Химические свойства водорода ℹ общая характеристика, окислительно-восстановительные реакции с элементами, взаимодействие с соединениями, получение и применение

Химические свойства водорода: особенности и применение

Рассмотрим, что собой представляет водород. Химические свойства и получение этого неметалла изучают в курсе неорганической химии в школе. Именно этот элемент возглавляет периодическую систему Менделеева, а потому заслуживает детального описания.

Краткие сведения об открытии элемента

Прежде чем рассматривать физические и химические свойства водорода, выясним, как был найден этот важный элемент.

Химики, которые работали в шестнадцатом и семнадцатом веках, неоднократно упоминали в своих трудах о горючем газе, который выделяется при воздействии на кислоты активными металлами. Во второй половине восемнадцатого века Г. Кавендишу удалось собрать и проанализировать этот газ, дав ему название «горючий газ».

Физические и химические свойства водорода на тот момент времени не были изучены. Только в конце восемнадцатого века А. Лавуазье удалось путем анализа установить, что получить этот газ можно путем анализа воды. Чуть позже он стал называть новый элемент hydrogene, что в переводе означает «рождающий воду». Своим современным русским названием водород обязан М. Ф. Соловьеву.

Нахождение в природе

Химические свойства водорода можно анализировать только на основании его распространенности в природе. Данный элемент присутствует в гидро- и литосфере, а также входит в состав полезных ископаемых: природного и попутного газа, торфа, нефти, угля, горючих сланцев. Сложно себе представить взрослого человека, который бы не знал о том, что водород является составной частью воды.

Кроме того, данный неметалл находится в организмах животных в виде нуклеиновых кислот, белков, углеводов, жиров. На нашей планете данный элемент встречается в свободном виде достаточно редко, пожалуй, только в природном и вулканическом газе.

В виде плазмы водород составляет примерно половину массы звезд и Солнца, кроме того, входит в состав межзвездного газа. Например, в свободном виде, а также в форме метана, аммиака этот неметалл присутствует в составе комет и даже некоторых планет.

Физические свойства

Прежде чем рассматривать химические свойства водорода, отметим, что при нормальных условиях он является газообразным веществом легче воздуха, имеющим несколько изотопных форм. Он почти нерастворим в воде, имеет высокую теплопроводность. Протий, имеющий массовое число 1, считается самой легкой его формой. Тритий, который обладает радиоактивными свойствами, образуется в природе из атмосферного азота при воздействии на него нейронов УФ-лучей.

Особенности строения молекулы

Чтобы рассмотреть химические свойства водорода, реакции, характерные для него, остановимся и на особенностях его строения. В этой двухатомной молекуле ковалентная неполярная химическая связь. Образование атомарного водорода возможно при взаимодействии активных металлов на растворы кислот. Но в таком виде этот неметалл способен существовать только незначительный временной промежуток, практически сразу же он рекомбинируется в молекулярный вид.

Химические свойства

Рассмотрим химические свойства водорода. В большей части соединений, которые образует данный химический элемент, он проявляет степень окисления +1, что делает его похожим с активными (щелочными) металлами. Основные химические свойства водорода, характеризующие его в качестве металла:

  • взаимодействие с кислородом с образованием воды;
  • реакция с галогенами, сопровождающаяся образованием галогеноводорода;
  • получение сероводорода при соединении с серой.

Ниже представлено уравнение реакций, характеризующих химические свойства водорода. Обращаем внимание на то, что в качестве неметалла (со степенью окисления -1) он выступает только в реакции с активными металлами, образуя с ними соответствующие гидриды.

Читайте также:
Карбоновые кислоты - определение в химии, формула, свойства

Водород при обычной температуре неактивно вступает во взаимодействие с другими веществами, поэтому большая часть реакций осуществляется только после предварительного нагревания.

Остановимся подробнее на некоторых химических взаимодействиях элемента, который возглавляет периодическую систему химических элементов Менделеева.

Реакция образования воды сопровождается выделением 285,937 кДж энергии. При повышенной температуре (больше 550 градусов по Цельсия) данный процесс сопровождается сильным взрывом.

Среди тех химических свойств газообразного водорода, которые нашли существенное применение в промышленности, интерес представляет его взаимодействие с оксидами металлов. Именно путем каталитического гидрирования в современной промышленности осуществляют переработку оксидов металлов, например выделяют из железной окалины (смешанного оксида железа) чистый металл. Данный способ позволяет вести эффективную переработку металлолома.

Синтез аммиака, который предполагает взаимодействие водорода с азотом воздуха, также востребован в современной химической промышленности. Среди условий протекания этого химического взаимодействия отметим давление и температуру.

Заключение

Именно водород является малоактивным химическим веществом при обычных условиях. При повышении температуры его активность существенно возрастает. Данное вещество востребовано в органическом синтезе. Например, путем гидрирования можно восстановить кетоны до вторичных спиртов, а альдегиды превратить в первичные спирты. Кроме того, путем гидрирования можно превратить ненасыщенные углеводороды класса этилена и ацетилена в предельные соединения ряда метана. Водород по праву считают простым веществом, востребованным в современном химическом производстве.

