No2 какие свойства проявляет

Уравнения окислительно-восстановительных реакций оксидов 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:

– +
N=N=O

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:

·N=O

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.

В промышленных целях NO(II) получают каталитическим окислением аммиака (в роли катализатора используется платина):
4N-3H3+5O20 → 4N+2O-2+6H2O

В лабораторных условиях NO(II)получают действием разбавленной азотной кислотой на медь:
3Cu0+8HN+5O3 = 3Cu+2(NO3)2+2N-2O↑+4H2O

Монооксид азота используют для получения азотной кислоты.

Оксид азота N2O3(III)

Строение молекулы:

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)

Строение молекулы:

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+4O2+H2O = HN+3O2+HN+5O3

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+4O2+O20+2H2O ↔ 4HN+5O3-2

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

В избытке кислорода образуется только нитрат натрия:
4N+4O2+4NaOH+O20 = 4NaN+5O3-2+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)

Строение молекулы:

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

Оксиды азота N2O3 и N2O5 практического применения не имеют.

Другие соединения азота:

Аммиак
Азотная кислота

Источник

Оксиды азота

При описании свойств азота отмечалось, что при непосредственном взаимодействии азота с кислородом образуется только оксид азота (II) NO. Однако существуют оксиды азота со всеми возможными степенями окисления (от +1 до +5).

N2O – оксид азота (I), «веселящий газ»

При обычной температуре N2O – бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом; обладает наркотическим действием, вызывая сначала судорожный смех, затем – потерю сознания.

Способы получения

1. Разложение нитрата аммония при небольшом нагревании:

NH4NO3 = N2O↑ + 2Н2О

2. Действие HNO3 на активные металлы

10HNO3(конц.) + 4Са = N2O↑ + 4Ca(NO3)2 + 5Н2О

Химические свойства

N2O не проявляет ни кислотных, ни основных свойств, т. е. не взаимодействует с основаниями, с кислотами, с водой (несолеобразующий оксид).

При Т > 500’С разлагается на простые вещества. N2O – очень сильный окислитель. Например, способен в водном растворе окислить диоксид серы до серной кислоты:

N2O + SO2 + Н2О = N2↑ + H2SO4

NO – оксид азота (II), монооксид азота.

При обычной температуре NO – бесцветный газ без запаха, малорастворимый в воде, очень токсичный (в больших концентрациях изменяет структуру гемоглобина).

Способы получения

1. Прямой синтез из простых веществ может быть осуществлен только при очень высокой Т:

N2 + O2 = 2NО – Q

2. Получение в промышленности (1-я стадия производства HNO3).

4NH3 + 5O2 = 4NО + 6Н2О

3. Лабораторный способ – действие разб. HNO3 на тяжелые металлы:

8HNO3 + 3Cu = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4Н2О

Химические свойства

NO – несолеобразующий оксид (подобно N2О). Обладает окислительно-восстановительной двойственностью.

2NO + SO2 + Н2О = N2O↑ + H2SO4

2NO + 2H2 = N2 + 2Н2О (со взрывом)

2NO + O2 = 2NO2

10NO + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 10HNO3 + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 4Н2О

NO2 – оксид азота (IV), диоксид азота

При обычной температуре NO2 – красно-бурый ядовитый газ с резким запахом. Представляет собой смесь NO2 и его димера N2O4 в соотношении -1:4. Диоксид азота хорошо растворяется в воде.

Способы получения

I. Промышленный – окисление NO: 2NO + O2 = 2NO2

II. Лабораторные:

действие конц. HNO3 на тяжелые металлы: 4HNO3 + Сu = 2NO2↑ + Cu(NO3)2 + 2Н2О

разложение нитратов: 2Pb(NO3)2 = 4NO2↑ + O2↑ + 2РbО

Химические свойства

NO2 взаимодействует с водой, основными оксидами и щелочами. Но реакции протекают не так, как с обычными оксидами – они всегда окислительно – восстановительные. Объясняется это тем, что не существует кислоты со С.О. (N) = +4, поэтому NO2 при растворении в воде диспропорционирует с образованием 2-х кислот – азотной и азотистой:

2NO2 + Н2О = HNO3 + HNO2

Если растворение происходит в присутствии O2, то образуется одна кислота – азотная:

