18. Окисли азота.

Солеобразующие

оксиды: Несолеобразующие оксиды:

N₂O- оксид азота (I)N₂O₃- оксид азота (III)

NO- оксид азота (II)NO₂– оксид азота (IV)

N₂O₄– димер оксида азота (IV)

N₂O₅ - оксид азота (V)

Все оксида азота, кроме N₂O, ядовитые вещества!

N₂O –«веселящий газ», нарк действием. бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом, хорошо растворим в воде, но не взаимодействует с ней.Получение:NH4NO3=N2O+2H2O\H2N2O2=N2O+H2O(ангидрид азотноватистой к-ты)/При н.у.мало активен. Но при нагревании его реакционная способность сильно возрастает. Он окисляет водород, металлы ,фосфор, серу, уголь, органические и другие вещества, например:

Cu+N₂O→N₂+CuO.При Т:2N₂O→ 2N₂+O₂.При Т> 700 °Cдиспропорционирование:2N₂O→ 2NO+N₂ \3N2O+2NH3=4N2+3H2O.NO – бесцветный газ, не имеет запаха. В воде малорастворим, Оксид азота (II) образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах (например, во время грозы в воздухе) или при Т:N₂+O₂→ 2NO.Влабораториимедные стружки:3Cu+ 8HNO_3(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO+ 4H₂O.впромышленности:4NH₃+ 5O₂→ 4NO+ 6H₂O.На воздухе:2NO+O₂ → 2NO₂ \2NO+ Г₂→ 2NOГ.с восстановителямиNOвосстанавливается доN₂O,N₂,NH₂OH,NH₃в зависимости от восстановительной способности партнера растворNOнейтрален. Никаких соединений с водой не образует:CO+NO=CO2+N2.N₂O₃ –существует в тв (ниже -100 °C). В жидком и парообразном:N₂O₃⇄NO+NO₂.ПолучаютN₂O₃охлаждением эквимолярных количествNOиNO₂ и:

2HNO₃+As₂O₃→ 2HAsO₃+NO₂.Является кислотным оксидом. с водой:N₂O₃+H₂O→ 2HNO₂.NO₂ – ядовитый газ бурого цвета, имеет характерный запах. Хорошо растворяется в воде.Получение:лаб:Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O/пром:2NO+O2=2NO2/Оксид азота (IV) смешанным оксидом, которому соответствует две кислоты:HNO₂иHNO₃. Поэтому:

2NO₂+H₂O→HNO₂+HNO₃\4NO₂+O₂+ 2H₂O⇄4HNO₃\2NO₂+ 2NaOH→NaNO₂+NaNO₃+H₂O\4NO₂+ 4NaOH+O₂→ 4NaNO₃+ 2H₂O/хорошим окислителем, в нем горят фосфор, сера, уголь и некоторые органические вещества. Выше 150 °Cдиоксид азота начинает разлагаться:

2NO₂→ 2NO+O₂/Ниже 22 °Cмолекулы оксида азота (IV)NO₂ легко соединяются попарно и образуют бесцветную жидкость составаN₂O₄, которая при охлаждении до -10,2 °Cпревращается в бесцветные кристаллы.N₂O₅ – бесцветные кристаллы, хорошо растворяющиеся в воде с образованием азотной кислоты:N₂O₅+H₂O→ 2HNO₃

Является энергичным окислителем, многие реакции с его участием протекают весьма бурно. Получают:2HNO₃+P₂O₅→ 2HPO₃+N₂O₅ \ 6NO₂+O₃→ 3N₂O₅Применение:1-для ингаляционного наркоза в сочетании с др препаратами ,иногда для двигателей внутреннего сгорания,2,3,4- В производстве серной и азотной кислот, в качестве окислителя в жидком ракетном топливе и смесевых взрывчатых веществах,изготовление тринитрамидное топливо.

19. Окислительно-восстановительные реакции.

Ионные реакции в растворах можно подразделить на два типа:ионно-обменные взаимодействия и ОВР- реакции, в ходе которых заряды ионов изменяются, что обусловлено передачей электронов от одного иона другому/с изменением степени окисления.Ст.окис-усл.заряд атомов вмолекуле/кристалле,вычисленный из предположения,что вал.е перещли от менее ЭО атома к более ЭО.Реальный заряд сущ-но отличен усл.При ОВР происходит 2 одновременные полуреакции:процесс отдачи – окисление\вос-ль.Процесс присоединение-восстановление/ок-ль.Число е,кот.отдал вос-ль=числу е,кот. получил ок-ль.Коэффициенты в уравнении ОВР определяют двумя методами: электронного баланса и полуреакций(коэф-ты в уравнении ОВР опр-ют с уч конкретной формы ионов, участвующих во взаимодействии. Преимущество метода состоит в том, что нет необходимости пользоваться формальным представлением о ст окис.Метод исходит из того, что составляются (записываются) полуреакции, отражающие процессы восстановления и окисления тех реальных ионов, которые существуют в растворах или расплавах. В эти уравнения вводятся молекулы малодиссоциирующих, труднорастворимых, летучих веществ, в них же отражается реакция среды (Н⁺, ОН^-, Н₂О). Баланс заряда в левой и правой частях полуреакции создается посредством присоединения и отдачи электронов. Складываем левые и правые части полуреакций с учетом найденных коэффициентов. Переносим найденные коэффициенты из сокращенного уравнения в уравнение в молекулярной форме.Факторы влияния:Т,К,реакция среды(в зависимости от неё пермарганат вост-ся в разные соед).ОВР хар-ся ЭДС: ΔЕ = ΔЕок – ΔЕвосст, где Еок и ΔЕвосст – стандартные потенциалы окислителя и восстановителя для данной реакции.Э.д.с. связана с ΔG и константой равновесия реакции К:ΔG = – nFΔЕ0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение ΔЕ0. Если ΔЕ0 > 0, реакция идет. Если ΔЕ0 < 0, реакция не идет.Типы ОВ процессов.1. Когда окислитель и восстановитель – вещества разной химической природы.2. Реакции самоокисления- самовосстановления (диспропорционирования) – это тот случай, когда окислителем и восстановителем являются молекулы одного и того же вещества.3. Реакции внутримолекулярного окисл-ия/вос-ия.