Химические свойства водорода

Химические свойства молекулярного водорода

Исключительная прочность молекул водорода (например, прочнее молекул фтора в 2,7 раза) обуславливает высокие энергии активации химических реакции с участием молекулярного водорода. При обычных условиях в газообразном водороде активных молекул немного и молекулярный водород малоактивен. Он способен непосредственно соединяться лишь с наиболее активными из неметаллов – с фтором и на свету с хлором. С фтором водород взрывается уже при температуре жидкого воздуха. Для инициирования реакций молекулярного водорода с другими веществами требуется нагрев или другие способы активации. При нагревании же молекулярный водород вступает в химическое взаимодействие со многими металлами, неметаллами и сложными веществами.

Реагент Условия реакции Продукт
S 600 °C H2S
F2, Cl2 свет HHal
Br2, J2 нагрев HHal
N2 Катализатор, 450-550 °C NH3
O2 700 °C H2O
C акт. уголь, 500-1000 °C CH4
Металлы нагрев Солеподобные (s-элементы, элементы IA группы, Ca, Sr, Ba);
Металлоподобные (d- и f-элементы);
Полимерные (Be, Mg, p-элементы IIIA группы) вещества.

Смеси водорода с хлором взрываются не только при нагревании, но и при освещении.

Водород горит несветящимся пламенем, образуя воду. При поджигании смеси двух объемов водорода с одним объемом кислорода соединение газов происходит почти мгновенно во всем объеме смеси и сопровождается сильным взрывом. Поэтому такую смесь называют гремучим газом. Смеси водорода с воздухом или кислородом взрываются при поджигании в интервале составов от 5 до 95% по объему. При горении водорода выделяется большое количество теплоты. Температура водородного пламени может достигать 2800 °C. Водородно-кислородным пламенем пользуются для сварки и резки металлов, для плавления тугоплавких металлов.

Читайте также:
Электролитическая диссоциация - уравнение и формула, степень

При низких температурах водород с кислородом практически не взаимодействуют. Если смешать оба газа и оставить смесь, то и через несколько лет в ней нельзя обнаружить даже признаков воды. Если же смесь водорода с кислородом поместить в запаянный сосуд и держать в нем при 300 °C, то уже через несколько дней образуется немного воды. При 500 °C, водород полностью соединиться с кислородом за несколько часов, а при 700 °C происходит взрыв смеси.

Благодаря высокой энергии (прочности) связей H-O и H-Cl при высокой температуре водород может отнимать кислород и хлор от многих соединений, в т.ч. от большинства оксидов и галогенидов металлов:

На этом основано применение водорода в качестве восстановителя для получения ряда простых веществ из оксидов и галогенидов.

Водород при нагревании восстанавливает металлы из их оксидов, галогенидов, нитратов, неметаллы – из их высших степеней окисления в низшие. По восстановительной активности водород уступает таким широко распространенным в технике восстановителям, как уголь, алюминий, кальций и др., щелочные металлы, гидриды, щелочно-земельные металлы.

На скорость реакций с участием молекулярного водорода сильно влияет присутствие катализаторов. Чаще всего это металлы, хорошо растворяющие водород: платина, палладий или никель. Например, струя водорода, направленная на воздухе на порошок платины, загорается без поджигания. В начале XIX века это предлагалось как способ добывания огня вместо тогда еще не изобретенных спичек (“огниво Деберейнера”). Значение электроотрицательности водорода промежуточное между относительной электроотрицательностью металлов и неметаллов и равно 2,1. Поэтому для химии водорода характерны реакции с понижением степени окисления, в которых он функционирует как окислитель, и процессы с повышением окислительного числа, где он играет роль восстановителя. И окислительные и восстановительные функции может выполнять и атомарный и молекулярный водород. Однако способность быть окислителем у водорода выражена менее ярко, чем его восстановительные свойства. Это обусловлено сравнительно небольшим значением сродства к электрону для атома водорода. В качестве окислителя водород выступает в реакциях с очень небольшим числом самых сильных восстановителей: щелочные металлы, кальций, стронций, барий и еще несколько веществ. Поэтому с практической точки зрения водород при обычных условиях является восстановителем. См. также ион H + или ониевые ионы.

Химические свойства атомарного водорода

Уже при комнатной температуре атомарный водород восстанавливает многие оксиды металлов, непосредственно соединяется с серой, азотом, фосфором, мышьяком, кислородом и др.

С кислородом образуется пероксид водорода:

Реакционная способность водорода сильно возрастает и в момент его выделения из соединений:

Оксид азота

Оксид азота – химическое соединение группы окисей азота, в котором азот присутствует во II степени окисления. Он имеет один непарный радикальный электрон, следовательно, является нестабильным, имеет высокую реакционную способность и обладает свойствами свободного радикала.

