Презентация на тему Кислородные соединения азота

закись азота или «веселящий газ», возбуждающе действует на нервную

бесцветный газ, термически устойчивый, плохо растворим в воде, практически

темно-синего цвета, термически неустойчивая, t кип.= 3,5 0С, т.

диоксид азота, бурый газ, хорошо растворим в воде, полностью

Проявляет все свойства кислотных оксидов

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Реакция диспропорционирования

ангидрид, белое твердое вещество ( tпл.= 410С). Проявляет кислотные

Продуктом реакции между кислотным
оксидом и водой является кислота

жидкость, имеет резкий запах, «дымит» на воздухе, неограниченно растворяется

4HNO3=4NO2+2H2O+O2

электролитической диссоциации:

кислородсодержащая
одноосновная
растворимая
летучая
сильная
Азотная кислота по:

NO2 HNO3
4NH3+ 5O2 = 4NO

2NO+O2 = 2NO2

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

1. Контактное окисление аммиака до
оксида азота (II):

2. Окисление оксида азота (II) в оксид
азота (IV):

3. Адсорбция (поглощение) оксида
азота (IV) водой при избытке кислорода

кислоты на нитраты при слабом нагревании.
Составьте уравнение реакции получения

NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3

азотной кислоты с металлами
3. Взаимодействие азотной кислоты с неметаллами

свойства кислот.
Перечислите свойства характерные для кислот.
Кислоты взаимодействуют с

Составьте уравнения реакций азотной кислоты:

1

3

2

с оксидом меди (II), оксидом алюминия;

c гидроксидом натрия, гидроксидом цинка;

c карбонатом аммония, силикатом натрия.

Рассмотрите реакции с т. зр. ТЭД.
Дайте названия полученным веществам. Определите тип реакции.

3

2NO3– + CuO = Cu2+ + 2NO3– + H2O
2H+

6HNO3 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O

6H+ + 6NO3– + Al2O3 = 2Al3+ + 6NO3– + 3H2O

6H+ + Al2O3 = 2Al3+ + 3H2O

HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O

H+ + NO3– + Na+ + OH– = Na+ + NO3– + H2O

H+ + OH– = H2O

2

2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O

2H+ + 2NO3– + Zn(OH)2 = Zn2+ +2NO3– + 2H2O

2H+ + Zn(OH)2 = Zn2+ + 2H2O

H2O
2H+ + 2NO3– + 2NH4+ + CO22– = 2NH4+

2H+ + CO22– = ↑CO2 + H2O

2HNO3 + Na2SiO3 = ↓H2SiO3 + 2NaNO3

2H+ + 2NO3– + 2Na+ + SiO32– = ↓H2SiO3 + 2Na+ + 2NO3–

2H+ + SiO32– = ↓H2SiO3

Активные кислоты вытесняют слабые летучие или
нерастворимые кислоты из растворов солей.

растворами кислот?
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют
его

Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами:

1. Ни один металл никогда не выделяет из азотной кислоты
водород. Выделяются разнообразные соединения азота:
N+4O2, N+2O, N2+1O, N20, N–3H3 (NH4NO3)

2. С азотной кислотой реагируют металлы, стоящие до и после водорода в ряду активности.

3. Азотная кислота не взаимодействует с Au, Pt

4. Концентрированная азотная кислота пассивирует металлы:
Al, Fe, Be, Cr, Ni, Pb и другие (за счет образования плотной
оксидной пленки). При нагревании и при разбавлении азотной кислоты данные металлы в ней растворяются.

опыт

опыт

опыт

N–3H4+

N20

N2+1O

N+2O

N+4O2

концентрация кислоты

активность металлов

ртутью. Рассмотрите реакцию с т. зр. ОВР.

4HN+5O3 + Hg0 = Hg+2(NO3)2 + 2N+4O2 + 2H2O

N+5 + 1e → N+4 1 2
Hg0 – 2e → Hg+2 2 1

HNO3 (за счет N+5) – окислитель, процесс восстановления;
Hg0– восстановитель, процесс окисления.

HNO3(конц.) + Cu → Cu(NO3)2 + … + H2O
2)

1) HN+5O3(конц.) + Cu0 = Cu+2(NO3)2 + N+4O2 + H2O

2

2

N+5 + 1e → N+4 1 2
Cu0 – 2e → Cu+2 2 1

2) HN+5O3(конц.) + Cu0 = Cu+2(NO3)2 + N+2O + H2O

3

3

4

2

8

N+5 + 3e → N+2 3 2
Cu0 – 2e → Cu+2 2 3

восстановление

окисление

восстановитель

окислитель

4

восстановление

окисление

окислитель

восстановитель

Окисляет неметаллы до соответствующих

HNO3 + С → СO2 + H2O + NO2

N+5 + 1e → N+4 1 4
С0 – 4e → С+4 4 1

4

4

2

HNO3 + P → H3PO4 + NO2 + H2O

N+5 + 1e → N+4 1 5
P0 – 5e → P+5 5 1

5

2

5

HNO3 + P + H2O → H3PO4 + NO

N+5 + 3e → N+2 3 5
P0 – 5e → P+5 5 3

3

5

3

5

Азотная кислота как сильный окислитель

Расставьте в схемах коэффициенты методом электронного баланса.

HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления
C – восстановитель, процесс окисления

HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления
P – восстановитель, процесс окисления

HNO3 (за счет N+5) – окислитель, пр. восстановления
P – восстановитель, процесс окисления

опыт

опыт

веществ
Производство красителей
Производство лекарств
Производство пленок,
нитролаков, нитроэмалей
Производство
искусственных волокон
7
Как компонент нитрующей
смеси,

нитраты
Нитраты

Составьте формулы перечисленных солей.

KNO3

NaNO3

NH4NO3

Нитраты – белые кристаллические
вещества. Сильные электролиты, в
растворах полностью диссоциируют
на ионы. Вступают в реакции обмена.

Каким способом можно определить нитрат-ион в растворе?

К соли (содержащей нитрат-ион) добавляют серную кислоту и медь. Смесь слегка подогревают. Выделение бурого газа (NO2) указывает на наличие нитрат-иона.

по сравнению с
натриевой, поэтому широко применя-ется в пиротехнике как

Применяется как удобрение; в
стекольной, металлообрабатываю-щей промышленности; для получения взрывчатых веществ, ракетного топлива и пиротехнических смесей.

Нитрат натрия

при нагреве выше этой температуры начинается постепенное разложение вещества,

Нитрат аммония

в электрохимическом ряду напряжений стоит металл, образующий соль.
Li K

нитрит + О2

оксид металла + NO2 + O2

Ме + NO2 + O2

Составьте уравнения реакций разложения нитрата натрия, нитрата свинца, нитрата серебра.

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

2Pb(NO3)2= 2PbO + 4NO2 + O2

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2