4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3

Аналогичным образом происходит взаимодействие NO2 со щелочами:

в отсутствие O2: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + Н2О

в присутствии O2: 4NO2 + 4NaOH + O2 = 4NaNO3 + 2Н2О

По окислительной способности NO2 превосходит азотную кислоту. В его атмосфере горят С, S, Р, металлы и некоторые органические вещества. При этом NO2 восстанавливается до свободного азота:

10NO2 + 8P = 5N2 + 4P2O5

2NO2 + 8HI = N2 + 4I2 + 4Н2О (возникает фиолетовое пламя)

В присутствии Pt или Ni диоксид азота восстанавливается водородом до аммиака:

2NO2 + 7Н2 = 2NH3 + 4Н2О

Как окислитель NO2 используется в ракетных топливах. При его взаимодействии с гидразином и его производными выделяется большое количество энергии:

2NO2 + 2N2H4 = 3N2 + 4Н2О + Q

N2O3 и N2O5 – неустойчивые вещества

Оба оксида имеют ярко выраженный кислотный характер, являются соответственно ангидридами азотистой и азотной кислот.

N2O3 как индивидуальное вещество существует только в твердом состоянии ниже Т пл. (-100С).

С повышением температуры разлагается: N2O3 → NO + NO2

N2O5 при комнатной температуре и особенно на свету разлагается так энергично, что иногда самопроизвольно взрывается:

2N2O5 = 4NO2 + O2

Источник

Азот – неметаллический элемент Va группы периодической таблицы Д.И. Менделеева. Составляет 78% воздуха. Входит в состав
белков, являющихся важной частью живых организмов.

Температура кипения азота составляет -195,8 °C. Однако быстрого замораживания объектов, которое часто демонстрируют в
кинофильмах, не происходит. Даже для заморозки растения нужно продолжительное время, это связано с низкой теплоемкостью
азота.

Азот

Общая характеристика элементов Va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма – полуметалл, висмут – металл.

Элементы Va группы

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np3:

N – 2s22p3
P – 3s23p3
As – 4s24p3
Sb – 5s25p3
Bi – 6s26p3

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома азота электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, что проявляется в особенностях электронной конфигурации возбужденного состояния.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Основное и возбужденное состояние атома азота

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

Воздух – во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
KNO3 – индийская селитра, калиевая селитра
NaNO3 – чилийская селитра, натриевая селитра
NH4NO3 – аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Селитры являются распространенными азотными удобрениями, которые обеспечивают быстрый рост и развитие растений, повышают урожайность. Однако,
следует строго соблюдать правила их применения, чтобы не превысить допустимые концентрации.

Аммиачная селитра

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения их сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

Получение азота из сжатого воздуха

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH4NO2 → (t) N2 + H2O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO3(разб.) + Zn → Zn(NO3)2 + N2 + H2O

Получение азота из нитрита аммония

Химические свойства

Азот восхищает – он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до +5.

Степени окисления азота

Молекула азота отличается большой прочностью из-за наличия тройной связи. Вследствие этого многие реакции эндотермичны: даже горение
азота в кислороде сопровождается поглощением тепла, а не выделением, как обычно бывает при горении.

Молекула азота

Реакция с металлами

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

N2 + Li → Li3N (нитрид лития)

N2 + Mg → (t) Mg3N2

N2 + Al → (t) AlN

Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях,
называется нашатырным спиртом.

Аммиак

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N2 + H2 ⇄ (t, p) NH3

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

Реакция с водой

Образует нестойкое соединение – гидроксид аммония, слабое основание. Оно сразу же распадается на воду и аммиак.

NH3 + H2O ⇄ NH4OH

Основные свойства

Как основание аммиак способен реагировать с кислотами с образованием солей.

NH3 + HCl → NH4Cl (хлорид аммония)

NH3 + HNO3 → NH4NO3 (нитрат аммония)

Нитрат аммония

Восстановительные свойства

Поскольку азот в аммиаке находится в минимальной степени окисления -3 и способен только ее повышать, то аммиак проявляет выраженные
восстановительные свойства. Его используют для восстановления металлов из их оксидов.

NH3 + FeO → N2↑ + Fe + H2O

NH3 + CuO → N2↑ + Cu + H2O

Горение аммиака без катализатора приводит к образованию азота в молекулярном виде. Окисление в присутствии катализатора сопровождается
выделением NO.

