Уравнение реакции соединения n2 o2

Оксид азота II: получение и химические свойства

Оксиды азота

Оксиды азота	Цвет	Фаза	Характер оксида
N₂O Оксид азота (I), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
NO Оксид азота (II), закись азота, «веселящий газ»	бесцветный	газ	несолеобразующий
N₂O₃ Оксид азота (III), азотистый ангидрид	синий	жидкость	кислотный
NO₂ Оксид азота (IV), диоксид азота, «лисий хвост»	бурый	газ	кислотный (соответствуют две кислоты)
N₂O₅ Оксид азота (V), азотный ангидрид	бесцветный	твердый	кислотный

Оксид азота (II)

Оксид азота (II) NO – это несолеобразующий оксид. В нормальных условиях это бесцветный ядовитый газ, плохо растворимый в воде. На воздухе коричневеет из-за окисления до диоксида азота. Сжижается с трудом; в жидком и твёрдом виде имеет голубой цвет.

Способы получения

1. В лаборатории оксид азота (II) получают действием разбавленной азотной кислоты (30%) на неактивные металлы.

Например , при действии 30 %-ной азотной кислоты на медь образуется NO:

Также NO можно получить при окислении хлорида железа (II) или иодоводорода азотной кислотой:

FeCl₂ + NaNO₃ + 2HCl → FeCl₃ + NaCl + NO + H₂O

2HNO₃ + 2HI → 2NO + I₂ + 2H₂O

2. В природе оксид азота (II) образуется из азота и кислорода под действием электрического разряда, например, во время грозы:

3. В промышленности оксид азота (II) получают каталитическим окислением аммиака :

Химические свойства

1. Оксид азота (II) легко окисляется под действием окислителей .

Например , горит в атмосфере кислорода:

Оксид азота (II) легко окисляется под действием хлора или озона:

2NO + Cl₂ → 2NOCl

2. В присутствии более сильных восстановителей проявляет свойства окислителя . В атмосфере оксида азота (II) могут гореть водород, углерод и т.п.

Например , оксид азота (II) окисляет водород и сернистый газ:

3. Как несолеобразующий оксид, при обычных условиях с основаниями, основными оксидами, амфотерными оксидами, кислотными оксидами, кислотами и амфотерными гидроксидами оксид азота (II) не реагирует:

Химические свойства N2O

Как несолеобразующий оксид N₂O не реагирует со щелочами и кислотами с образованием солей, но может окисляться кислотами – окислителями при нагревании:

N₂O может окисляться также сильными окислителями в кислой среде:

Оксид азота I – N₂O по отношению ко многим веществам может быть окислителем. Все простые вещества, которые горят на воздухе, легко сгорают и в N₂O:

Иногда окисление N₂O идёт не до высших степеней окисляемого атома:

Сложные вещества также сгорают в N₂O:

Содержание

Читайте также:

Bonpoс 19 Сплавы на основе алюминия и магния. Свойства и области применения.
I. Целительные свойства цвета 1 страница
I. Целительные свойства цвета 2 страница
I. Целительные свойства цвета 3 страница
I. Целительные свойства цвета 4 страница
I. Целительные свойства цвета 5 страница
I. Целительные свойства цвета 6 страница
А10. Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: оксидов (основных, амфотерных, кислотных).
Абсолютное ггидростатическоеидростатическое давление и его свойства
Абсолютное гидростатическое давление и его свойства

