Ская роль оксида азота(ii) и оксида азота(iv).

Оксид азота(I) (оксид диазота, закись азота, веселящий газ) — соединение с химической формулой N2O. При нормальной температуре это бесцветный негорючий газ с приятным сладковатым запахом и привкусом. Иногда называется «веселящим газом» из-за производимого им опьяняющего эффекта

Закись азота получают нагреванием сухого нитрата аммония. Разложение начинается при 170 °C и сопровождается выделением тепла.

NH4NO3 > N2O^ + 2Y2O

Более удобным способом является нагревание сульфаминовой кислоты с 73%-ной азотной кислотой:

NH2SO2OH + HNO3 (73 %) > N2O^ + SO2(OH)2 + H2O.

Относится к несолеобразующим оксидам. В нормальных условиях N2O химически инертен, при нагревании проявляет свойства окислителя:

N2O + H2 > N2^ + H2O;

N2O + C > N2^ + CO^.

При взаимодействии с сильными окислителями N2O может проявлять свойства восстановителя:

5N2О + 8KMnO4 + 7H2SO4 > 5Mn(NO3)2 + 3MnSO4 + 4K2SO4 + 7H2O.

При нагревании N2O разлагается:

2N2O > 2N2^ + O2^.

С водой не взаимождействует

Используется в основном как средство для ингаляционного наркоза, в основном в сочетании с другими препаратами (из-за недостаточно сильного обезболивающего действия). В то же время это соединение можно назвать самым безопасным средством для наркоза, так как после его применения почти не бывает осложнений. Также иногда используется для улучшения технических характеристик двигателей внутреннего сгорания.

NO — несолеобразующий оксид азота. Он представляет собой бесцветный газ, плохо растворимый в воде. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Оксид азота(II) — единственный из оксидов азота, который можно получить непосредственно из свободных элементов соединением азота с кислородом при высоких температурах (1200—1300 °C) или в электрическом разряде. В природе он образуется в атмосфере при грозовых разрядах:

N2 + O2 > 2NO — 180,9 кДж

NO можно получить по реакциям:

FeCl2 + NaNO2 + 2HCl > FeCl3 + NaCl + NO^ + H2O;

2HNO2 + 2HI > 2NO^ + I2v + 2H2O.

Промышленный способ основан на окислении аммиака при высокой температуре и давлении при участии Pt, Cr2O3 (как катализаторов):

4NH3 + 5O2 > 4NO + 6H2O.

При комнатной температуре и атмосферном давлении окисление NO кислородом воздуха происходит мгновенно:

2NO + O2 > 2NO2

Для NO характерны также реакции присоединения галогенов с образованием нитрозилгалогенидов, в этой реакции NO проявляет свойства восстановителя:

2NO + Cl2 > 2NOCl (нитрозилхлорид).

В присутствии более сильных восстановителей NO проявляет окислительные свойства:

2SO2 + 2NO > 2SO3 + N2^.

В воде NO мало растворим и с ней не реагирует, являясь несолеобразующим оксидом.

N2O3 — бесцветный газ (при н. у.), в твёрдом виде — синеватого цвета. Устойчив только при температурах ниже ?101 °C. Без примесей NO2 и NO существует только в твёрдом виде.

50%-ю азот кисл и твёрдый оксид мышьяка(III):

2HNO3 (50 %) + As2O3 > NO2^ + NO^ + HAsO3.

N2O3 образуется при охлаждении получающейся смеси газов

Кислотный оксид. N2O3 подвержен термической диссоциации:

N2O3 - NO2 + NO.

При 25 °C содержание N2O3 в смеси газов составляет около 10,5 %. Жидкий оксид азота(III) синего цвета, он также частично диссоциирован.

Являясь азотистым ангидридом, при взаимодействии с водой N2O3 даёт азотистую кислоту:

N2O3 + H2O - 2HNO2.

При взаимодействии с растворами щелочей образуются соответствующие нитриты:

N2O3 + 2KOH > 2KNO2 + H2O.

Применяется в лаборатории для получения азотистой кислоты и её солей.

NO2 — газ, красно-бурого цвета, с характерным острым запахом.

В обычном состоянии NO2 существует в равновесии со своим димером N2O4. Склонность к его образованию объясняется наличием в молекуле NO2 неспаренного электрона. При температуре ниже ?12 °C белые кристаллы состоят только из молекул N2O4, при температуре 140 °C диоксид азота состоит только из молекул NO2, он очень тёмного, почти чёрного цвета. В точке кипения NO2 представляет из себя красно-бурую жидкость, содержащую около 0,1 % NO2.

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

Cu + 4HNO3 (конц.) > Cu(NO3)2 + 2NO2^ + 2H2O.

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

2Pb(NO3)2 > 2PbO + 4NO2^ + O2^.

Он взаимодействует с неметаллами (фосфор, сера и углерод горят в нём). В этих реакциях NO2 — окислитель:

2NO2 + 2C > 2CO2^ + N2^;

10NO2 + 8P > 4P2O5 + 5N2^ (10NO2 + 2P4 > 2P4O10 + 5N2^);

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

SO2 + NO2 > SO3 + NO^.

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

2NO2 + H2O - HNO3 + HNO2.

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

3NO2 + H2O > 2HNO3 + NO^.

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

4NO2 + 2H2O + O2 - 4HNO3.

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

2NO2 + 2KOH > KNO3 + KNO2 + H2O.

Применение

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

N2O5 — бесцветные, очень летучие кристаллы. Крайне неустойчив.Получают:

1) Путём дегидратации азотной кислоты HNO3 посредством P2O5:

2HNO3 + P2O5 > 2HPO3 + N2O5;

12HNO3 + P4O10 > 4H3PO4 + 6N2O5;

2) Пропуская сухой хлор над сухим нитратом серебра:

4AgNO3 + 2Cl2 > 4AgCl + 2N2O5 + O2^;

3) Путём взаимодействием оксида азота(IV) с озоном:

2NO2 + O3 > N2O5 + O2^.

Разложение происходит со взрывом, чаще всего — без видимых причин:

2N2O5 > 4NO2^ + O2^ + Q.

Растворяется в воде с образованием азотной кислоты (обратимая реакция):

N2O5 + H2O - 2HNO3.

Растворяется в щелочах с образованием нитратов:

N2O5 + 2NaOH > 2NaNO3 + H2O.

Вредное воздействие

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