Оксид азота или окись азота, а также известный как монооксид азота представляет собой молекулу с химической формулой NO. Это свободные радикалы, которые является важным промежуточным продуктом химических реакций.

В организмах млекопитающих и человека оксид азота является важной составляющей клеточных сигнальных молекул, участвующих во многих физиологических и патологических процессах. Это мощный вазодилататор с коротким, в несколько секунд, периодом полураспада в крови.

Читайте также:
Агрегатное состояние вещества ☑ условия изменения, чем определяется, виды, свойства и характеристика веществ в разных формах, примеры перехода из одного состояния в другое

В конце 80-х годов было доказано, что особые ферментные системы организмов способны синтезировать газ оксида азота. Это происходит в результате окисления гуанидиновой группы аминокислоты L-аргинина с одновременным синтезом цитруллина.

Получение оксида азота

В лабораторных условиях получение оксида азота возможно путем проведения реакции разбавленной азотной кислоты с медью или восстановлением азотистой кислоты в виде нитрита натрия или нитрита калия.

Основным природным источником оксида азота являются электрические разряды молний в грозу. Оксид азота является побочным продуктом, возникающим при сгорании веществ в автомобильных двигателях и топлива на электростанциях.

Также получение оксида азота возможно из свободных элементов, для этого необходимо при температуре 1200-1300°C провести соединение азота с кислородом.

Применение оксида азота

Оксид азота используется в медицине для расширения кровеносных сосудов при ишемической болезни сердца путем уменьшения нагрузки на сердце.

Оксид азота используется при неотложной помощи для содействия капиллярному расширению легких для лечения первичной легочной гипертензии у новорожденных, связанной с врожденными дефектами. Терапия оксидом азота значительно повышает качество жизни и, в некоторых случаях, спасает жизнь детей с риском развития заболевания сосудов легких.

Оксид азота также вводится в виде спасительной терапии у больных с острой правожелудочковой недостаточностью, которая является вторичной по отношению к легочной эмболии.

В пищевой промышленности оксид азота известен под названием пищевая добавка Е942 и используется в качестве пропеллента и упаковочного газа.

Свойства оксида азота

Оксид азота – это бесцветный газ с температурой плавления -163,6°С и температурой кипения -151,7°С. Молекулярная формула оксида азота – NO, молярная масса – 30.01 грамм/моль, плотность – 1,3402 г дм, растворимость в воде – 74 см3/дм3, показатель преломления – 1.0002697.

Польза оксида азота

Оксид азота широко применяется в традиционной медицине при различных заболеваниях и оказывает положительное влияние на:

  • Систему кровообращения – регуляторные свойства оксида азота оказывают влияние на циркуляцию крови по всему телу, увеличивают диаметр кровеносных сосудов и предотвращают образование тромбов. Он помогает эндотелиальным клеткам контролировать кровеносные сосуды. Оксид азота также повышает уровень кислорода внутри тела, понижает уровень артериального давления и помогает в оптимальном режиме функционировать сердцу;
  • Иммунную систему – иммунные клетки в организме человека синтезируют оксид азота, чтобы уничтожать бактерии и вирусы, способные вызывать инфекции. Известно также свойство оксида азота предотвращать появление доброкачественных и злокачественных опухолей в клетках организма;
  • Уровень выносливости – оксид азота повышает уровень выносливости мышечных клеток, что позволяет выдерживать более тяжелые нагрузки и с легкостью вести более активную деятельность;
  • Повышение реакции нервных клеток – оксид азота действует как внутриклеточный посредник между различными клетками в организме, в том числе, нервными клетками. При достаточном содержании оксида азота в организме связь между нервными клетками становится быстрее, что приводит к быстроте реакции на внешние раздражители, увеличению фокуса и бдительности;
  • Повышение сексуальной энергии – применение оксида азота стимулирует, бодрит и усиливает сексуальные механизмы реагирования в организме. Сенсорные и психические стимуляции, вызываемые нервными клетками под действием оксида азота, приводят к расслаблению мышц и притоку крови к пенису, благодаря чему происходит эрекция. Таким же образом процесс протекает и в женском организме, под действием оксида азота приток крови увеличивается в тканях влагалища;
  • Облегчение боли – оксид азота обеспечивает долгосрочное облегчение от боли, связанной с артритом и воспалением суставов. Он способен активировать противовоспалительные механизмы в клетках организма, и способствует уменьшению воспаления;
  • Увеличение мышечной массы – добавки содержащие оксид азота расширяют кровеносные каналы, улучшают кровообращение и увеличивают мышечную массу. При увеличении потока крови увеличивается количество питательных веществ в мышцах, что приводит к увеличению их размера;
  • Внутриклеточные связи – оксид азота улучшает процесс связи между различными клетками в организме, в том числе, между нервными клетками и клетками мозга. Применение добавок содержащих оксид азота приводит к улучшению памяти, повышению уровня концентрации и способности к обучению.
Читайте также:
Азотная кислота - формула, свойства, способы получения

Вред оксида азота

Применение оксида азота у большинства людей не вызывает побочных эффектов, однако, в случаях передозировки он приводит к диарее, слабости, тошноте, головной боли, учащению пульса и сердцебиения, задержкам воды, усталости, раздражениям на коже и сухости во рту.