NH3 + O2 → (t) N2 + H2O

NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O

Горение аммиака

Соли аммония

Получение

NH3 + H2SO4 → NH4HSO4 (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH3 + H3PO4 → (NH4)3PO4

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода – реакция идет.

Реакции с кислотами

NH4Cl + H2SO4 → (NH4)2SO4 + HCl↑

Реакции с щелочами

В реакциях с щелочами образуется гидроксид аммония – NH4OH. Нестойкое основание, которое легко распадается на воду и аммиак.

NH4Cl + KOH → KCl + NH3 + H2O

Реакции с солями

(NH4)2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + NH4Cl

Реакция гидролиза

В воде ион аммония подвергается гидролизу с образованием нестойкого гидроксида аммония.

NH4+ + H2O ⇄ NH4OH + H+

NH4OH ⇄ NH3 + H2O

Реакции разложения

NH4Cl → (t) NH3↑ + HCl↑

(NH4)2CO3 → (t) NH3↑ + H2O + CO2↑

NH4NO2 → (t) N2↑ + H2O

NH4NO3 → (t) N2O↑ + H2O

(NH4)3PO4 → (t) NH3↑ + H3PO4

Фосфат аммония

Оксид азота I – N2O

Закись азота, веселящий газ – N2O – обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным
сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Закись азота

Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH4NO3 → N2O + H2O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N2O → (t) N2 + O2

Оксид азота II – NO

Окись азота – NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH3 + O2 → (t, кат) NO + H2O

В лабораторных условиях – в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu + HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 + NO + H2O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа – оксида азота IV – NO2.

NO + O2 → NO2

Оксид азота IV бурый газ

Оксид азота III – N2O3

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Оксид азота III

Получение

Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой, затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры – 36 °C.

As2O3 + HNO3 → H3AsO4 + NO↑ + NO2↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO + NO2 → N2O3

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислота – HNO2, соли которой называются нитриты (NO2-).
Реагирует с водой, основаниями.

H2O + N2O3 → HNO2

NaOH + N2O3 → NaNO2 + H2O

Оксид азота IV – NO2

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Оксид азота IV

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при
разложении нитратов.

Cu + HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O

Разложение нитратов

Cu(NO3)2 → (t) CuO + NO2 + O2

Pb(NO3)2 → (t) PbO + NO2 + O2

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

Окислительные свойства

Как окислитель NO2 ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

NO2 + C → CO2 + N2

NO2 + P → P2O5 + N2

Окисляет SO2 в SO3 – на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

SO2 + NO2 → SO3 + NO

Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам – азотистой HNO2 и азотной HNO3. Реакции с
водой и щелочами протекают по одной схеме.

NO2 + H2O → HNO3 + HNO2

NO2 + LiOH → LiNO3 + LiNO2 + H2O

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

NO2 + H2O + O2 → HNO3

Оксид азота IV

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение
(в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов
без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования,
обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Оксиды азота. Общая характеристика, химические свойства.

Данный урок посвящен оксидам азота, которые при взаимодействии с водой образуют кислоты, и соответственно, являются солеобразующими, – NO2 и N2O5.

NO2 представляет собой типичный кислотный оксид, который обладает высокой химической активностью, и при взаимодействии с неметаллами (сера, фтор, водород) ведет себя как сильный окислитель; также применяется при производстве серной кислоты (нитрозный метод), окисляя сернистый газ в олеум (SO3), и азотистой кислоты (HNO2).

N2O5 – это высший оксид азота, очень летуч, взаимодействует с органическими веществами, поэтому его нужно хранить в стеклянной посуде (!Важно! плавиковая кислота (HF) наоборот хранится в полимерной таре по причине того, что разъедает стекло), легко разлагается до ядовитого NO2 со взрывом; используется при получении азотной кислоты (HNO3).

Важно знать, что все оксиды азота токсичны!

Более детально изучить химические свойства предлагаю при помощи таблицы, в которой собраны все необходимые реакции для сдачи ЕГЭ.