Тема или раздел темы	Стр.
Основные классы неорганических соединений
Оксиды. Определение, примеры оксидов.
Бинарные соединения, не являющиеся оксидами: пероксиды, надпероксиды и озониды. Фториды кислорода
Классификация оксидов.
Кислотные оксиды.Определение, перечень элементов, дающих кислотные оксиды
Способы получения кислотных оксидов.
Получение кислотных оксидов путём прямого синтеза из простых веществ
Получение кислотных оксидов путём доокисления других оксидов до кислотных кислородом
Получение кислотных оксидов путём доокисления других оксидов озоном
Получение кислотных оксидов путём реакции димеризации
Получение кислотных оксидов путём разложения веществ: кислот и солей
Зависимость температуры разложения карбонатов от природы металлов
Зависимость продуктов разложения нитратов от природы металлов
Получение кислотных оксидов путём реакций обмена между кислотными оксидами и кислотами
Получение кислотных оксидов путём реакций обмена между кислотными оксидами и солями
Получение кислотных оксидов путём взаимодействия солей нестойких кислот с кислотами
Получение кислотных оксидов в результате специфических реакций: контрпропорционирования, диспропорционирования, межмолекулярных ОВР
Физические свойства кислотных оксидов
Агрегатное состояние кислотных оксидов
Растворимость кислотных оксидов
Цвет кислотных оксидов
Химические свойства кислотных оксидов
Реакции кислотных оксидов с водой – получение кислот
Реакции диспропорционирования при получении кислот из кислотных оксидов
Реакции кислотных оксидов со щелочами в растворах и при сплавлении
Реакции кислотных оксидов с нерастворимыми в воде основаниями и амфотерными гидроксидами
Реакции кислотных оксидов с основными оксидами
Реакции кислотных оксидов с амфотерными оксидами
Реакции кислотных оксидов с некоторыми солями в растворе и при сплавлении
Реакции кислотных оксидов с гидроксил и аммиак содержащими комплексами
Участие кислотных оксидов в окислительно-восстановительных реакциях
Обменные реакции кислотных оксидов с кислотами
Реакции некоторых кислотных оксидов с кислотами. Образование олеума и пирофосфорной кислоты
Реакции некоторых кислотных оксидов с органическими веществами: солями ацетилена и терминальных алкинов, фенолятами(реакция Кольбе-Шмитта), гетероциклическими соединениями: фураном и пирролом
Основные оксиды.Определение.
Перечень элементов, дающих основные оксиды
Способы получения основных оксидов
Получение основных оксидов прямым синтезом из простых веществ
Получение основных оксидов из пероксидов путём сплавления с соотстветвующим металлом
Получение основных оксидов из надпероксидов путём сплавления с соотстветвующим металлом
Получение основных оксидов путём разложения нерастворимых в воде оснований
Получение основных оксидов путём разложения солей
Получение основных оксидов путём восстановления других оксидов углеродом (коксом), активными металлами или водородом
Получение основных оксидов путём доокисления одних основных оксидов до других
Получение основных оксидов путём реакций контрпропорционирования
Физические свойства основных оксидов
Температуры плавления и кипения основных оксидов
Диспропорционирование некоторых основных оксидов при нагревании на металл и пероксид
Разложение некоторых основных оксидов при нагревании на металл и кислород
Цвет и запах основных оксидов
Химические свойства основных оксидов
Реакция некоторых основных оксидов с водой – получение гидроксидов
Переведение основных оксидов, не реагирующих с водой, в гидроксиды последовательным действием кислоты и щёлочи
Реакция основных оксидов с кислотами
Реакция основных оксидов с кислотными оксидами
Реакция основных оксидов с амфотерными оксидами и гидроксидами при сплавлении
Реакция некоторых основных оксидов с жидким аммиаком
Диспропорционирование некоторых основных оксидов при нагревании
Окисление некоторых основных оксидов кислородом воздуха – получение оксидов других типов
Восстановление некоторых основных оксидов под воздействием водорода, углерода (кокса) и более активных металлов
Амфотерные оксиды. Определение. Перечень элементов, дающих амфотерные оксиды
Доказательство ошибочности отнесения оксидов MgO, MnO, FeO, CoO, NiO, Ag₂O, Cu₂O и CuO к основным
Способы получения амфотерных оксидов
Получение амфотерных оксидов прямым синтезом из простых веществ
Получение амфотерных оксидов путём разложения гидроксидов
Получение амфотерных оксидов путём разложения солей
Получение амфотерных оксидов путём разложения комплексных соединений
Получение амфотерных оксидов путём доокисления основных оксидов кислородом
Получение амфотерных оксидов путём разложения кислотных оксидов
Получение одних амфотерных оксидов из других путём восстановления угарным газом
Получение некоторых амфотерных оксидов путём окисления соответствующих им металлов сложными веществами при высоких температурах
Получение некоторых амфотерных оксидов путём обжига минералов-сульфидов
Физические свойства амфотерных оксидов
Температуры плавления и кипения некоторых амфотерных оксидов. Таблица.
Реакции разложения амфотерных оксидов на металл и кислород, которые происходят до достижения ими температуры плавления
Реакции разложения амфотерных оксидов на другой оксид и кислород, которые происходят до достижения ими температуры плавления
Цвет амфотерных оксидов.Их термохромные свойства
Химические свойства амфотерных оксидов
Реакция амфотерных оксидов с кислотами
Реакция амфотерных оксидов с кислотными
Реакция амфотерных оксидов со щелочами при сплавлении