Также побочными эффектами применения оксида азота являются проблемы с дыханием, сильная аллергия или сыпь, крапивница, зуд, одышка, опасные для жизни осложнения астмы, внезапный озноб, потливость, тремор, рвота и обмороки. В некоторых случаях применение оксида азота приводит к вспышкам герпеса, расширению сосудов и кровотечениям.

Оксиды азота

Азот образует несколько оксидов:

  • солеобразующие оксиды:
    • N2O3 – оксид азота (III)
    • NO2 – оксид азота (IV)
    • N2O4 – димер оксида азота (IV)
    • N2O5 – оксид азота (V)
  • несолеобразующие оксиды:
    • N2O – оксид азота (I)
    • NO – оксид азота (II)

Все оксиды азота, за исключением N2O, являются ядовитыми веществами.

Оксид азота N2O (I)

Строение молекулы линейное:

N2O (I) – бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом.

  • растворяется в воде, но не реагирует с ней;
  • разлагается при слабом нагревании:
    2N2O → 2N2+O2
  • реагирует с водородом со взрывом:
    N2O+H2 → N2+H2O
  • получают разложением нитрата аммония:
    NH4NO3 → N2O+2H2O
  • применяют в смеси с кислородом в качестве “веселящего газа”, как средство общего наркоза в медицине, а также для получения азидов:
    N2O+NaNH2 → NaN3+H2O

Оксид азота NO(II)

Молекула имеет вид:

Оксид азота NO(II) димеризуется (образуется новое вещество путём соединения двух структурных элементов) только при низких температурах.

  • Бесцветный газ, без запаха.
  • Малорастворим в воде.
  • Легко окисляется на воздухе с образованием диоксида азота:
    2NO+O2=2NO2.
  • Взаимодействует с другими окислителями (CrO3,Cl2, KMnO4).
  • Реагирует с активными металлами, водородом:
    K+NO=KNO
    2NO+2H2=N2+2H2O

NO(II) содержится в выхлопных газах автомобилей с двигателями внутреннего сгорания – проходя через каталитический конвертор, состоящий из нагретых до высокой температуры керамических ячеек, оксиды азота восстанавливаются, а СО окисляется:
2NO+2CO → N2+2CO2

В природе NO(II) образуется во время грозы в результате взаимодействия азота с кислородом при высокой температуре:
N2+O2=2NO.

Читайте также:
Кислород ℹ формула, строение элемента, химические и физические свойства, способы получения и применения, с какими соединениями реагирует

В промышленных целях NO(II) получают каталитическим окислением аммиака (в роли катализатора используется платина):
4N -3 H3+5O2 0 → 4N +2 O -2 +6H2O

В лабораторных условиях NO(II)получают действием разбавленной азотной кислотой на медь:
3Cu 0 +8HN +5 O3 = 3Cu +2 (NO3)2+2N -2 O↑+4H2O

Монооксид азота используют для получения азотной кислоты.

Оксид азота N2O3(III)

Связь N + -O – образована по донорно-акцепторному механизму.

Оксид азота N2O3(III) при н.у. является темно-синей жидкостью. При низких температурах (ниже -100°C) кристаллизуется.

Оксид азота N2O3(III) является кислотным оксидом, в значительной степени диссоциирует и реагирует со щелочами:
N2O3 ↔ NO2+NO
N2O3+2NaOH = 2NaNO2+H2O

Оксид азота N2O3(III) взаимодействует с водой с образованием азотистой кислоты:
N2O3+H2O = 2HNO2

Азотистая кислота является слабой кислотой, и существует только в водном растворе.

Соли азотистой кислоты – нитриты NaNO2, KNO2 являются устойчивыми соединениями, проявляя, как кислотные, так и восстановительные свойства, поскольку атом азота в них имеет “среднее” значение степени окисления (+3).

Оксид азота NO2(IV)

Связи N-O располагаются под углом друг к другу, при этом они носят промежуточный “полуторный” характер, при этом имеется еще и один неспаренный электрон, как и у NO (см. выше).

При н.у. оксид азота NO2(IV) является ядовитым газом (хорошо растворимым в воде) бурого цвета, с характерным запахом.