*Солеобразующие оксиды азота*
1) Формула	NO2	N2O5
2) Характеристика	NO2 (Nitrogen dioxide, диоксид азота)– красно – бурый газ, ядовит, с характерным острым запахом; Хорошо растворяется в воде;	N2O5 (Dinitrogen pentoxide, пентаоксид азота)– бесцветные, летучие кристаллы, взрывчатые; Хорошо растворяется в воде;
3) Получение в лаборатории	1) 2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2 (200-470 C); 2) Me + 4HNO3(к) = Me(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O (Me= правее водорода);	1) 2HNO3(к) + P2O5 = N2O5 + 2HPO3 (-10 C); 2) 4AgNO3 + 2Cl = 4AgCl + 2N2O5 + O2;
4) Получение в промышленности	NO+ O2 = NO2 (на воздухе – мгновенно);	2NO2 + O3 = N2O5 (-78 C);
5) Химические свойства	1) Разложение: 2NO2 = 2NO + O2 (140-600 C) 2) C кислотами: 2NO2 + 4HCl = 2NOCl + Cl2 + 2H2O; 2NO2 + 8HI = N2 + 4I2 + 4H2O; 2NO2 + 2H2S = N2 + 2S + 2H2O (350 C); 3) С металлами: 2NO2 + Na = NaNO3 + NO (22 C); 2NO2 + 4Cu = N2 + 4CuO (600 C); 2NO2 + 4Zn = 4ZnO + N2; NO2 + K = KNO2; 4) С неметаллами: NO2 + O2 ≠ В присутствии воды реакция идет (образование HNO3): 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3; 4NO2 + O2 + 4NaOH = 4NaNO3 + 2H2O; 2NO2 + O3 = N2O5 + O2; 2NO2 + 2C = N2 + 2CO2 (t); 2NO2 + 7H2 = 2NH3 + 4H2O (kat.: Pt, Ni); 10NO2 + 8P = 5N2 + 4P2O5 (150 C); 2NO2 + 2S = N2 + 2SO2 (150 C); 2NO2 + F2 = NO2F (нитронил фтористый); 2NO2 + F2 + H2O = 2HNO3 + 2HF; 5) С солями: 3NO2 + CaCO3 = Ca(NO3)2 + NO + CO2 (+Q); 2NO2 + KГ = KNO3 + NOГ (Г= Cl, Br); 14NO2 + 16FeSO4 + 8H2SO4 = 8HNO3 + 8Fe2(SO4)2 + 3N2 + 4H2O; 5NO2 + KMnO4 + 2H2SO4 + H2O = 5HNO3 + MnSO4 + KHSO4 6) С оксидами: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2; 2NO2 + SO2 = N2 + 2SO3 (22 C) 2NO2 + SO2 = SO3 + NO (t) 7) C основаниями: 2NO2 + 2KOH = KNO3 + KNO2 + H2O	1) Разложение: N2O5 = 4NO + O2 (взрыв); 2) С кислотами: N2O5 + 3H2S = 3H2SO4 + 4N2 + 4O2; 3) С металлами: N2O5 + 3Zn = 3ZnO + O2 + N2 (t) N2O5 + 5Cu = N2 + 5CuO (500 C) N2O5 + Na = NaNO3 + NO2 4) С неметаллами: N2O5 + O2 ≠ N2O5 + I2 = I2O5 + N2 5) С солями: 2N2O5 + 2KI = I2 + 2NO2 + 2KNO3 6) С оксидами: N2O5 + H2O = 2HNO3 + Q N2O5 + 3SO2 = 3SO3 + O2 + N2 N2O5 + Al2O3 = 2Al(NO3)3 (40 C) N2O5 + CaO = Ca(NO3)2 7) С основаниями: N2O5 + 2NH4OH = 2NH4NO3 + H2O N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O
6) Применение	1) Используется при производстве H2SO4 и HNO3; 2) Окислитель в жидком ракетном топливе; 3) Вместе с другими оксидами азота образует «лисий хвост» – выбросы химического производства, и из выхлопных труб автомобилей; 4) Токсичен, вызывает отек легких.	1) Применение ограничено из-за взрывоопасной природы оксида азота (V); 2) Используется в качестве нитрующего агента (в органической химии).

Следующее занятие будет посвящено задачам по этой теме.

Если возникнут вопросы, пиши в коменты)

Солеобразующие оксиды азота. Задачи с объяснениями.

Источник