Реакция амфотерных оксидов со щелочами в их концентрированных водных растворах
Реакция амфотерных оксидов с гидратом аммиака
Практическое значение некоторыхкомплексных соединений
Реакция амфотерных оксидов с основными оксидами при сплавлении или спекании
Реакция одних амфотерных оксидов с другими при высоких температурах
Реакции восстанавления амфотерных оксидов до соответствующих металлов угарным газом, более активными металлами, водородом, углеродом и цианидами щелочных металлов
Реакции восстанавления амфотерных оксидов с соответствующими металлами до оксидов с более низкой степенью окисления металла – реакции контрпропорционирования
Реакции окисления некоторых амфотерных оксидов кислородом в водной суспензии
Реакции окисления некоторых амфотерных оксидов кислородом при высокой температуре
Реакции окисления некоторых амфотерных оксидов сложными веществами: конц. азотной кислотой, нитратами и хлоратами в щелочной среде
Участие некоторых амфотерных оксидов в сложных окислительно- восстановительных реакциях
Участие большинства амфотерных оксидов в реакциях образования комплексных соединений	15,
Амфотерные оксиды как катализаторы при проведении неорганических и органических реакций
Несолеобразующие оксиды.Определение. Перечень несолеобразующих оксидов
Оксид углерода (II) CO
Электронное и пространственное строение оксида углерода (II)
Прострпнственное строение комплексного соединения [Fe(CO)₅],
Физические свойства СО
Токсические свойства СО
Способы получения СО.Прямым синтезом из простых веществ
Получение СО при взаимодействии паров воды с раскалённым углем (получение водяного газа):
Получение СО при взаимодействии углекислого газа с раскаленным углем
Образование СО при получении некоторых карбидов из соответствующих оксидов и угля при высоких температурах
Образование СО при получении некоторых металлов из их карбонатов
Образование СО при разложении муравьиной кислоты (лабораторный способ получения СО)
Образование СО при разложении карбонильных комплексов
Химические свойства СО
Реакции СО с простыми вещестми: кислородом – горение на воздухе и окисление при комнатной температуре в присутствии катализатора – пиролюзита (MnO₂)
Реакции СО с водородом (реакция Сабатье и Сандерана) с получением метана и синтез метанола
Реакция СО с хлором – получение фосгена
Реакция СО с металлами – получение карбонилсодержащих комплексов
Реакции СО с водяным паром – получение водорода
Реакции СО с раствором щёлочи или гидрата аммиака под давлением
Реакция СО с аммиаком при высокой температуре и наличии катализаторов
Реакция СО с пентоксидом йода – полуколичественная реакция на содержание СО в газовых смесях.
Реакции СО с пероксидами и надпероксидами натрия и калия. Использование их в изолирующих противогазах и в «фильтрующих» элементах, применяемых на подводных лодках и на космических обитаемых объектах
Реакции СО, как восстановителя, с сильными окислителями в щелочной и нейтральной среде
Реакции СО с органическими веществами: бензолом, ацетиленом и водородом, ацетиленом и водой и с ацетиленом и спиртами. Получение метилакрилата и полиметилакрилата
Оксид азота(II) − NO
Электронное и пространственное строение оксида азота (II).
Физические свойства NO
Способы получения NO
Получение NO прямым синтезом из простых веществ в электрической дуге
Получение NO сжиганием аммиака в присутствии катализаторов
Получение NO сжиганием аминов в присутствии катализаторов
Получение NO взаимодействием нитритов металлов с концентрированной серной кислотой
Образование NO при разложении оксида азота (III):
Образование NO при восстановлении нитритов в кислой среде
Образование NO при восстановлении разбавленной азотной кислоты тяжёлыми металлами
Образование NO при окислении «царской водкой» благородных металлов
Образование NO при разложении хлорида нитрозила
Образование NO при гидролизе трифторида азота
Образование NO при восстановлении фторида или хлорида нитрозила красным фосфором, кремнием или металлами	23,
Химические свойства оксида азота II – NO
Разложениние NO на простые вещества при 700 О С
Диспропорционирование NO при контакте с твёрдой щёлочью
NO, как окислитель, по отношению к водороду, цинку в щелочной среде, сероводороду, оксиду серы (IV), углероду, фосфору, меди
NO, как восстановитель, по отношению к кислороду, озону, хлорноватистой кислоте, оксиду хрома (III)
Реакция замещения лигандов (СО) действием на карбонильные комплексы оксида NO
Реакции соединения NO с галогенами и оксидом азота (IV) − NO₂
Димеризация NO при отрицательных температурах
Оксид азота (I) − N₂O
Физические свойства N₂O: температуры плавления и кипения, качественная оценка растворимости
Зависимость растворимости некоторых газов от их природы и температуры. Таблица
Запах N₂O и его наркотическое действие на человека. Проведение операций под N₂O
Способы получения N₂O
Получение N₂O при взаимодействии щелочных и ряда щелочноземельных металлов с концентрированной азотной кислотой
Получение N₂O путём термического разложения нитрата аммония
Получение N₂O путём взаимодействия при нагревании смеси двух солей, в одной из которых есть ион аммония, а в другой нитрат-ион
Электронное и пространственное строение N₂O
Химические свойства N₂O
N₂O, как восстановитель, по отношению к кислотам – окислителям и сильным окислителям в кислой среде
N₂O, как окислитель, по отношению к водороду, углероду, сере, активным металлам
N₂O, как окислитель средней силы, по отношению к тяжёлым металлам и фосфору
Горение сложных веществ в N₂O
Содержание