Оксид азота NO2(IV) – смешанный оксид, ему соответствуют две кислоты: азотистая и азотная, поэтому, реакция взаимодействия с водой имеет следующий вид:
2N +4 O2+H2O = HN +3 O2+HN +5 O3

При нагревании до 50°C неустойчивая азотистая кислота не образуется:
3NO2+H2O = 2HNO3+NO

На воздухе NO2 взаимодействует с водой с образованием только азотной кислоты:
4N +4 O2+O2 0 +2H2O ↔ 4HN +5 O3 -2

Оксид азота NO2(IV) взаимодействует с растворами щелочей с образованием воды и двух солей – нитрата и нитрита:
2N +4 O2+2NaOH = NaN +3 O2+NaN +5 O3+H2O

В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:
4N +4 O2+4NaOH+O2 0 = 4NaN +5 O3 -2 +2H2O

При температуре ниже 22°C молекулы оксида азота NO2(IV) легко соединяются попарно (димеризуются), в результате чего образуется бесцветная жидкость, превращающаяся в кристаллы при дальнейшем охлаждении до температуры ниже -10,2°C.

В промышленных условиях оксид азота NO2(IV) получают путем окисления NO кислородом:
2NO+O2=2NO2

В лабораторных условиях оксид азота NO2(IV) получают окислением меди азотной кислотой (концентрированной), либо разложением нитрата свинца (меди):
Cu+4HNO3(конц) = Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
2Pb(NO3)2 = 2PbO+4NO2↑+O2

Оксид азота NO2(IV) применяют в производстве азотной кислоты.

Оксид азота N2O5(V)

Связи N + -O – образуются по донорно-акцепторному механизму: атом азота отдает электрон, играя роль донора и приобретая положительный заряд, атом кислорода присоединяет электрон, выступая в роли акцептора и приобретая отрицательный заряд. Атомы азота проявляют степень окисления +5 (валентность 4).

Оксид азота N2O5(V) (азотный ангидрид, пентаоксид диазота) является кристаллическим веществом белого цвета, легко разлагающееся при нормальных условиях:
2N2O5 = 4NO2+O2

Оксид азота N2O5(V) является кислотным оксидом, который при растворении в воде образует азотную кислоту:
N2O5+H2O = 2HNO3

Читайте также:
Оксид азота - формула, свойства, получение и применение, влияние

Оксиды азота N2O3 и N2O5 практического применения не имеют.

Другие соединения азота:

Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию :) Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:

Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе

Оксид азота: формула, свойства, применение

Оксидами называют бинарные соединения химических элементов с кислородным атомом, у которого окислительная степень равна 2-. Азот, обладающий меньшим электроотрицательным значением, образует различные комбинации с кислородом. Эти соединения относятся к разным классам веществ. Оксид азота кислород содержит в количестве, которое устанавливает валентность элемента N. Она колеблется от 1 до 5.

Какие бывают оксиды

Существует около десятка азотистых соединений, содержащих O-элемент. Из них пять наиболее часто встречаемых: оксид одновалентного, оксид двухвалентного, оксид трехвалентного, оксид четырехвалентного и оксид пятивалентного азота.

Остальные соединения считаются менее распространенными. К ним относят оксид азота четырехвалентного в форме димера, нестабильные молекулы нитрилазида, нитрозилазида, тринитрамида и нитратный радикал.

Формулы оксидов азота

Ниже приведены обозначения наиболее значимых соединений элемента N.

Это прежде всего оксид азота, формула которого состоит из двух химических знаков – N и O. За ними ставятся индексы, в зависимости от степени окисления атомов.

  • Азота одновалентного оксид имеет формулу N2O. В нем атом N заряжен +1.
  • Азота двухвалентного оксид имеет формулу NO. В нем атом N заряжен +2.
  • Азота трехвалентного оксид имеет формулу N2O3. В нем атом N заряжен +3.
  • Четырехвалентный оксид азота, формула которого NO2, имеет заряд атома N +4.
  • Пятивалентное кислородное соединение обозначается как N2O5. В нем атом N заряжен +5.

Описание одновалентного оксида азота

Он еще именуется диазотом, закисью и газом веселящим. Последнее название произошло от действия, связанного с опьянением.

Оксид азота с валентностью I в условиях нормальной температуры существует в форме негорючего газа, без цвета, который проявляет приятный сладковатый привкус и запах. Воздух легче данного соединения. Оксид растворяется в водной среде, этаноле, эфирах и кислоте серной.

Вода, щелочные и кислотные растворы не способны с ним вступать в реакцию, он не образует соли. Не подвергается воспламенению, зато способен поддержать процесс горения.

Аммиак оксид азота переводит в азид (N3NH4).

При соединении с молекулами эфиров, хлорэтана и циклопропана образуется взрывоопасная смесь.

Обычные условия способствуют его инертности. Под действием нагревания вещество восстанавливается.

Описание оксида двухвалентного азота

Его еще называют моноокисью, окисью или нитрозил-радикалом. В условиях нормальной температуры является бесцветным негорючим газом, слаборастворимым в водной среде. Воздухом окисляется, получается NO2. Жидкая и твёрдая его форма становятся голубого цвета.

