Краткие сведения ОБ оксидах азота

ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ
ОБ ОКСИДЕ АЗОТА(II)

Получение: В промышленности 1) Прямой синтез: N2 + O2  2NO↑ 2) Сжигание аммиака: 4NH3 + 5O2 4NO↑ + 6H2O В лаборатории 3) Взаимодействием меди с раствором азотной кислоты: 3Cu + 8HNO3 (p-p) 2NO↑ + 4H2O + 3Cu(NO3)2

Физические свойства: Газ без цвета и запаха, малорастворим в воде. Ядовит: поражает дыхательные пути. В 1,035 раза тяжелее воздуха.

Химические свойства: Несолеобразующий оксид: с водой, щелочами и оксидами металлов не взаимодействует. Легко окисляется кислородом: 2NО + O2 → 2NO2↑

Применение: Для получения азотной кислоты.

ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ
ОБ ОКСИДЕ АЗОТА(IV)

Получение: В промышленности 1) Окисление монооксида азота: 2NO + O2 → 2NO2↑ В лаборатории 2) Взаимодействием меди с концентрированной азотной кислотой: Cu +4HNO3 (конц.) 2NO2↑ + 2H2O + Cu(NO3)2 3)Разложение нитратов: 2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2↑+ O2↑ *4) Окислением серы или фосфора концентрированной азотной кислотой: S + 6HNO3(конц.) H2SO4 + 6NO2↑+ 2H2O Р + 5HNO3(конц.)  H3РO4 + 5NO2↑+ H2O

Физические свойства: Газ бурого цвета с резким запахом, хорошо растворим в воде. Очень ядовит: сильно поражает дыхательные пути. В 1,59 раза тяжелее воздуха. **При обычных условиях (t° ≈ +25°C) существует в смеси с димером: 2NO2 ⇄ N2O4. При понижении температуры увеличивается содержание N2O4 (при t° ниже –12°C присутствуют только бесцветные кристаллы N2O4), а при увеличении – NO2 (при t° выше +140°C присутствует только тёмно-бурый NO2).

Химические свойства: Солеобразующий кислотный оксид 1) С водой: 2NO2 + H2O → HNO3 + НNO2 образуется две кислоты 3NO2 + H2O → 2HNO3+ NO↑ 4NO2 + 2H2O + O2  4HNO3(конц.) 2) Со щелочами образует два ряда солей – нитриты и нитраты:  2NO2 + 2NaOH → NaNO2+ NaNO3+ H2О 3) С основными оксидами: 2NO2 + Na2O → NaNO2+ NaNO3 **4) Очень сильный окислитель: 2С + 2NO2  2СO2↑ + N2↑ 8Р + 10NO2  4Р2O5↑ + 5N2↑ **5) С озоном: 2NO2 + О3 → N2O5 + O2↑

Применение: Для получения азотной кислоты и её солей нитратов.

ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ
ОБ ОКСИДЕ ФОСФОРА(V)

Р2O5 – фосфорный ангидрид, пентаоксид дифосфора

Получение: В промышленности 1) Прямой синтез: 4Р + 5O2  2Р2O5 В лаборатории 2) Разложением фосфорной кислоты:  2H3РO4  Р2O5 + 3H2O 3)Разложение фосфатов: Cа3(РO4)2  3CаO + Р2O5 **4) Окислением фосфора: 8Р + 10NO2  4Р2O5↑ + 5N2↑

Физические свойства: Белое кристаллическое вещество, рыхлое (похожее на снег) и гигроскопичное (легко поглощает влагу), отлично растворимое в воде. Ядовито.

Химические свойства: Солеобразующий кислотный оксид 1) С водой:  P2O5+ H2O→ 2HРO3 (метафосфорная кислота) P2O5+ 3H2O 2H3РO4 (ортофосфорная кислота) 2) Со щелочами: P2O5 + 2NaOH + Н2О → 2NaН2РO4 (дигидрофосфат натрия) P2O5 + 4NaOH → 2Na2НРO4 + H2O (гидрофосфат натрия и вода) P2O5 + 6NaOH → 2Na3РO4 + 3H2O (фосфат натрия и вода) 3) С основными оксидами: P2O5+ 3Na2O → 2Na3РO4 (фосфат натрия)

Применение: 1) Для получения фосфорных кислот и их солей (минеральные удобрения). 2) Как водоотнимающее средство и осушитель газов.

ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ
ОБ ОКСИДЕ УГЛЕРОДА(II)

СO – угарный газ, монооксид углерода

Получение: В промышленности 1) Прямой синтез: 2С + O2  2СО↑ 2) Взаимодействие кокса с углекислым газом: С + СO2 2СО↑ 3) Взаимодействие кокса с оксидами металлов: С + СuO  Cu + CO↑ В лаборатории 4) Разложение муравьиной кислоты: НСООН СО↑ + H2O

Физические свойства: Газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде. В 1,036 раза легче воздуха. Горючий. Очень ядовит. При вдыхании угарного газа, он взаимодействует с железом, входящим в состав гемоглобина, образуя устойчивый комплекс *(пентакарбонил железа – [Fe(CO)5]). В результате чего, перенос кислорода от лёгких к тканям замедляется, что вызывает сначала кашель и одышку, затем паралич и смерть. Первая помощь: избыток чистого воздуха или кислорода, покой и сладкий горячий чай.

Химические свойства: Несолеобразующий оксид 1) При обычных условиях не взаимодействует с водой и щелочами. 2) С кислородом: 2СO + О2  СО2↑ 3) С оксидами металлов: СO + СuO  Cu + CO2↑ *4) С хлором: СО + Cl2  COCl2↑ (фосген – сильный яд!) *5) Со щелочами: СО + NaOH(кр.)  HCOONa (формиат натрия)

Применение: 1) В металлургии для получения чистых металлов. 2) В органическом синтезе для получения синтетического углеводородного сырья. 3) Для получения карбонилов металлов (никеля, кобальта и железа), которые используются как катализаторы в органическом синтезе.

ОСНОВНЫЕ СВЕДЕНИЯ
ОБ ОКСИДЕ УГЛЕРОДА(IV)

СO2 – углекислый газ, угольный ангидрид, диоксид углерода

Получение: В промышленности 1) Прямой синтез: С + O2  СO2↑ 2) Сжигание метана и других органических соединений: СН4 + 2О2 СO2↑ + 2H2O 3) Разложение карбонатов: СаСO3  СаO + СO2↑ В лаборатории 4) Взаимодействием карбоната кальция с кислотой: СаСO3 + 2HCl → CO2↑ + H2O + CaCl2 5) Окисление угарного газа: 2СO + O2 → 2СO2↑

Физические свойства: Газ без цвета и запаха, слабо растворим в воде. При низких температурах и давлении превращается в белую льдоподобную кристаллическую массу – «сухой лёд». Сухой лёд опасен – легко обжигает кожу. В 1,52 раза тяжелее воздуха. Не горит и не поддерживает дыхание и горение. В мизерных дозах не опасен, но при содержании в воздухе более 10 % смертельно опасен.

Химические свойства: Солеобразующий кислотный оксид 1) С водой: СO2 + H2O ⇄ [H2CO3] ⇄ СО2∙Н2О                                (угольная кислота) (гидрат углекислого газа) 2) Со щелочами: СO2 + NaOH → NaНСO3 (гидрокарбонат натрия) СO2 + 2NaOH → Na2СO3+ H2O 3) С основными оксидами: СO2 + Na2O → Na2СO3 (карбонат натрия) 4) Образование угарного газа: СO2 + С 2СО↑ *5) Окисление магния: СO2 +2Mg 2MgO + С (поэтому нельзя тушить горящий магний углекислым газом) 6) Превращение карбоната в гидрокарбонат: СаСО3 + СO2 + H2O → Са(НCO3)2 (гидроарбонат кальция)

Применение: 1) Для получения соды, сахара, газированных напитков. 2) Для тушения пожаров в огнетушителях. 3) Сухой лед используют при взрывных работах, для устранения облачности, а также при хранения продуктов.