Дата добавления: 2015-08-05 ; просмотров: 69 ; Нарушение авторских прав

Уравнение реакции соединения n2 o2

N2+O2=2NO
N2°-4e=2N⁺²восстановитель
O2⁰+4e=2O⁻²- окислитель
2N2+O2=N2O
N2°-2e=2N⁺восстановитель
O2⁰+4e=2O⁻²- окислитель
4NO+O2=2N2O3
N⁺²-1e=N⁺³восстановитель
O2⁰+4e=2O⁻²- окислитель
2N2O3+O2=4NO2
N⁺³-1e=N⁺⁴восстановитель
O2⁰+4e=2O⁻²- окислитель
4NO2+O2=2N2O5
N⁺⁴-1e=N⁺⁵-восстановитель
O2⁰+4e=2O⁻²- окислитель

N2 + O2 -> 2NO
N2(0) -4e -> 2N(+2) 1 ок-ие
в-ль
O2(0) +4e -> 2O(-2) 1 в-ие
ок-ль

2N2 + O2 -> 2N2O
N2(0) -2e -> 2N(+) 2 ок-ие
в-ль
O2(0) +4e -> 2O(-2) 1 в-ие
ок-ль

4NO + O2 -> 2N2O3
2N(+2) -2e -> 2N(+3) 2 ок-ие
в-ль
O(0) +2e -> O(-2) 2 в-ие
ок-ль

2N2O3 + O2 -> NO2
2N(+3) -2e -> 2N(+4) 2 ок-ие
в-ль
O2(0) +4e -> 2O(-2) 1 в-ие
ок-ль

4NO2 + O2 -> 2N2O5
2N(+4) -2e -> 2N(+5) 2 ок-ие
в-ль
O2(0) + 4e -> 2O(-2) 1 в-ие
ок-ль

источники:

http://lektsii.com/2-127324.html

http://funnychemistry.ru/p_731.html