Оксид азота может быть восстановителем в реакциях взаимодействия с галогенами. Продуктом их присоединения является нитрозилгалогенид, который имеет формулу NOBr.

Диоксид серы и другие сильные восстановители окисляют NO с получением молекул N2.

Описание оксида трехвалентного азота

Они именуется ангидридом азотистым. В нормальном состоянии может быть жидкостью, с синей окраской, а стандартные параметры среды переводят оксид в форму газа, не имеющего цвета. Обладает устойчивостью только при низких температурах.

Молекулы N2O3 диссоциируют во время нагревания с выделением одно- и двухвалентного оксида.

Читайте также:
Полимеры ℹ классификация, виды и свойства, структура и строение, способы получения и применения, реакции, примеры высокомолекулярных соединений

В качестве ангидрида присоединяет воду с получением кислоты азотистой, а со щелочами формирует соли в виде нитритов.

Описание оксида четырехвалентного азота

По-другому его называют диоксидом. Существует в форме буро-красного газа, у которого имеется острый запах, а также может быть желтоватой жидкостью.

Относится к кислотным оксидам, у которых развита хорошо химическая активность.

Его молекулы окисляют неметаллы с образованием кислородсодержащих соединений и свободного азота.

Диоксид взаимодействует с оксидом четырехвалентной и шестивалентной серы. Получается кислота серная. Метод ее синтеза называют нитрозным.

В водной среде можно растворить оксид азота. Азотная кислота является результатом данной реакции. Такой процесс называют диспропорционированием. Промежуточным компонентом считается кислота азотистая, которая быстро распадается.

Если растворить азота четырехвалентного оксид в щелочи, то происходит образование растворов нитратов и нитритов. Можно использовать его жидкую форму для взаимодействия с металлом, тогда получится безводная соль.

Описание оксида пятивалентного азота

Его также называют диазотным пентаоксидом, нитратом нитрония, нитриловым нитратом или азотным ангидридом.

Существует в форме бесцветных кристаллов, которые обладают летучестью и неустойчивостью. Их стабильность наблюдается при низкой температуре. Такую структуру образуют нитрат- и нитрит-ионы.

В газообразном виде вещество имеет форму ангидрида NO2−O−NO2.

Оксид азота пятивалентный обладает свойствами кислотными. Он легко разлагается с выделением кислорода.

Вещество реагирует с водой, в результате получается азотная кислота.

Щелочи растворяют ангидрид с выделением солей нитратов.

Как получают оксиды азота

Закись N2O образуется при острожном нагревании аммония нитрата в сухом виде, однако такой способ может сопровождаться взрывом.

Предпочтительным методом получения оксида одновалентного является воздействие кислотой азотной в концентрированном виде на кислоту сульфаминовую. Главным условием считается нагревание.

Нитрозил, или NO, – это особый оксид азота, получение которого осуществляется при взаимодействии молекул N2 и O2. Важным условием такого процесса является сильное нагревание свыше 1000 °C.

Природный способ получения связан с грозовыми разрядами в атмосферном воздухе. Такой оксид быстро соединяется с кислородными молекулами и формируется диоксид.

Лабораторный метод синтеза NO связан с реакцией металлов и неконцентрированной кислоты азотной. Примером такой реакции может быть взаимодействие меди с HNO3.

Другой способ образования моноокиси азота – реакция хлорида железа двухвалентного с натрия нитритом и кислотой соляной. Результатом процесса являются железа трехвалентного и натрия хлориды, вода и сама окись.

В промышленных масштабах его добывают за счет окисления аммиачных молекул во время нагревания и под высоким давлением. Ускорителем процесса является платина или хрома трехвалентного оксид.

Диоксид, или NO2, получается при взаимодействии мышьяка трехвалентного оксида с 50 % кислотой азотной, которую наносят по каплям на поверхность твердого реагента. Образуется смесь из оксидов двухвалентного и четырехвалентного азота.

Если ее охладить до температуры -30 °С, то синтезируется ангидрид азотистый, или N2O3.

В порошкообразном виде он получается в случае пропускания тока электрического сквозь газообразную его форму.

Если на крахмальный порошок подействовать кислотой азотной с концентрацией 50 %, то выделяется оксид двухвалентного и четырехвалентного азота, газ углекислый и вода. В дальнейшем из полученных первых двух соединений формируется молекула N2O3.

Читайте также:
Фенолы - структурная формула, свойства, способы получения и применения

В результате теплового расщепления свинцового нитросоединения выделяется диоксид азота, свободный кислород и оксид свинца.

Ангидрид, или N2O5, образуется благодаря отщеплению молекулы воды от кислоты азотной действием фосфора оксида пятивалентного.

Другой способ его синтеза является пропускание сухого хлора сквозь безводный серебряный нитрат.

Если на диоксид азотный подействовать молекулами озона, то формируется N2O5.

Оксид азота

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 135.

Средняя оценка: 4.5

Всего получено оценок: 135.

