О2 + 2H2O → 4HNO3 Химические свойства Очень сильная кислота. Диссоциирует в водном растворе практически нацело: HNO3 → H+ + NO3- Реагирует: с основными оксидами CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O CuO + 2H+ + с основаниями HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O H+ + или H+ + OH- → H2O вытесняет слабые кислоты из их солей 2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2 2H+ + 2NO3- + 2Na+ + СO32- → 2Na+ + 2NO3- + H2O + CO2 2H+ + СO32- → H2O + CO2 Специфические свойства азотной кислоты Сильный окислитель 1. Разлагается на свету и при нагревании 4HNO3 2H2O + 4NO2 + O2 2. Окрашивает белки в оранжево-желтый цвет (при попадании на кожу рук - "ксантопротеиновая реакция") 3. При взаимодействии с металлами никогда не выделяется водород металл + HNO3 → соль азотной кислоты + вода + газ в) HNO3 – окислитель. Продукты восстановления HNO3 зависят от 2-х факторов: силы восстановителя и концентрации кислоты. Чем сильнее восстановитель и чем более разбавлена кислота, тем более низкую степень окисления имеет азот (N) в продуктах восстановления HNO3:
HNO3 не взаимодействует с Au, Pt, Ir, Os. HNO3(конц.) взаимодействует с Al, Cr, Fe ТОЛЬКО при t° NO3- + 2H+ + 1e → NO2 + H2O, (1) NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O, (2) 2NO3- + 10H+ + 8e → N2O + 5H2O, (3) 2NO3- + 12H+ + 10e → N2 + 6H2O, (4) NO3- + 10H+ + 8e → NH4+ + 3H2O. (5) ***С одним и тем же восстановителем, например цинком, кислота, если она концентрированная, будет обязательно реагировать по схеме (1) с выделением NО2; если НNО3 разбавленная, то она может взаимодействовать с Zn по любой схеме (2)-(5), в зависимости от степени разбавления. 4. С неметаллами: Азотная кислота превращается в NO (или в NO2); неметаллы окисляются до соответствующих кислот: S0 + 6HNO3(конц) → H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2O (нагревание) B0 + 3HNO3 →H3B+3O3 + 3NO2 3P0 + 5HNO3 + 2H2O(разб) →5NO + 3H3P+5O4 I2+10HNO3(к) ®2HIO3+10NO2 ↑+4H2O 3I2+10HNO3(разб) ®6HIO3+10NO↑+2H2O 5. Азотная кислота окисляет сложные вещества; при этом может происходить окисление одного из элементов: FeO + 4HNO3(конц) ®Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O или двух атомов одновременно: Cu+12S-2 + 14HNO3(конц) → 2Cu+1(NO3)2 + H2S+6O4 + 10NO2↑+ 6H2O «Царская водка»
HNO3 (конц) + 3HCl (конц) ↔NOCl + 2Cl0 + 2H2O (комн. темп) 2HNO3 (конц) + 6HCl (конц)→2NO + 3Cl2 + 4H2O HNO3 (конц) + 4HCl (конц) + Au →H[AuCl4] + NO + 2H2O 4HNO3 (конц) + 18HCl (конц) + 3Pt →3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O NOCl – оранжево–желтый газ, желтовато–красная жидкость, термически неустойчивое вещество, разлагается при комнатной температуре: 2NOCl ↔2NO + Cl2 Сильно корродирует металлы: 3NOCl + Fe → FeCl3 + 3NO (при комн. темп.) ©2015 arhivinfo.ru Все права принадлежат авторам размещенных материалов.
|