Известно десять оксидов азота, пять из которых находятся в стабильном состоянии. Атомы кислорода и азота во всех оксидах соединены ковалентной полярной химической связью.

Общее описание

Азот – это бесцветный двухатомный газ (N2). Атомы в молекуле азота удерживает прочная тройная связь, что обуславливает инертность элемента. Азот реагирует с другими элементами и соединениями под действием внешних факторов – высокой температуры, электричества, катализаторов.

Рис. 1. Строение молекулы азота.

Оксиды образуются из солей аммония и азотной кислоты. Формулы оксидов азота и краткая характеристика соединений приведены в таблице.

Название

Формула

Получение

Особенности

Оксид диазота или оксид азота (I) – «веселящий газ»

– Нагревание нитрата аммония (опасность взрыва): NH4NO3 → N2O + 2H2O;

– нагревание аминосульфоновой кислоты с разбавленной азотной кислотой: NH2SO2OH + HNO3 → N2O + H2SO4 + H2O

Бесцветный газ со сладковатым привкусом. Не горит, токсичен. Растворим в воде, серной кислота, спирте

Монооксид или оксид азота (II)

Единственный оксид, получаемый непосредственным взаимодействием кислорода и азота при температуре 1200°С или при электрических разрядах: N2 + O2 → 2NO

Бесцветный ядовитый газ. На воздухе окисляется, приобретая коричневый цвет. Трудно сжижается. В жидком виде имеет голубой цвет

Триоксид диазота или оксид азота (III)

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты и твёрдого оксида мышьяка с последующим охлаждением:

При нормальных условиях – синяя жидкость. Может приобретать газообразное и твёрдое состояния. Сильно токсичен, вызывает ожоги кожи

Диоксид или оксид азота (IV)

– При взаимодействии азотной кислоты и меди: Cu + 4HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

– при разложении нитрата свинца: 2Pb(NO3)2 → 2PbO + 4NO2 + O2

Ядовитый газ бурого цвета с острым запахом. Легко сжижается при температуре ниже +21°С, превращаясь в желтоватую жидкость

Пентаоксид диазота или оксид азота (V)

– Дегидратация азотной кислоты в присутствии оксида фосфора: 2HNO3 + P2O5 → 2HPO3 + N2O5;

– взаимодействие хлора и нитрата серебра: 4AgNO3 + 2Cl2 → 4AgCl + 2N2O5 + O2;

Бесцветное твёрдое кристаллическое соединение, крайне неустойчивое при нормальных условиях. Приобретает стабильную форму при температуре ниже +10°C

Помимо пяти стабильных оксидов азота известны ещё пять нестабильных соединений – NON3, NO2N3, N(NO2)3, нитратный радикал NO3 и димер, состоящий из двух простых молекул, диоксида азота (N2O4).

Химические свойства

Основные реакции оксидов азота с простыми и сложными веществами приведены в таблице.

Оксиды

Реакции

Уравнения

При нагревании разлагается. Окисляет неметаллы. Проявляет свойства восстановителя с сильными окислителями. Реагирует с аммиаком и его производными. Не образует солей. Не реагирует с водой, щелочами, кислотами

Окисляется до диоксида азота на воздухе при нормальных условиях. Взаимодействует с галогенами. В присутствии сильного восстановителя проявляет окислительные свойства. Не образует соли, плохо растворим в воде

Читайте также:
Изомерия в химии - определение, положения, примеры и виды

Разлагается при нагревании. Реагирует с водой с образованием азотистой кислоты. Растворим в щелочах

Реагирует с неметаллами, металлами, галогенами, водой. Окисляет оксиды серы. Растворяется в щелочах

Быстро разлагается с взрывом. Растворяется в воде, щелочах

Оксиды используются для получения азотной кислоты. N2O используется в качестве наркоза.

Что мы узнали?

Из темы урока узнали, что азот может образовывать пять стабильных оксидов, проявляя переменную валентность I, II, III, IV, V. Только один оксид (NO) можно получить непосредственным взаимодействием азота и кислорода при нагревании или под воздействием электричества. Остальные оксиды выделяются из солей аммония и азотной кислоты. Большинство оксидов – токсичные газы, способные сжижаться. Оксиды реагируют с металлами, неметаллами, щелочами, оксидами.

Оксид азота

Характеристики и физические свойства оксида азота

В связи с тем, что в своих соединениях азот проявляет различные валентности, для этого элемента характерно несколько оксидов: оксид диазота, моно-, три-, ди- и пентаоксиды азота. Рассмотрим каждый из них более подробно.

Плохо растворяется в воде. При сильном охлаждении из раствора кристаллизуется кларат N2O×5,75H2O.

В твердом состоянии он полностью димеризован (N2O2), в жидком состоянии – частично (≈ 25% N2O2), в газе – в очень малой степени. Чрезвычайно термически устойчив. Плохо растворяется в воде.

При комнатной температуре на 90% разлагается на NOи NO2 и окрашивается в бурый цвет (NO2), не имеет температуры кипения (NO испаряется первым). В твердом состоянии – это белое или голубоватое вещество с ионным строением – нитрит нитрозила (NO + )(NO2 — ). В газе имеет молекулярное строение ON-NO2.

При температуре выше 135 o С – это мономер, при комнатной температуре – красно-бурая смесь NO2 и его димера (тетраоксида диазота) N2O4. В жидком состоянии димер бесцветен, в твердом состоянии белый. Хорошо растворяется в холодной воде (насыщенный раствор – ярко-зеленый), полностью реагируя с ней.

При нагревании возгоняется и плавится, при комнатной температуре разлагается за 10 часов. В твердом состоянии имеет ионное строение (NO2 + )(NO3 — ) – нитрат нитроила.

Таблица 1. Физические свойства оксидов азота.

Молярная масса, г/моль

Температура плавления, o С

Температура кипения, o С

Получение оксида азота

В лабораторных условиях оксид диазота получают путем осторожного нагревания сухого нитрата аммония (1) или нагреванием смеси сульфаминовой и азотной (73%-ная) кислот (2):

Монооксид азота получают взаимодействием простых веществ азота и кислорода при высоких температурах (≈1300 o С):

Кроме этого оксид азота (II) является одним из продуктов реакции растворения меди в разбавленной азотной кислоте:

При охлаждении смеси газов, состоящей из оксидов азота (II) и (IV) до -36 o С образуется триоксид азота:

Данное соединение можно получить при действии 50%-ной азотной кислоты на оксид мышьяка (III) (3) или крахмал (4):

Термическое разложение нитрата свинца (II) приводит к образованию диоксидазота:

Это же соединение образуется при растворении меди в концентрированной азотной кислоте:

Пентаоксид азота получают путем пропускания сухого хлора над сухим нитратом серебра (5), а также по реакции взаимодействия между оксидом азота (IV) и озоном (6):

Читайте также:
Альдегиды - что это, применение, свойства, формула

Химические свойства оксида азота

Оксид диазота малореакционноспособный, не реагирует с разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, кислородом. При нагревании реагирует с колнцентрированной серной кислотой, водородом, металлами, аммиаком. Поддерживает горение углерода и фосфора. В ОВР может проявлять свойства как слабого окислителя, так и слабого восстановителя.

Монооксид азота не реагирует с водой, разбавленными кислотами, щелочами, гидратом аммиака. Мгновенно присоединяет кислород. При нагревании реагирует с галогенами и другими неметаллами, сильными окислителями и восстановителями. Вступает в реакции комплексообразования.

Триоксид азота проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Энергично реагирует с кислородом и озоном, окисляет металлы.

Диоксид азота реагирует с водой и щелочами. В ОВР проявляет свойства сильного окислителя. Вызывает коррозию металлов.

Пентаоксид азота проявляет кислотные свойства, реагирует с водой, щелочами, гидратом аммиака. Является очень сильным окислителем.

Применение оксида азота

Оксид диазота используют в пищевой промышленности (пропеллент при изготовлении взбитых сливок), медицине (для ингаляционного наркоза), а также в качестве основного компонента ракетного топлива.

Триоксид и диоксид азота применяются в неорганическом синтезе для получения азотной и серной кислот. Оксид азота (IV) также нашел применение в качестве одного из компонентов ракетного топлива и смесевых взрывчатых веществ.

Примеры решения задач

Задание Оксид азота содержит 63,2% кислорода. Какова формула оксида.
Решение Массовая доля элемента Х в молекуле состава НХ рассчитывается по следующей формуле:

ω (Х) = n × Ar (X) / M (HX) × 100%.

Вычислим массовую долю азота в оксиде:

ω (N) = 100% — ω(O) = 100% — 63,2% = 36,8%.

Обозначим количество моль элементов, входящих в состав соединения за «х» (азот) и «у» (кислород). Тогда, мольное отношение будет выглядеть следующим образом (значения относительных атомных масс, взятых из Периодической таблицы Д.И. Менделеева, округлим до целых чисел):

x:y= 36,8/14 : 63,2/16;

x:y= 2,6 : 3,95 = 1 : 2.

Значит формула соединения азота и кислорода будет иметь вид NO2. Это оксид азота (IV).

Задание Какие газы тяжелее, а какие легче воздуха и во сколько раз: диоксид углерода, диоксид азота, монооксид углерода, хлор, аммиак?
Решение Отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и том же давлении, называется относительной плотностью первого газа по второму. Данная величина показывает, во сколько раз первый газ тяжелее или легче второго газа.

Относительную молекулярную массу воздуха принимают равной 29 (с учетом содержания в воздухе азота, кислорода и других газов). Следует отметить, что понятие «относительная молекулярная масса воздуха» употребляется условно, так как воздух – это смесь газов.

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: